Post on 22-Apr-2015
Igor Silveira Melo Cavalcanti 14452
Conrado Henrique Alves Sanches Cardoso Neves 15801
Ácidos e BasesOs ácidos tem sabor azedo e fazem determinados corantes mudar de cor (o tornassol fica vermelho no contato com ácidos). A palavra ácido vem da palavra latina Acidus, que significa azedo.
As bases tem sabor amargo e dão a impressão de serem escorregadias. A palavra base vem do inglês arcaico ‘rebaixar’.
Definição de Arrhenius
Em 1880 Svante Arrhenius ligou o comportamento ácido com a presença de íons H+ , e o comportamento básico com a presença de íons OH- em solução aquosa. Então ele definiu ácidos como substâncias que produzem íons H+ em água, e bases como substâncias que produzem íons OH- em água.
Cloreto de hidrogênio é um ácido de Arrhenius HCl(g) ---> H+
(aq) + Cl-(aq)
O Hidróxido de sódio é uma base de Arrhenius NaOH ---> Na+ + OH-
Definição de Brønsted-Lowry
Os conceitos de Arrhenius são limitados a soluções aquosas.
A transferência do íon H+ (próton)
Definição de Brønsted-Lowry Ácido é uma substância (molécula ou íon) que
pode doar um próton para outra substância.
Uma base é uma substância que pode receber um próton.
Pares ácido-base conjugados
Forças relativas de ácidos e bases
Alguns ácidos são melhores doadores de prótons que outros.
Algumas bases são melhores receptoras de próton do que outras.
A auto ionização da água
Uma molécula de água pode doar um próton para outra molécula de água
Na água pura, a cada 10 bilhões de moléculas, apenas duas estão ionizadas. Por isso ela é má condutora de eletricidade.
Produto iônico da água
Esta equação é particularmente útil porque ela não é só aplicável à água pura, mas à qualquer solução aquosa. Pode-se calcular H+ se OH- menos for conhecida e vice-versa.
A água é uma substância anfótera.
A Escala de pH
pH = -log[H+] (concentração molar)
pH = -log(1,0 x 10-7)= -(-7,00)= 7,00
A Escala de pH
pOH = -log[OH-]
Indicadores ácido-base
Ácidos fortes
- Ionizam-se totalmente em soluções aquosas;
- Em uma solução aquosa de ácidos fortes, esses são as fontes de íons H+ da solução;
- Exemplo:
HNO3(aq) + H2O(l) -> H3O+(aq) + NO3
-(aq) Ionização
completa
HNO3(aq) -> H+ (aq) + NO3-(aq) Simplificação
Bases fortes
- Dissociam-se totalmente em soluções aquosas;
- Em uma solução aquosa de bases fortes, quase não são encontradas moléculas da base na solução;
- Exemplo:
N3-(aq) + 3H2O(l) -> NH3 (aq) + 3OH-
(aq)
Ácidos fortes Ácidos fortes comunscomuns
Bases Fortes comunsBases Fortes comuns
Clorídrico, HClHidróxidos dos metais 1A (LiOH,
NaOH, KOH, RbOH, CsOH)
Hidróxidos dos metais mais pesados do grupo 2A (Ca(OH)2,
Sr(OH)2,Ba(OH)2)
Bromídrico, HBr
Iodídrico, HI
Clórico, HClO3
Perclórico, HClO4
Nítrico, HNO3
Sulfúrico, H2SO4
Ácidos Fracos
][
][][
HA
AHKa
- Ionizam-se parcialmente;
- Constante de dissociação ácida:
- Ácido poliprótico: mais de um íon ionizável
Bases Fracas
]B[
]OH[]HB[Kb
Constante de Dissociação Básica:
Tipos de bases fracas :
Primeira categoria: são as que têm um átomo com um par
de elétrons não-ligantes que pode
servir como receptor de prótons
- Amina e Amônia
Segunda categoria: consiste em ânions de ácidos fracos.
Relação entre Ka e Kb
NH4+
(aq) NH3(aq) + H+(aq)
NH3(aq) + H2O(l) NH4+
(aq) + OH-(aq)
][
]][[
4
3
NH
HNHK a ][
]][[
3
4
NH
OHNHKb
Ka x Kb = [H+][OH-] = Kw
pKa + pKb = pKw onde p é o cologaritmo (-log)
Exercício Resolvido
Calcular o pH de uma solução de ácido acético 0,30 mol/L, a 25ºC
1º passo: escrever a equação de equilíbrio da ionização
2º passo: escrever a expressão da constante de equilíbrio (pela tabela, temos Ka = 1,8 10-5)
Ka = [H+] [C2H3O2-] / [HC2H3O2] = 1,8 10-5
HCHC22HH33OO22 (aq)(aq) ↔ H ↔ H++ (aq)(aq) + C + C22HH33OO22--
(aq)(aq)
3º passo: obter as concentrações das espécies químicas participantes do equilíbrio
InicioInicio 0,300,30 00 00
VariaçãoVariação - xx + x+ x + x+ x
EquilíbrioEquilíbrio (0,30 – x)(0,30 – x) xx xx
HCHC22HH33OO22 (aq)(aq) ↔ H ↔ H++ (aq)(aq) + C + C22HH33OO22--
(aq)(aq)
4º passo: colocar as concentrações do equilíbrio na expressão da constante de equilíbrio
Ka = (x) (x) / (0,30 – x) = 1,8 10-5
x = [H+] = 2,3 10-3 M
5º passo: calcular o pH
pH = - log (2,3 10-3) = 2,64
Os fatores que afetam a força ácida:
Polaridade (H-C em CH4, neutra)
Força das ligações (H-F) Estabilidade da base conjugada (quanto
maior a estabilidade da base conjugada mais forte é o ácido)
Comportamento ácido-base e estrutura química
Hidrólise- Reação de íons com água- Variação resultante no pH
- Cátions dos metais alcalinos, alcalinos terrosos e ânions de ácidos fortes não sofrem hidrólise
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
H
H
H N: + B
F
F
F
H
H
H N B
F
F
F
Base Ácido