Capítulo 16Equilíbrio ácido-base
Nomes:Pedro Augusto Rodrigues 15874 Tássio de Rezende 15892
Prof. Dr. Élcio Rogério Barrak
EME
Universidade Federal de Itajubá 1/26
• Conceitos de ácidos e bases de Arrhenius, Brönstead-Lowry, Lewis;
• Auto-ionização da água;• A escala de pH;• Indicadores ácido-base;• Ácidos e bases: fortes e fracos;• Relação entre Ka e Kb;• Caráter ácido e base de soluções de sais;• Comportamento ácido-base e estrutura química;• Caráter anfótero das aminas;
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Assuntos a serem estudados
• São importantes em diversos processos químicos ao nosso redor.
• Uma grande parte da química pode ser entendida em termos de reações ácido-base.
Porque estudá-los?
Ácidos e bases de Arrhenius
• Ácido(possuem sabor azedo): Segundo Arrehnius é uma substância que em
meio aquoso libera íons H+
HCl(aq) + H2O → H+ + Cl-
• Base(possuem sabor adstrigente): São compostos que em meio aquoso liberam
íons OH-
NH3 (aq) + H2O(l) → NH4+
(aq) + OH-(aq)
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Ácidos e bases de Brönsted-Lowry
• Dois químicos, Johannes Brönsted e Thomas Lowry, deram um novo conceito para ácido e base, que é relacionado com a transferência de H +:
• ÁCIDOS doam H+ enquanto BASES recebem esses H+.
• HCl(g) é ácido, e H20(l) é base;5/26
HCl(g) + H20(l) → H30+(aq) + Cl-
(aq)
Pares conjugados:
• Pares conjugados está relacionado com ácidos e bases de Brönsted-Lowry, onde o que perde H+ do reagente é o ácido, e o que receberá H+ do produto na equação inversa é a base, e são pares conjugados:
• HCl + H2O H3O+ + Cl- ÁCIDO BASE ÁCIDO BASE
• NH3 + H2O NH4+ + OH-
BASE ÁCIDO ÁCIDO BASE
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Forças relativas de ácidos e bases
• Quanto mais forte o ácido, mais fraca é sua base conjugada.
• Quanto mais forte a base, mais fraco é seu ácido conjugado.
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Auto-ionização da água
• A cada 109 moléculas de água somente duas se ionizam formando OH – e H + ;
• Explicação do fato da água ser considerada as vezes ácido e as vezes base;
• Esse processo está em equilíbrio a 25º :
• Kw = [H+][OH-] = 1,0 x 10-14
Quando [H+]=[OH-] a solução é neutra; 8/26
Escala de pH
• Em 1909 Sorensen sugeriu uma maneira de medir a concentração de H+ , a fim de determinar o grau de acidez,de neutralidade ou de alcalinidade usando a expressão a 25o:
pH: -log[H+] [H+ ]= Kw/[OH-]
Quando:pH>7 meio básico; pH=7 meio neutro; pH<7 meio ácido
• Analogamente: pOH:-log[OH-];e pH+pOH=149/26
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Indicador ácido-base
• É uma substância adicionada ao composto a fim de determinar o pH deste, este é determinado pelo fato dessa substância ter a característica de mudar de cor dependo do meio em que esta, ácido ou base:
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•Curiosidade: A Hydrangea macrophylla tem flores rosa ou azuis dependendo do pH do solo. Em solos ácidos as flores são azuis, enquanto que em solos basicos são rosa.São então um indicador ácido-base natural.
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Ácidos e bases fortes• Ácidos fortes:
São ácidos fortes os ácidos que se ionizam totalmente em solução aquosa, e são normalmente a única fonte significativa de H+;Os mais comuns:HCl, HBr, HI, HNO3, HClO3, HClO4 e H2SO4.
• Bases forte: Analogamente bases fortes são as bases que se ionizam
totalmente em solução aquosa;os mais comuns são:elementos do grupo IA e IIA,óxidos metálicos, hidretos e nitretos;
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Ácidos fracos
• Maioria dos ácidos são ácidos fracos, e ionizam parcialmente em solução aquosa, podendo então se chegar em uma constante(Ka) quando o ácido em equilíbrio na reação de ionização:
HA(aq) H+
(aq) + A-(aq)
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]HA[
]A[]H[Ka
OBS: Quanto maior o valor de Ka mais forte o ácido.
Exercício
Um estudante preparou uma solução de 0,10 mol/L de ácido fórmico (HCHO2) e mediu o pH da solução a 250C e obteve 2,38.Calcule K a para o ácido fórmico nessa temperatura e a porcentagem de ácido ionizado na solução.
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Ácidos Polipróticos
• É um átomo que tem mais de um H ionizável;Exemplo:
H2SO3(aq) H+(aq) + HSO3
-(aq) Ka1 = 1,7x10-2
HSO3-(aq) H+
(aq) + SO32-
(aq) Ka2 = 6,4x10-8
Ka1> Ka2
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Bases fracas
• Analogamente aos ácidos fracos, as bases fracas são as que ionizam parcialmente em solução aquosa, e se chega na constante (Kb) quando a base está em equilíbrio na reação de ionização:
B(aq) + H2O HB+ + OH-(aq) Kb = [HB+][OH-]
[B]
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•Amônia:NH3 + H20 → NH4
+ + OH-
• Amina comporta-se como base em água também.•Quanto mais o Kb mais forte a base.
Tipos de Bases fracas
• Existem 2 tipos:
• Substâncias neutras que têm um átomos com uma par de elétrons não-ligante que pode servir como um receptor de próton(H+).A maioria dessas bases contém um átomo de nitrogênio e a função amina;
• Ânios de ácidos fracos;
ClO-(aq) +H2O(l)HClO(aq) +OH-
(aq) Kb = 3,33 x 10 -7
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Relação entre Ka e Kb
• A medida que a força de uma ácido aumenta, a força da base diminui de tal maneira que:
Ka x Kb = Kw
pKa + pKb = pKw = 14,00 a 250C
Kw = 1,0 . 10-14 a 250C• Ou seja, o par conjugado se neutralizam,
restando apenas a ionização da água;19/26
Caráter ácido e base de soluções de sais
• Os sais dissolvidos em água estão completamente dissociados.
• Aproximadamente todos os sais são eletrólitos fortes.
• O pH resultante pode ser básico, ácido ou neutro, dependendo da natureza do sal.
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Comportamento ácido-base e estrutura química;
• Fatores que afetam a força ácida:
-Polaridade (H-C em CH4, neutra);
-Força das ligações (H-F)(eletronegatividade);-Estabilidade da base conjugada (mais forte é o
ácido quanto maior a estabilidade da base conjugada);
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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;• Esta definição aumenta o número de espécies que
podem ser consideradas ácidos, como exemplo BF3:
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Ácidos e bases de Lewis– íons metálicos se comportam como ácidos em soluções
aquosas.
– Hidratação é a interação em que um íon metálico atrai os elétrons não compartilhados da água
Fe(H 2O) 63+
(aq) Fe(H 2O) 5(OH) 2+ (aq) + H+ Ka = 2.10-8
– O Ka para reações de hidrólise em geral aumenta com o aumento da carga e a diminuição do raio do íons: por exemplo o íon Cu2+
(aq) temKa = 1 . 10-8.
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Comportamento anfótero dos aminoácidos
• É uma característica dos aminoácidos, onde ele se comporta como ácido(ácido carboxílico) e como base(amina).
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Comportamento anfótero dos aminoácidos
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• Segundo conceito de ácidos e bases de Brönsted-Lowry , ocorre uma reação interna formando uma molécula chamada switterion.
Referências Bibliográficas
• Quimica: A Ciência Central – Theodore L. Brown, H. Eugene Lemay, Jr.,Bruce E. Bursten, 2005, 9ª Edição.
• www.corbis.com.br
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