Ácidos e bases

• A Teoria de Arrhenius

• Teoria de Brønsted-Lowry

• Ácidos e bases de Lewis

• Constante de ionização

• Auto-protólise da água

• Força de ácidos e bases

• Relação entre Ka e Kb

• Tampões

A Teoria de Arrhenius

HCl(g) → H+(aq) + Cl-(aq)

NaOH(s) → Na+(aq) + OH-(aq)H2O

H2O

Na+(aq) + OH-(aq) + H+(aq) + Cl-(aq) → H2O(l) + Na+(aq) + Cl-(aq)

H+(aq) + OH-(aq) → H2O(l)

Teoria de Brønsted-Lowry

• Um ácido é um doador de prótons• Uma base é um receptor de prótons

NH3 + H2O NH4+ + OH-

NH4+ + OH- NH3 + H2O

base ácido

baseácido

ácido conjugado

base conjugada

Ácidos e bases de Lewis

• Ácido de Lewis– Uma espécie (átomo, íon ou molécula) que é receptora de

um par de elétrons.

• Base de Lewis– Uma espécie que é doadora de um par de elétrons.

base acid adductBase Ácido Aduto

Kc= [CH3CO2H][H2O]

[CH3CO2-][H3O+]

Ka= Kc[H2O] = = 1,8x10-5

[CH3CO2H]

[CH3CO2-][H3O+]

Constante de ionização do ácido

baseácido ácido conjugado

base conjugada

CH3CO2H + H2O CH3CO2- + H3O+

Constante de ionização da base

Kc= [NH3][H2O]

[NH4+][OH-]

Kb= Kc[H2O] = [NH3]

[NH4+][OH-]

= 5,7x10-10

NH3 + H2O NH4+ + OH-

base ácido ácido conjugado

base conjugada

Auto-protólise da água

Base (1) Ácido (2) Ácido (1) Base (2)

Produto iônico da água

Kc= [H2O][H2O]

[H3O+][OH-]

KW= Kc[H2O][H2O] = = 1,0x10-14[H3O+][OH-]

H2O + H2O H3O+ + OH-

base ácido ácido conjugado

base conjugada

pH

• O potencial do íon hidrogênio foi definido em 1909 como o negativo do logaritmo de [H+]

pH = -log[H3O+] pOH = -log[OH-]

-logKW = -log[H3O+]-log[OH-]= -log(1,0x10-14)

KW = [H3O+][OH-]= 1,0x10-14

pKW = pH + pOH= -(-14)

pKW = pH + pOH = 14

Escalas de pH e pOH

BÁSICO

ÁCIDO

NEUTRO

+ Á

CID

O+

BÁ

SIC

O

Força de ácidos e bases

Regras gerais de força ácida e básica

ELETRÓLITOS REGRA GERAL EXCESSÕES

ÁCIDOS

BASES

SAIS

“Todos os ÁCIDOS são FRACOS”

“Todas as BASES são FRACAS”

“Todos os SAIS são FORTES”

Hidrácidos : HCl, HBr e HI e Oxiácidos, tais como H2SO4, HNO3, HClO4, HIO4, HClO3, HIO3, HBrO3.

Bases dos Metais Alcalinos e Alcalinos Terrosos

Cloreto Mercúrico: HgCl2.

Ácidos monopróticos fracos

Ou, mais simplificadamente:

HA + H2O H+ + A-

HA H+ + A-

Keq = [H+] [A-]

[H2O] [HA]

Ka = [H+] [A-]

[HA]

Par conjugado ácido/base – HA/A- e H2O/H+

Ou, mais simplificado:

B + H2O BH+ + OH-

B + H+ BH+

K(eq)= [BH+][OH-]

[H2O] [B]

Kb= [BH+][OH-]

[B]

Bases monopróticos fracas

Par conjugado ácido/base – B/BH+ e H2O/OH-

Grau de dissociação de HA e de associação de B

O grau de dissociação, , é definido como a fração do ácido que se encontra na forma A-:

[A-] [A-] + [HA]a =

O grau de associação, , é definido como a fração da base que reagiu com a água:

[BH+] [BH+] + [B]b =

Relação entre Ka e Kb

Relação entre Ka e Kb:

HA H+ + A- Ka

A- + H2O HA + OH- Kb

H2O H+ + OH- Kw

[HA] [OH-] [A-]

[H+] [A-][HA]

Ka. Kb = = [H+] [OH-] = Kw

Ka. Kb = Kw

Tampões

Mistura de eletrólitos fracos resistentes à variação de acidez pela adição de pequenas quantidades de ácidos ou bases, sofrendo também pouca variação do pH por diluição.

As Misturas Tampão são constituídas de ácidos fracos e bases fracas. Para fins práticos existem dois tipos de Soluções Tampão:

(a) Mistura de ácido fraco com sua base conjugada

(b) Mistura de uma base fraca com seu ácido fraco

Preparo de solução tampão

No preparo de uma solução tampão, para se fixar o pH em um valor, pode-se partir de um sal de ácido fraco com base forte a um ácido fraco (pH ácido); ou de um sal de base fraca com ácido forte a uma base fraca, no caso de um tampão (pH alcalino).

Outra maneira de se preparar uma Solução Tampão é por meio da neutralização parcial de um ácido fraco com uma base forte (tampão para pH na região ácida), ou pela neutralização parcial de uma base fraca por um ácido forte (tampão para pH na região alcalina).

Para se deduzir uma expressão matemática para cálculos de soluções tampão, parte-se inicialmente das reações de dissociação de ácidos fracos ou associação de bases fracas:

HA + H2O H+ + A-

B + H2O OH- + BH+

[OH-] [BH+]

[B]Kb =

[B ]

[BH+][OH-] = Kb

[H] [A-]

[A-]Ka =

[HA]

[A-][H+] = Ka

Tampões monopróticos

Rearranjando as expressões da Lei da Ação das Massas aplicadas a ambas as reações de dissociação:

Torna-se dispensável a equação do pOH. Uma generalização de cálculos tomando-se apenas a equação do pH. Toda base fraca tem seu ácido conjugado e, ao se estabelecer a equação do tampão parte-se do ácido fraco conjugado e não da base.

Nesta generalização, o pH da solução tampão depende do pKA do ácido fraco e da relação de concentrações [BASE]/[ÁCIDO]

[BASE ]

[ÁCIDO]pH = pKA + log

[A-]

[HA]pH = pKa + log

[BH+]

[B]pOH = pKb + log

Equação de Henderson & Hasselbalch

Calcule o pH de uma solução de ácido clorídrico 0,1 mol l-1.

CA = 1,0 x 10-1 mol/L-1 = [H+]

pH = - log 1,0 x 10-1

pH = 1,0

Para o ácido forte (HCl), a concentração de íons H+ é igual a CA. Assim, se a concentração analítica do ácido forte HCl for 0,1 mol l-1, o cálculo do pH é feito da seguinte maneira:

Reações e pH de ácidos e bases fortes

pOH = pCB

Para uma solução de NaOH (um exemplo típico de base forte), 100 % dissociável, com concentração analítica CB, a dissociação pode ser representada por:

NaOH OH- + Na+

Calcule o pH de uma solução de hidróxido de sódio 0,001 mol/L-1.

Para o eletrólito, a concentração de íons OH-(Aq.) é igual a CB. Assim, se a

concentração analítica da base forte NaOH for 0,001 mol/L-1, o cálculo do pH é feito da seguinte maneira:

pH = 14,0 - pOH = 14,0 - 3,0 = 11,00

CB = 1,0 x 10-3 mol/L-1 = [OH-], pOH = log 1,0 x 10-3 = 3,0

pH + pOH = pKW = 14,00

ou seja: pOH = -log [OH-]

Reações e pH de ácidos e bases fortes