Capítulo 16Capítulo 16Ácidos e BasesÁcidos e Bases

Prof. Dr. Élcio Rogério BarrakProf. Dr. Élcio Rogério Barrak

Universidade Federal de Itajubá

Luis Fernando Ribeiro Ferreira Luis Fernando Ribeiro Ferreira 17101 17101 EELEELTadeu Victor Braga Polo Tadeu Victor Braga Polo 1698316983 ECAECA

• Conceitos de ácidos e bases de Arrhenius, Brönsted-Lowry e Lewis

• Auto-ionização da água• A escala de pH• Ácidos e bases fortes e fracos• Relação entre Ka e Kb

• Caráter ácido e base de soluções salinas• Comportamento ácido-base e estrutura

química• Comportamento anfótero das aminas

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Introdução

• Porque estudar ácidos e bases?

• Qual sua importância?

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Introdução

Ácidos e Bases de Arrhenius

• Ácido: Segundo Arrehnius é uma substância

que libera íons H+ em meio aquoso HCl(aq) + H2O(l) → H+

(aq) + Cl-(aq)

• Base:Segundo Arrehnius é a substância que em meio aquoso libera íons OH-

NaOH(aq) + H2O(l) → Na+(aq) + OH-

(aq)

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Ácidos e bases de BrØnsted-Lowry

• Em 1923, Johannes Brönsted e Thomas Lowry propuseram uma definição mais geral de ácidos e bases, baseada na transferência de H+ entre substâncias.

• ÁCIDO doa H+ enquanto BASE recebe esse H+.

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HCl(g) + H2O(l) → H3O+(aq) + Cl-

(aq)

Ácido Base

Ácidos e bases de Brönsted-Lowry

Um ácido e uma base como HX e X-, que diferem apenas pela presença ou ausência de um próton, são chamados de par ácido-base conjugados. Exemplos:HCl + H2O H3O+ + Cl-

ÁCIDO BASE ÁCIDO BASE

CONJUGADO CONJUGADA

NH3 + H2O NH4+ + OH-

BASE ÁCIDO ÁCIDO BASE

CONJUGADO CONJUGADA

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Pares ácido-base conjugados

Ácidos e bases de Brönsted-Lowry

• Quanto mais forte o ácido, mais fraca é sua base conjugada.

• Quanto mais forte a base, mais fraco é seu ácido conjugado.

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Forças relativas

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Auto-ionização da água

A auto-ionização da água explica o fato da água ser considerada às vezes ácido e às vezes base.H2O(l) + H2O(l) H3O+

(aq) + OH-(aq)

Produto iônico da água:Keq = Kw = [H3O+][OH-] = 1,0 ∙ 10-14 a 25ºC

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Escala de pH

• Em 1909 Sorensen sugeriu uma maneira de medir a concentração de H+, a fim de determinar o grau de acidez ou de alcalinidade a 25ºC.

pH = -log[H+] pOH = -log[OH-] [H+] = Kw/[OH-] pH + pOH = 14

pH > 7 básico; pH = 7 neutro; pH < 7 ácido

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Escala de pH

São substâncias que alteram a coloração de acordo com o pH do meio em que estão, e são usadas para determinar se um composto é ácido, básico ou neutro.

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Indicadores ácido-base

Ácidos e bases fortes• Ácidos fortes:

São ácidos que se ionizam totalmente em solução aquosa. Exemplos: HCl, HBr, HI, HNO3, HClO3, HClO4 e H2SO4.

• Bases fortes: São bases que se dissociam totalmente em

solução aquosa. Exemplos: NaOH, KOH, Ca(OH)2

(cátions do grupo 1 e 2, óxidos metálicos, hidretos e nitretos)

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Ácidos fracos

• Maioria dos ácidos são ácidos fracos, e ionizam parcialmente em solução aquosa. Para eles, pode-se chegar a uma constante (Ka) medida quando a reação de ionização está em equilíbrio:

HA(aq) H+(aq) + A-

(aq)

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]HA[

]A[]H[Ka

Ácidos fracos

• É um ácido que tem mais de um H ionizável.

H2SO3(aq) H+(aq) + HSO3

-(aq) Ka1 = 1,7 x 10-

2

HSO3-(aq) H+

(aq) + SO32-

(aq) Ka2 = 6,4 x 10-

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Ka1 > Ka2

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Ácidos Polipróticos

Bases fracas

• As bases fracas ionizam parcialmente em solução aquosa.

B(aq) + H2O HB+ + OH-(aq)

• Sua constante básica (Kb), quando em equilíbrio na reação de ionização, é dada por:

Kb = [HB+][OH-]

[B]

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• Quanto maior o Kb mais forte é a base.

Bases fracas

Existem 2 tipos de bases fracas:

1. Ânions de ácidos fracos

ClO-(aq) + H2O(l) HClO(aq) + OH-

(aq)

Kb = 3,33 x 10 -7

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2. Substâncias neutras que têm átomos com um par de elétrons não-ligantes que pode servir como um receptor de próton (H+). A maioria dessas bases contém um átomo de nitrogênio ou a função amina.

Bases fracas

Kb = 4,2 x 10-4

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Relação entre Ka e Kb

• A medida que a força de uma ácido aumenta, a força de sua base conjugada diminui. Portanto:

Ka Kb = Kw

pKa + pKb = pKw = 14,00 a 25ºC

• O par conjugado tende a se neutralizar, restando apenas a ionização da água.

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Caráter ácido e básico de soluções salinas

• Os sais dissolvidos em água estão completamente dissociados.

• Quase todos os sais são eletrólitos fortes.• O pH resultante pode ser básico, ácido ou

neutro, dependendo da origem do sal.

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Ácido Forte Ácido Fraco

Base Forte Neutro Básico

Base Fraca Ácido Ácido/Básico

Força do ácido em relação à estrutura química

• Fatores que afetam a força de um ácido:

1. Polaridade 2. Força das ligações 3. Estabilidade da base conjugada

Ácidos binários: a força de ligação diminui e a acidez aumenta ao descer no grupo da tabela periódica.

Oxiácidos: a força ácida aumenta com o aumento da eletronegatividade do átomo central.

Ácidos carboxílicos: a força do ácido aumenta à medida que o número de átomos eletronegativos no ácido aumenta.

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Ácidos e bases de Lewis

• Ácido de Lewis é um receptor de par de elétrons;

• Base de Lewis é um doador de par de elétrons;Esta definição aumenta o número de espécies que podem ser consideradas ácidos.

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Ácidos e bases de Lewis• A maioria dos íons metálicos se comportam

como ácidos em soluções aquosas.

• Hidratação é a interação em que um íon metálico atrai os elétrons não compartilhados da água.

Fe(H2O)63+

(aq) Fe(H2O)5(OH)2+(aq) + H+

(aq)

Ka = 2 x 10-8

• Ka para reações de hidrólise em geral aumenta com o aumento da carga e a diminuição do raio dos íons.

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Comportamento anfótero dos aminoácidos

• É uma característica dos aminoácidos, onde eles se comportam tanto como ácido (ácido carboxílico) quanto como base (amina).

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Comportamento anfótero dos aminoácidos

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• Devido a este comportamento, ocorre uma reação interna formando uma molécula chamada zwitterion (do alemão, íon híbrido).

Referência bibliográfica

• T.L.Brown. H.E. LeMay, B.E. Bursten, Química: a Ciência Central, 9ª. ed.. São Paulo: Pearson Prentice Hall, 2005.

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