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Page 1: 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

Page 2: Ácido Base 1

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

Page 3: Ácido Base 1

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

Page 4: Ácido Base 1

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

Page 5: Ácido Base 1

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

Page 6: Ácido Base 1

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

Page 7: Ácido Base 1

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+]

Page 8: Ácido Base 1

pOH = -log [OH-]

[H+][OH-] = Kw = 1.0 x 10-14

-log [H+] – log [OH-] = 14.00

pH + pOH = 14.00

Page 9: Ácido Base 1

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

Page 10: Ácido Base 1

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)

Page 11: Ácido Base 1

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

Page 12: Ácido Base 1

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.

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Page 14: Ácido Base 1

Ácido forte Ácido fraco

Page 15: Ácido Base 1

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

Page 16: Ácido Base 1

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

Page 17: Ácido Base 1

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

Page 18: Ácido Base 1

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

Page 19: Ácido Base 1
Page 20: Ácido Base 1

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

Page 21: Ácido Base 1

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.

Page 22: Ácido Base 1

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

Page 23: Ácido Base 1

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

Page 24: Ácido Base 1

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+]

Page 25: Ácido Base 1

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)

Page 26: Ácido Base 1

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.

Page 27: Ácido Base 1

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.

Page 28: Ácido Base 1

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

Page 29: Ácido Base 1

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+].

Page 30: Ácido Base 1

15.6

Page 31: Ácido Base 1

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

Page 32: Ácido Base 1
Page 33: Ácido Base 1

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

Page 34: Ácido Base 1

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

Page 35: Ácido Base 1

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

Page 36: Ácido Base 1
Page 37: Ácido Base 1
Page 38: Ácido Base 1

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

Page 39: Ácido Base 1

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

Page 40: Ácido Base 1
Page 41: Ácido Base 1
Page 42: Ácido Base 1

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)

Page 43: Ácido Base 1

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+

Page 44: Ácido Base 1

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

Page 45: Ácido Base 1

Óxidos dos elementos representativosno seu estado de oxidação mais elevado

CO2 (g) + H2O (l) H2CO3 (aq)

N2O5 (g) + H2O (l) 2HNO3 (aq)

Page 46: Ácido Base 1

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+

Page 47: Ácido Base 1

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!

Page 48: Ácido Base 1

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)


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