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EQUILÍBRIO ÁCIDO-BASE - INTRODUÇÃO Ácidos: têm gosto azedo e fazem com que os corantes mudem de cor. Bases: têm gosto amargo e são escorregadias.

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EQUILÍBRIO ÁCIDO-BASE - INTRODUÇÃO

•Ácidos: têm gosto azedo e fazem com que os corantes mudemde cor.

•Bases: têm gosto amargo e são escorregadias.

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EQUILÍBRIO ÁCIDO-BASE - INTRODUÇÃO

•Arrhenius: os ácidos aumentam a [H+] e as bases aumentam a [OH-] em solução aquosa.

•Ácido:

HCl (aq) → H+(aq) + Cl- (aq)

Base:

NaOH → Na+ + OH-

H2O

H2ONaOH(aq) → Na+

(aq) + OH-(aq)

•Arrhenius: ácido + base → sal + água.

•Exemplo: HCl (aq) + NaOH (aq) → NaCl (aq) + H2O (l)

•Problema: a definição nos limita à solução aquosa.

H2O

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O íon H+ em água• O íon H+(aq) é simplesmente um próton sem elétrons. (O

H tem um próton, um elétron e nenhum nêutron.)

• Em água, o H+(aq) forma aglomerados.

EQUILÍBRIO ÁCIDO-BASE – INTRODUÇÃO

• O aglomerado mais simples e importante é o H3O+(aq).

• Geralmente usamos H+(aq) e H3O+(aq) de maneiraintercambiável.

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Reações de transferência de Próton•Brønsted-Lowry: o ácido doa H+ e a base recebe H+.

•A base de Brønsted-Lowry não precisa conter OH-.

•Considere HCl(aq) + H2O(l) → H3O+(aq) + Cl-(aq):

o HCl doa um próton para a água. Conseqüentemente, o HClé um ácido.

a H2O recebe um próton do HCl. Conseqüentemente, a H2O

EQUILÍBRIO ÁCIDO-BASE – INTRODUÇÃO

a H2O recebe um próton do HCl. Conseqüentemente, a H2O é uma base.

•A água pode se comportar tanto como ácido quanto comobase.

•As substâncias ANFÓTERAS podem se comportar tanto comoácidos quanto como bases.

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EQUILÍBRIO ÁCIDO-BASE – INTRODUÇÃO

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EQUILÍBRIO ÁCIDO-BASE - INTRODUÇÃO

Pares ácido-base conjugados

• O que quer que tenha sobrado do ácido após o próton ter sidodoado é chamado de sua base conjugada.

• Similarmente, o que quer que tenha sobrado da base após ela terrecebido o próton é chamado de um ácido conjugado.

• Considere

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

– Após o HA (ácido) perder seu próton ele é convertido em A-

(base). Conseqüentemente o HA e o A- são pares ácido-baseconjugados.

– Após a H2O (base) receber um próton, ela é convertida emH3O+ (ácido). Conseqüentemente, a H2O e o H3O+ são paresácido-base conjugados.

• Os pares ácido-base conjugados diferem entre si apenas em umpróton.

2 3

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EXERCÍCIOS

1. Qual é a base conjugada de cada um dos seguintes ácidos:

HClO4; H2S; HCO3-

2. Qual é o ácido conjugado de cada um das seguintes bases:

CN-; SO42- ; H2O; HCO3

-

3. O íon hidrogeno sulfito (HSO3-) é anfótero.

a) Escreva a reação de HSO3- com água, na qual o íon atua como

ácido

b) Escreva a reação de HSO3- com água, na qual o íon atua como

base

c) Em ambos os casos identifique os pares ácido-base conjugados.

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EQUILÍBRIO ÁCIDO-BASE – FORÇA DOS ÁCIDOS

Forças relativas de ácidos e bases

• Quanto mais forte é o ácido,mais fraca é a base conjugada.

• HCl CONCENTRADO, P.A, 37%• HCl CONCENTRADO, P.A, 37%HCl EM MASSA

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O produto iônico da água

Em água pura, estabelece-se o seguinte equilíbrio a 25 °C

-3 ]OH][OH[ +

=K

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

EQUILÍBRIO ÁCIDO-BASE – AUTO-IONIZAÇÃO DA ÁGUA

O descrito acima é chamado de auto-ionização da água.

14-3

-3

22

22

3

100.1]OH][OH[

]OH][OH[OH

OH

]OH][OH[

−+

+

×==

=

=

w

eq

eq

K

xK

K

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EQUILÍBRIO ÁCIDO-BASE – ESCALA DE pH

• Em água neutra a 25 °C, pH

= pOH = 7,00.

• Em soluções ácidas, a [H+]

> 1,0 × 10-7, então o pH <

7,00.

]OHlog[pOH ]Hlog[]OHlog[pH -3 −=−=−= ++

• Em soluções básicas, a [H+]

< 1,0 × 10-7, então o pH >

7,00.

• Quanto mais alto o pH,

mais baixo é o pOH e mais

básica a solução.

pH + pOH = 14 (25oC)

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EXERCÍCIOS

1. Calcule os valores de [H+] e [OH-] em uma solução neutra a 25 oC.

2. Calcule a concentração de H+(aq) em:

a) Uma solução na qual [OH-] é 0,010 mol/L.

b) Uma solução na qual [OH-] é 1,8 x 10-9 mol/L.

c) Calcule os valores de pH das soluções descritas nos ítens (a) e (b)

d) Diga se são ácidas ou básicas.

3. Uma amostra de suco de maçã tem pH de 3,76. Calcule [H+]

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EQUILÍBRIO ÁCIDO-BASE – ESCALA DE pH

Outras escalas ‘p’• Em geral, para um número X,

• Por exemplo, pKw = -log Kw.

XpX log−=

( )

14

14]log[]log[

14]][[log

100,1]][[ 14

=+⇒

=−−⇒

=−=

==

−+

−+

−−+

pOHpH

OHH

OHHpK

xOHHK

w

w

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Medindo o pH• O método mais preciso de medir o

pH é usar um medidor de pH.

• Entretanto, alguns corantesmudam de cor quando o pH varia. Esses são indicadores.

• Os indicadores são menos precisos

EQUILÍBRIO ÁCIDO-BASE – ESCALA DE pH

• Os indicadores são menos precisosque os medidores de pH.

• Muitos indicadores não têm umamudança acentuada como umafunção do pH.

• A maioria dos indicadores tende a ser vermelho em soluções maisácidas.

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EQUILÍBRIO ÁCIDO-BASE – ESCALA DE pH

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Ácidos fortes

Os ácidos comuns mais fortes são HCl, HBr, HI, HNO3, HClO3, HClO4, e H2SO4.

• Ácidos fortes são eletrólitos fortes.

• Todos os ácidos fortes ionizam completamente em solução:

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

• Uma vez que H+ e H3O+ são usados de maneira intercambiável, escrevemos:

EQUILÍBRIO ÁCIDO-BASE – ÁCIDOS E BASES FORTES

• Uma vez que H+ e H3O+ são usados de maneira intercambiável, escrevemos:

HNO3(aq) → H+(aq) + NO3-(aq)

• Em soluções, o ácido forte é geralmente a única fonte de H+. (Se a concentração em quantidade de matéria do ácido é menor do que 10-6 mol/L, a auto-ionização da água precisa ser considerada.)

• Assim, o pH da solução é a concentração em quantidade de matéria inicial do ácido.

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EXERCÍCIOS

1. Qual é o pH de uma solução 0,040 mol/L de HClO4?

2. Uma solução aquosa de HNO3 tem pH de 2,34. Responda:

a) Qual a concentração de H+?

b) Qual a concentração de OH-?

c) Qual o pOH da solução?c) Qual o pOH da solução?

3. Qual é o pH de:

a) Uma solução de 0,28 mol/L de NaOH;

b) Uma solução 0,011 mol/L de Ca(OH)2?

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Bases fortes

• A maioria dos hidróxidos iônicos são bases fortes (por exemplo, NaOH, KOH, e Ca(OH)2).

• As bases fortes são eletrólitos fortes e dissociam-se completamente emsolução.

• O pOH (e, conseqüentemente, o pH) de uma base forte é dado pelaconcentração em quantidade de matéria inicial da base. Tenha cuidado

com a estequiometria.

EQUILÍBRIO ÁCIDO-BASE – ÁCIDOS E BASES FORTES

com a estequiometria.

• Para um hidróxido ser uma base, ele deve ser solúvel.

• As bases não têm que conter o íon OH-:

(Óxidos) O2-(aq) + H2O(l) → 2OH-(aq)

(Hidretos) H-(aq) + H2O(l) → H2(g) + OH-(aq)

(Nitretos) N3-(aq) + 3H2O(l) → NH3(aq) + 3OH-(aq)

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EXERCÍCIOS

1. Qual é o pH de:

a) Uma solução de 0,28 mol/L de NaOH;

b) Uma solução 0,011 mol/L de Ca(OH)2?

2. Qual é a concentração de uma solução de:

a) KOH para a qual o pH é 11,89;a) KOH para a qual o pH é 11,89;

b) Mg(OH)2 para a qual o pH é 11,68

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EQUILÍBRIO ÁCIDO-BASE – ÁCIDOS FRACOS

• Os ácidos fracos são apenas parcialmente ionizados em solução.

• Existe uma mistura de íons e ácido não-ionizado em solução.

• Conseqüentemente, os ácidos fracos estão em equilíbrio:

• Quanto maior o Ka, mais forte é o ácido (neste caso, mais íons estão presentesno equilíbrio em relação às moléculas não-ionizadas).

• Se Ka >> 1, o ácido está completamente ionizado e o ácido é um ácido forte.

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

HA(aq) H+(aq) + A-(aq)

]HA[]A][OH[ -

3+

=aK

]HA[]A][H[ -+

=aK

2 3

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1. Um estudante preparou uma solução de 0,1 mol/L de ácidofórmico (CHOOH) e mediu seu pH usando um peagâmetro.Constatou que o pH a 25 C é 2,38. Responda:

a) Calcule Ka para o ácido fórmico nessa temperatura;

EXERCÍCIOS

b) Qual é a percentagem de ácido ionizada nessa solução de 0,10mol/L?

2. Calcule o pH de uma solução de 0,30 mol/L de ácido acético(CH3COOH), o ácido fraco responsável pelo odor e acidez dovinagre, a 25 oC. Dados Ka = 1,8x10-5

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EQUILÍBRIO ÁCIDO-BASE – ÁCIDOS FRACOS

Ácidos polipróticos• Os ácidos polipróticos têm mais de um próton ionizável.

• Os prótons são removidos em etapas, não todos de uma só vez :

H2SO3(aq) H+(aq) + HSO3-(aq) Ka1 = 1.7 x 10-2

HSO3-(aq) H+(aq) + SO3

2-(aq) Ka2 = 6.4 x 10-8

• É sempre mais fácil remover o primeiro próton em um ácidopoliprótico do que o segundo.

• Conseqüentemente, Ka1 > Ka2 > Ka3 etc.

HSO3-(aq) H+(aq) + SO3

2-(aq) Ka2 = 6.4 x 10-8

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EQUILÍBRIO ÁCIDO-BASE – ÁCIDOS FRACOS

Ácidos polipróticos

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• As bases fracas removem prótons das substâncias.

• Existe um equilíbrio entre a base e os íons resultantes:

• Exemplo:

NH3(aq) + H2O(l) NH4+(aq) + OH-(aq)

EQUILÍBRIO ÁCIDO-BASE – BASE FRACA

• A constante de dissociação da base, Kb, é definida como

NH3(aq) + H2O(l) NH4 (aq) + OH (aq)

]NH[]OH][NH[

3

-4

+=bK

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1. Calcule a concentração de OH- em uma solução de 0,15 mol/L deNH3, descrita pela seguinte reação:

NH3 (aq) + H2O (l) → NH4+

(aq) + OH-(aq)

Dado: Ka = 1,8x10-5

EXERCÍCIOS

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EQUILÍBRIO ÁCIDO-BASE – RELAÇÃO ENTRE Ka E Kb

• Precisamos quantificar a relação entre a força do ácido e a base conjugada.

• Vamos estudar o par ácido base conjugado NH4+ e NH3. Cada um

reagindo com água.

NH4+

(aq) + H2O (l) → NH3 (aq) + H+ (aq)

NH3 (aq) + H2O (l) → NH4+

(aq) + OH-(aq) NH3 (aq) + H2O (l) → NH4 (aq) + OH (aq)

• Quando duas reações são adicionadas para produzirem umaterceira, a constante de equilíbrio para a terceira reação é o produto das constantes de equilíbrio para as duas primeiras:

Reação 1 + Reação 2 = Reação 3

Tem-se, então:

K3 = K1 x K2

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EQUILÍBRIO ÁCIDO-BASE – RELAÇÃO ENTRE Ka E Kb

• Para um par ácido-base conjugado

• Conseqüentemente, quanto maior o Ka, menor o Kb. Istoé, quanto mais forte o ácido, mais fraca a base conjugada.

baw KKK ⋅=

conjugada.

• Tomando o negativo dos logaritimos:

e, a 25 oC, temos

baw pKpKpK ⋅=

00,14==+ wba pKpKpK

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EQUILÍBRIO ÁCIDO-BASE – RELAÇÃO ENTRE Ka E Kb

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EQUILÍBRIO ÁCIDO-BASE DE LEWIS

• O ácido de Brønsted-Lowry é um doador de prótons.

• Focando nos elétrons: um ácido de Brønsted-Lowry pode ser considerado um receptor de par de elétrons.

• Ácido de Lewis: receptor de par de elétrons.

• Base de Lewis: doador de par de elétrons.• Base de Lewis: doador de par de elétrons.

• Observe: os ácidos e as bases de Lewis não precisam conterprótons.

• Conseqüentemente, a definição de Lewis é a definição maisgeral de ácidos e bases.

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• Os ácidos de Lewis geralmente têm um octetoincompleto (por exemplo, BF3).

• Os íons de metal de transição geralmente são ácidos de Lewis.

• Os ácidos de Lewis devem ter um orbital vazio (para o

EQUILÍBRIO ÁCIDO-BASE DE LEWIS

• Os ácidos de Lewis devem ter um orbital vazio (para o qual os pares de elétrons possam ser doados).

• Os compostos com ligações π podem agir como ácido de Lewis:

H2O(l) + CO2(g) → H2CO3(aq)

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Hidrólise de íons metálicos

• Os íons metálicos são carregados positivamente e atraem moléculas de água (através dos pares livres no O).

• Quanto maior a carga, menor é o íon metálico e maisforte á a interação M-OH2.

• Os íons metálicos hidratados agem como ácidos:

EQUILÍBRIO ÁCIDO-BASE DE LEWIS

• Os íons metálicos hidratados agem como ácidos:

• O pH aumenta à medida que o tamanho do íon aumenta(por exemplo, Ca2+ versus Zn2+) e à medida que a cargaaumenta (Na+ versus Ca2+ e Zn2+ versus Al3+).

Fe(H2O)63+(aq) Fe(H2O)5(OH)2+(aq) + H+(aq) Ka = 2 x 10-3

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EQUILÍBRIO ÁCIDO-BASE DE LEWIS

Hidrólise de íons metálicos