Ácido Base 1
description
Transcript of Ácido Base 1
Ácidos e Bases no dia-a-dia
Ácidos e BasesÁcidos e Bases
ÁcidosTêm um gosto azedo. O vinagre deve o seu gosto aoácido acético. Os citrinos contém ácido cítrico.
Reagem com certos metais produzindo hidrogénio.
Reagem com carbonatos e bicarbonatos produzindo dióxido decarbono.
Têm um sabor amargo.
Escorregadios. Muitos sabões contém bases.
Bases
Ácidos e Bases de Arrehnius
Ácidos e BasesÁcidos e Bases
Um ácido de Arrehnius é uma substância que produz H+ (H3O+) em água
Uma base de Arrhenius é uma substância que produz OH- em água
Ácidos e Bases de Brønsted
Ácidos e BasesÁcidos e Bases
Um ácido de Brønsted é um dador de protões
Uma base de Brønsted é um aceitador de protões
ácidobase ácido base
ácido baseconjugadabase ácido
conjugado
Propriedades ácido-base da água
Ácidos e BasesÁcidos e Bases
O
H
H + O
H
H O
H
H H OH-+[ ] +
H2O (l) H+ (aq) + OH- (aq)
H2O + H2O H3O+ + OH-
ácidobase
conjugada
baseácido
conjugado
Auto-ionização da água
Produto iónico da água
Ácidos e BasesÁcidos e Bases
H2O (l) H+ (aq) + OH- (aq) Kc =[H+][OH-]
[H2O]
[H2O] = constante Kc[H2O] = Kw = [H+][OH-]
A constante do produto iónico (Kw) é o produto dasconcentrações molares dos iões de H+ e OH- a umadeterminada temperatura.
A 250CKw = [H+][OH-] = 1.0 x 10-14 [H+] = [OH-]
[H+] > [OH-][H+] < [OH-]
A solução éneutraácidabásica
Só 1 molécula em 200milhões está ionizada
Produto iónico da água
Ácidos e BasesÁcidos e Bases
Qual a concentração de iões OH- numa solução de HClcuja concentração de iões H+ é 1.3 M?
Kw = [H+][OH-] = 1.0 x 10-14
[H+] = 1.3 M [OH-] =Kw
[H+]1 x 10-14
1.3= = 7.7 x 10-15 M
pH uma medida da acidez
Ácidos e BasesÁcidos e Bases
pH = -log [H+]
[H+] = [OH-][H+] > [OH-][H+] < [OH-]
A solução éneutraácidabásica
[H+] = 1 x 10-7
[H+] > 1 x 10-7
[H+] < 1 x 10-7
pH = 7pH < 7pH > 7
A 250C
pH [H+]
pOH = -log [OH-]
[H+][OH-] = Kw = 1.0 x 10-14
-log [H+] – log [OH-] = 14.00
pH + pOH = 14.00
pH uma medida da acidez
Ácidos e BasesÁcidos e Bases
O pH da água da chuva recolhida numa determinadaregião do norte de Portugal num dia particular foi 4.82.Qual a concentração de iões H+ da água da chuva?
pH = -log [H+]
[H+] = 10-pH = 10-4.82 = 1.5 x 10-5 M
A concentração de iões OH- de uma amostra de sangue é2.5 x 10-7 M. Qual o pH do sangue?
pH + pOH = 14.00
pOH = -log [OH-] = -log (2.5 x 10-7) = 6.60
pH = 14.00 – pOH = 14.00 – 6.60 = 7.40
Força de ácidos e bases e electrólitos fortes e fracos
Ácidos e BasesÁcidos e Bases
Electrólitos fortes – 100% dissociados
NaCl (s) Na+ (aq) + Cl- (aq)H2O
Electrólitos fracos – não estão completamente dissociadosCH3COOH CH3COO- (aq) + H+ (aq)
Ácidos fortes são electrólitos fortes
HCl (aq) + H2O (l) H3O+ (aq) + Cl- (aq)
HNO3 (aq) + H2O (l) H3O+ (aq) + NO3- (aq)
HClO4 (aq) + H2O (l) H3O+ (aq) + ClO4- (aq)
H2SO4 (aq) + H2O (l) H3O+ (aq) + HSO4- (aq)
Força de ácidos e bases e electrólitos fortes e fracos
Ácidos e BasesÁcidos e Bases
HF (aq) + H2O (l) H3O+ (aq) + F- (aq)
Ácidos fracos são electrólitos fracos
HNO2 (aq) + H2O (l) H3O+ (aq) + NO2- (aq)
HSO4- (aq) + H2O (l) H3O+ (aq) + SO4
2- (aq)
H2O (l) + H2O (l) H3O+ (aq) + OH- (aq)
Bases Fortes são electrólitos fortes
NaOH (s) Na+ (aq) + OH- (aq)H2O
KOH (s) K+ (aq) + OH- (aq)H2O
Ba(OH)2 (s) Ba2+ (aq) + 2OH- (aq)H2O
Força de ácidos e bases e electrólitos fortes e fracos
Ácidos e BasesÁcidos e Bases
F- (aq) + H2O (l) OH- (aq) + HF (aq)
Bases fracas são electrólitos fracos
NO2- (aq) + H2O (l) OH- (aq) + HNO2 (aq)
Pares ácido-base conjugados:
• A base conjugada de um ácido forte não tem uma força mensurável.
• H3O+ é o ácido mais forte que pode existir em solução aquosa.
• O ião OH- é a base mais forte que pode existir em solução aquosa.
Ácido forte Ácido fraco
Qual é o pH de uma solução 2 x 10-3 M de HNO3?
HNO3 é um ácido forte – 100% dissociação.
HNO3 (aq) + H2O (l) H3O+ (aq) + NO3- (aq)
pH = -log [H+] = -log [H3O+] = -log(0.002) = 2.7
ínicio
final
0.002 M
0.002 M 0.002 M0.0 M
0.0 M 0.0 M
Qual é o pH de uma solução 1.8 x 10-2 M de Ba(OH)2 ?
Ba(OH)2 é uma base forte – 100% dissociação
Ba(OH)2 (s) Ba2+ (aq) + 2OH- (aq)início
final
0.018 M
0.018 M 0.036 M0.0 M
0.0 M 0.0 M
pH = 14.00 – pOH = 14.00 + log(0.036) = 12.56
Cálculo de pH de soluções de ácidos fortes diluídos
Ácidos e BasesÁcidos e Bases
Qual é o pH de uma solução 2.0 x 10-8 M de HNO3?
Balanço de massas:Cinicial (HNO3) = [NO3
-]
HNO3 (aq) + H2O (l) H3O+ (aq) + NO3- (aq)
2H2O (l) OH- (aq) + H3O+ (aq) Kw = [H3O+][OH-]
Balanço de cargas:[H+] = [NO3
-] + [OH-]
Da expressão de Kw tira-se o valor de [OH-] em função de [H+] [OH-] = Kw/[H+] Substituindo no balanço de cargas e resolvendo para [H+]
[H+]2 – Cinicial(HNO3) x [H+] – Kw = 0
Resolve-se a equação de 2º grau e calcula-se o pH
Cálculo de pH de soluções de ácidos fortes diluídos
Ácidos e BasesÁcidos e Bases
[H+] = 1.1 x 10-7
pH = -log [H+] = 7.0
[H+]2 - 2.0 x 10-8 [H+] – 1.0 x 10-14 = 0
ax2 + bx + c =0 -b ± b2 – 4ac √2a
x =
Caso não se tivesse considerado o produto iónico da água[H+] = 2.0 x 10-8 (erro de 80 % na concentração de [H+])
pH = -log [H+] = 7.7
Ácidos fracos e constantes de ionização de ácidos
Ácidos e BasesÁcidos e Bases
HA (aq) + H2O (l) H3O+ (aq) + A- (aq)
HA (aq) H+ (aq) + A- (aq)
Ka =[H+][A-]
[HA]
Ka é a constante de ionização do ácido ou constante de acidez
KaForça do
ácido fraco
Qual é o pH de uma solução 0.5 M de HF (a 250C)?
HF (aq) H+ (aq) + F- (aq) Ka =[H+][F-]
[HF] = 7.1 x 10-4
HF (aq) H+ (aq) + F- (aq)
Inicial (M)
mudança (M)
equilíbrio (M)
0.50 0.00
-x +x
0.50 - x
0.00
+x
x x
Ka =x2
0.50 - x = 7.1 x 10-4
Ka ≈x2
0.50 = 7.1 x 10-4
0.50 – x ≈ 0.50Ka << 1
x2 = 3.55 x 10-4 x = 0.019 M
[H+] = [F-] = 0.019 M pH = -log [H+] = 1.72[HF] = 0.50 – x = 0.48 M
Quando se pode utilizar a aproximação ?
0.50 – x ≈ 0.50Ka << 1
Quando x for menos de 5% do valor do qual é subtraído.
x = 0.019 0.019 M0.50 M x 100% = 3.8%
Menos de 5%Aproximação
válida.
Qual o pH de uma solução 0.05 M de HF (a 250C)?
Ka ≈x2
0.05 = 7.1 x 10-4 x = 0.006 M
0.006 M0.05 M x 100% = 12%
Mais de 5%Aproximação inválida.
Tem que ser resolvido exactamente para x utilizando aequação quadrática.
Cálculo de pH de soluções de ácidos fracos diluídos
Ácidos e BasesÁcidos e Bases
Quando o pH calculado para a solução é > 6 temos queentrar em linha de conta com a autoprotólise da água
Balanço de massas:[HA]inicial = [HA] + [A-]
HA (aq) + H2O (l) H3O+ (aq) + A- (aq)
2H2O (l) OH- (aq) + H3O+ (aq)
Kw = [H3O+][OH-]
Balanço de cargas:[H+] = [A-] + [OH-]
Ka =[H+][A-]
[HA]
4 equações e 4 incógnitas
Cálculo de pH de soluções de ácidos fracos diluídos
Ácidos e BasesÁcidos e Bases
Da expressão de Kw tira-se o valor de [OH-] em função de [H+] [OH-] = Kw/[H+] Substituindo no balanço de cargas e resolvendo para [A-]
[A-] = [H+] - [OH-] = [H+] - Kw/[H+]
Substituindo no balanço de massas e resolvendo para [HA]:
[HA] = [HA]inicial - [A-] = [HA]inicial - [H+] + Kw/[H+]
Agora substitui-se na expressão de Ka
Cálculo de pH de soluções de ácidos fracos diluídos
Ácidos e BasesÁcidos e Bases
Ka =[H+] x ( [H+] – Kw/[H+])
[HA]inicial – [H+] + Kw/[H+]Resolvendo para [H+] = x
x3 + Kax2 – (Kw + Ka[HA]inicial)x - KaKw=0
Aproximações :[H+] > 10-6 (ou seja assumir pH < 6) Logo Kw/[H+] < 10-8
[H+] <<< [HA]inicial e [HA]inicial >>> Kw/[H+]
Cálculo de pH de soluções de ácidos fracos diluídos
Ácidos e BasesÁcidos e Bases
Ka =[H+] x [H+]
[HA]inicial - [H+]
Resolvendo para [H+] = x
x2 + xKa - Ka[HA]inicial = 0
Aproximações :a) [H+] > 10-6 (ou seja assumir pH < 6) logo Kw/[H+] < 10-8
b) [H+] <<< [HA]inicial e [HA]inicial >>> Kw/[H+]
Ka =[H+] x [H+]
[HA]inicial
x2 – Ka[HA]inicial = 0
a) e b)a)
Resolução de problemas de ionização de ácidos fracos
Ácidos e BasesÁcidos e Bases
1. Identificar as espécies que podem afectar o pH.
• Na maioria dos casos, a auto-ionização da água pode ignorar-se.*
• Ignorar [OH-] porque é determinado pelo [H+].
2. Utilizar Inicial/Mudança/Equilíbrio para expressar as concentrações deequilíbrio em termos de uma única incógnita x.
3. Escrever Ka em termos de concentrações de equilíbrio. Resolver parax pelo método das aproximações. Se a aproximação não for válida,resolver exactamente para x.
4. Calcular as concentrações de todas as espécies e/ou o pH da solução.
*Excepto para ácidos diluídos (quando pH > 6), nestes casos deve fazer-seuma análise com balanço de cargas, balanço de massas e as constantes deequilíbrio (Kw e Ka) para obter uma expressão para [H+] e os pontos 2 a 4 nãose aplicam.
Qual é o pH de uma solução 0.122 M de um ácidomonoprótico cujo Ka é 5.7 x 10-4?
HA (aq) H+ (aq) + A- (aq)
inicial (M)
mudança (M)
equilíbrio (M)
0.122 0.00
-x +x
0.122 - x
0.00
+x
x x
Ka =x2
0.122 - x= 5.7 x 10-4
Ka ≈x2
0.122 = 5.7 x 10-4
0.122 – x ≈ 0.122Ka << 1
x2 = 6.95 x 10-5 x = 0.0083 M
0.0083 M0.122 M x 100% = 6.8%
Mais de 5%Aproximação inválida.
Ka =x2
0.122 - x= 5.7 x 10-4 x2 + 0.00057x – 6.95 x 10-5 = 0
ax2 + bx + c =0 -b ± b2 – 4ac √2ax =
x = 0.0081 x = - 0.0081
HA (aq) H+ (aq) + A- (aq)
inicial (M)
mudança (M)
equilíbrio (M)
0.122 0.00
-x +x
0.122 - x
0.00
+x
x x
[H+] = x = 0.0081 M pH = -log[H+] = 2.09
Bases fracas e constantes de ionização de bases
Ácidos e BasesÁcidos e Bases
NH3 (aq) + H2O (l) NH4+ (aq) + OH- (aq)
Kb =[NH4
+][OH-][NH3]
Kb é a constante de ionização da base ou constante de basicidade
KbForça da
Base fraca
Os problemas de bases fracas resolvem-se exactamentecomo os problemas de ácidos fracos excepto que seresolvem para [OH-] e não [H+].
15.6
Constantes de ionização e pares ácido-base conjugados
Ácidos e BasesÁcidos e Bases
HA (aq) H+ (aq) + A- (aq)
A- (aq) + H2O (l) OH- (aq) + HA (aq)
Ka
Kb
H2O (l) H+ (aq) + OH- (aq) Kw
KaKb = Kw
Ácido fraco e a sua base conjugada
Ka = Kw
KbKb =
Kw
Ka
Estrutura molecular e força de ácidos
Ácidos e BasesÁcidos e Bases
H X H+ + X-
Quanto mais fortea ligação
Mais fraco oácido
A força dos ácidos, ou seja a força desta ligação, podeser relacionada com a estrutura molecular
Tamanho e eletronegatividade
Força de ácidos e tamanho dos átomos
Ácidos e BasesÁcidos e Bases
HF << HCl < HBr < HI
Quanto mais estável for o anião mais forte será o ácido
Para os haletos de hidrogénio obtém-se a seguinte série
Pode ser justificadaconsiderando otamanho do anião e adispersão de carganegativa
Estrutura molecular e força de ácidos
Ácidos e BasesÁcidos e Bases
Z O H Z O- + H+δ- δ+
A ligação O-H será mais polar e mais facilmente ionizada quando:
• Z é muito electronegativo ou
• Z está num estado de oxidação elevado
Estrutura molecular e força de ácidos
Ácidos e BasesÁcidos e Bases
1. Oxoácidos com átomo central (Z) do mesmo grupo e com omesmo n de oxidação
A força do ácido aumenta com o aumento da electronegatividade de Z
H O Cl O
O••
•••••• ••••
••
••••
H O Br O
O••
•••••• ••••
••
••••
Cl é mais eletronegativo que Br
HClO3 > HBrO3
Estrutura molecular e força de ácidos
Ácidos e BasesÁcidos e Bases
2. Oxoácidos com o mesmo átomo central (Z) mas grupos substituintesdiferentes.
A força do ácido aumenta quando o nº de oxidação de Z aumenta.
HClO4 > HClO3 > HClO2 > HClO
Propriedades ácido base dos sais
Ácidos e BasesÁcidos e Bases
Soluções neutras:
Sais contendo um ião de um metal alcalino ou alcalino terroso(excepto Be2+) e a base conjugada de um ácido forte (e.g. Cl-, Br-,e NO3
-).
NaCl (s) Na+ (aq) + Cl- (aq)H2O
Soluções Básicas:
Sais derivados de uma base forte e um ácido fraco.
NaCH3COOH (s) Na+ (aq) + CH3COO- (aq)H2O
CH3COO- (aq) + H2O (l) CH3COOH (aq) + OH- (aq)
Propriedades ácido base dos sais
Ácidos e BasesÁcidos e Bases
Soluções ácidas:
Sais derivados de um ácido forte e uma base fraca.
NH4Cl (s) NH4+ (aq) + Cl- (aq)H2O
NH4+ (aq) NH3 (aq) + H+ (aq)
Sais com catiões metálicos pequenos e com carga elevada (e.g.Al3+, Cr3+, and Be2+) e a base conjugada de um ácido forte.
Al(H2O)6 (aq) Al(OH)(H2O)5 (aq) + H+ (aq)3+ 2+
Propriedades ácido base dos sais
Ácidos e BasesÁcidos e Bases
Soluções em que tanto o catião como o anião hidrolizam:
• Kb para o anião > Ka para o catião, solução será básica
• Kb para o anião < Ka para o catião, solução será ácida
• Kb para o anião ≈ Ka para o catião, solução será neutra
Óxidos dos elementos representativosno seu estado de oxidação mais elevado
CO2 (g) + H2O (l) H2CO3 (aq)
N2O5 (g) + H2O (l) 2HNO3 (aq)
Definição de um ácido
Ácidos e BasesÁcidos e Bases
Ácido de Arrhenius é uma substância que produz H+ (H3O+) em água
Ácido de Brønsted é um dador de protões
Ácido de Lewis é uma substância que pode aceitar um par de electrões
Base de Lewis é uma substância que pode doar um par de electrões
H+ H O H••••
+ OH-••••••
ácido base
N H••
H
H
H+ +
ácido base
N H
H
H
H+
Ácidos e bases de Lewis
Ácidos e BasesÁcidos e Bases
N H••
H
H
ácido base
F B
F
F
+ F B
F
F
N H
H
H
Não há dadores nem aceitadores de protões!
Chemistry In Action: Antacids and the Stomach pH Balance
NaHCO3 (aq) + HCl (aq)NaCl (aq) + H2O (l) + CO2 (g)
Mg(OH)2 (s) + 2HCl (aq)MgCl2 (aq) + 2H2O (l)