Ácidos, bases e sais

ÁCIDOS, BASES E SAIS

ÁCIDOS

H2SO4

HNO3

HSO4-

H2CO3

OH

CH3CHOHCOOH

C

O

OH

ácido lático ou ácido 2-hidroxi-propanóico

ácido sulfúrico íon hidrogeno sulfato

ou íon bissulfato

ácido carbônico ácido nítrico fenol ou

hidroxi-benzeno

ácido benzóico

NH3 NaOHH3C N

H

H

N

Ca(OH)2

metilamina amônia hidróxido de sódio

hidróxido de cálcio piridina

BASES

CaCO3

CH3COONaBa(NO3)2

MgCl2

cloreto de magnésio carbonato de cálcio

nitrato de bário acetato de sódio

SAIS

FORMAÇÃO DE SAIS

A reação entre um ácido e uma base é chamada de reação de neutralização, e o

composto iônico produzido na reação é chamado sal. A forma geral de uma reação

de neutralização em solução aquosa é:

Ácido + Base Sal + Água

FORMAÇÃO DE SAIS

CH3COOH(aq) + NaOH(aq) CH3COONa(aq) + H2O(l)

2 HNO 3(aq) + Ba(OH)2(aq) Ba(NO3)2(aq) + 2 H2O(l)

H2CO3(aq) + Ca(OH)2(aq) CaCO3(aq) + 2 H2O(l)

2 HCl(aq) + Mg(OH)2(aq) MgCl2(aq) + 2 H2O(l)

DEFINIÇÕES DE ÁCIDOS E BASES

Ácidos e Bases de Arrhenius.

Ácidos e Bases de Bronsted-Lowry.

Ácidos e Bases de Lewis.

ÁCIDOS E BASES DE ARRHENIUS

Svante Arrhenius (1859-1927):

Ácido é uma substância que contém hidrogênio e libera o íon hidrogênio (H+)

como um dos produtos de ionização em água.

HCl(aq) H+(aq) + Cl-(aq)

ÁCIDOS E BASES DE ARRHENIUS

Svante Arrhenius (1859-1927):

Base é um composto que libera íons hidróxido em água.

NaOH(aq) Na+(aq)

+ OH-(aq)

NH3(aq) + H2O(l) NH4+

(aq) + OH-(aq)

AUTO-IONIZAÇÃO DA ÁGUA

2 H2O(aq) H3O+(aq) + OH-

(aq)

H O

H

+ H O

H

H O

H

H

+

+ O

H

-

Duas moléculas de água podem interagir mutuamente para formar um íon hidrônio e um

íon hidróxido pela transferência de um próton de uma molécula para outra:



Friedrich Kohlrausch (1840-1910)

Demonstrou que a água mesmo depois de purificada, ainda tinha uma pequena condutividade elétrica, pois auto-ionização provocava a presença

de concentrações muito baixas de H3O+ e OH- mesmo na água mais pura.

ÁCIDOS E BASES DE BRONSTED

1923

Johannes N. Bronsted (1879-1947) em Copenhague (Dinamarca)

Thomas M. Lowry (1874-1936) em Cambridge (Inglaterra)

Novo conceito para o comportamento dos ácidos e bases.


ÁCIDO

Qualquer substância capaz de doar um próton a qualquer outra substância. Assim, os ácidos podem ser:

HNO3(aq) + H2O(l) NO3-(aq) + H3O+

(aq)

Neutros, como o ácido nítrico,

Ou podem ser cátions ou ânions,

NH4+

(aq) + H2O(l) NH3(aq) + H3O+(aq)

H2PO4-(aq) + H2O(l) H3O+

(aq) + HPO42-

(aq)

ácido

ácido

ácido


BASE

Substância que pode receber um próton de uma outra substância. Podem ser:

Um composto neutro,

Ou um ânion,

base

base

base


(aq) + OH-(aq)

CO32-

(aq) + H2O(l) HCO3-(aq) + OH-

(aq)

PO43-

(aq) + H2O(l) HPO42-

(aq) + OH-(aq)


Forma Ácida Forma Anfiprótica Forma Básica

H2S (ácido sulfídrico ou sulfeto de hidrogênio)

HS- (íon hidrogenossulfeto)

S2- (íons sulfeto)

H3PO4 (ácido fosfórico) H2PO4-

(íon diidrogenofosfato)HPO4

2- (íon hidrogenofosfato)

H2PO4-

(íon diidrogenofosfato)HPO4

2-

(íon hidrogenofosfato)PO4

3- (íon fosfato)

H2CO3 (ácido carbônico) HCO3-

(íon hidrogenocarbonato ou

bicarbonato)

CO32- (íon carbonato)

H2C2O4 (ácido oxálico) HC2O4-

(íon hidrogenoxalato)C2O4

2- (íon oxalato)

ÁCIDOS E BASES POLIPRÓTICAS


PARES ÁCIDO-BASES CONJUGADOS

Transferência de um próton para a água ou da água:

HCO3-(aq) + H2O(l) CO3

2-(aq) + H3O+

(aq)

Ácido ÁcidoBase Base

O conceito de equilíbrio (representado por ) envolvendo ácidos e bases conjugadas é o princípio

fundamental da teoria de Bronsted.

HCO3-(aq) + H2O(l) CO3

2-(aq) + H3O+

(aq)

- H+

+ H+

Um par de compostos que diferem pela presença de uma unidade H+ é denominado

par ácido-base conjugado.


PARES ÁCIDO-BASES CONJUGADOS

Ácido Ácido conjugado da H2O

Base Base conjugada do HCO3

-

ÁCIDOS E BASES DE LEWIS

Teoria de Bronsted e Lowry para o comportamento ácido-base, anos 20, opera

bem para soluções em água.

Anos 30: Gilbert N. Lewis (1875-1946)

Desenvolveu uma teoria mais geral.

Compartilhamento do par de elétrons entre um ácido e uma base e não na

transferência de um próton.


ÁCIDO DE LEWIS

É uma substância que pode receber um par de elétrons de outro átomo para

formar uma nova ligação.

BASE DE LEWIS

É uma substância que pode ceder um par de elétrons para outro átomo formar

uma nova ligação.


A + B B A

Uma reação ácido-base no sentido de Lewis só pode ocorrer se houver uma molécula (ou um íon) com uma par de

elétrons que possa ser cedido e uma outra molécula (ou um íon) que possa receber este

par de elétrons:

Ácido Base Aduto ou complexo

(Ligação covalente coordenada)

H++ O

H HO

HH

H

+

H++ N

H HH

NH4+



ÁCIDOS DE LEWIS CATIÔNICOS

Cátions metálicos: são ácido de Lewis potenciais (orbitais vazios).

BeCl2(s) + 4 H2O(l) [Be(H2O)4]2+

(aq) + 2 Cl-(aq)

OH-: é uma excelente base de Lewis e liga-se facilmente a cátions metálicos formando hidróxidos.

Al(OH)3(s) + OH-(aq) [Al(OH)4]-(aq)

Al(OH)3(s) + 3 H3O+(aq) Al3

+(aq) + 6 H2O(l)

Ácido de Lewis Base de Lewis

Base de Bronsted Ácido de Bronsted


ÁCIDOS DE LEWIS MOLECULARES

Óxidos dos não-metais: comportamento ácido.

O C O- -

+

O H-

O C

O

O

H

-

Base de Lewis

Íon bicarbonato

Ca(OH)2(s) + CO2(aq) CaCO3(s) + H2O(l)

Base de Lewis Ácido de Lewis

FORÇAS RELATIVAS DOS ÁCIDOS E BASES

Alguns ácidos são melhores doadores de prótons do que outros, e algumas bases são melhores

aceitadoras de prótons que outras.

EXEMPLO - Solução diluída de ácido clorídrico:

É constituída, em grande parte, por íons H3O+

(aq) e Cl-(aq).

O ácido está quase 100% ionizado, e por isso é considerado como um ácido de Bronsted forte:

HCl(aq) + H2O(l) H3O+(aq) + Cl-(aq)

Ácido forte ( ≈ 100% ionizado)

[H3O]+ ≈ concentração inicial do ácido


Uma solução aquosa de HCl 0,1 M é constituída, na realidade, por H3O+ 0,1 M e Cl- 0,1 M.


O ácido acético, por sua vez, ioniza-se muito pouco, e por isso é considerado um ácido de

Bronsted fraco.

CH3COOH(aq) + H2O(l) H3O+(aq) + CH3CO2

-(aq)

Ácido fraco (<100% ionizado)

[H3O]+<<concentração inicial do ácido

Uma solução aquosa de CH3CO2H 0,1 M é apenas 0,001 M em H3O+

(aq) e 0,001 M no CH3CO2-(aq). Cerca

de 99% do ácido acético não estão ionizados.


O íon óxido é uma base de Bronsted muito forte em solução aquosa. É tão forte que não existe

livre na água.

O2-(aq) + H2O(l) 2 OH-

(aq)

Base forte.

[OH-] = 2 x (concentração inicial do O2-).


A amônia aquosa e o íon carbonato em água, ao contrário, provocam concentração muito baixa do íon OH-, e por isso são considerados bases de

Bronsted fracas.


(aq) + OH-(l)

CO3-(aq) + H2O(l) HCO3

-(aq) + OH-

(aq)

Bases fracas.

[OH-] << concentração inicial da base.


MODELO DE BRONSTED

QUANTO MAIS FORTE FOR O ÁCIDO, MAIS FRACA SERÁ A SUA BASE CONJUGADA.

HCl(aq) + H2O(l) H3O+(aq) + Cl-(aq)

Ácido mais

forte que o H3O+

Base mais

forte que o Cl-Ácido mais

fraco que o Cl-

Base mais

fraca que a H2O

Par conjugado

Par conjugado

CH3COOH(aq) + H2O(l) H3O+(aq) + CH3CO2

-(aq)

Ácido mais

fraco que o H3O+

Base mais

forte que a H2O

Base mais fraca

fraca que o CH3CO2-

Ácido mais forte

que o CH3COOH

Par conjugado

Par conjugado


ÁCIDOS E BASES FRACOS

A grande maioria dos ácidos e das bases é fraca.

CONSTANTE DE EQUILÍBRIO: A força relativa de um ácido ou de uma base que

pode ser expressa quantitativamente.

Ka – constante de equilíbrio para ácidos fracos

Kb – constante de equilíbrio para bases fracas

B (aq) + H2O (l) BH+ (aq) + OH- (Aq)

Kb =[BH+] [OH-]

[B]

ÁCIDOS E BASES FRACOS

Ka =[H3O+] [A-]

[HA]

HA (aq) + H2O (l) H3O+ (aq) + A- (aq)

K é menor do que 1 para um ácido e uma base fraca.

ÁCIDOS FRACOS

BASES FRACAS

Ácidos, bases e sais

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