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EQUILÍBRIO ÁCIDO BASE

Profa. Marcia M. Meier

QUÍMICA GERAL II

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EQUILÍBRIO ÁCIDO BASEÁcidos e bases são dois tipos muito comuns de substâncias encontradas no laboratório e no mundo cotidiano. Inclusive o equilíbrio entre ácidos e bases tem grande influência em nossa saúde.

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EQUILÍBRIO ÁCIDO BASERELEMBRANDO A TEORIA DE BRONSTED E LOWRY.......

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

ácido base Base conjugada

Ácido conjugado

A molécula de HCl doa um próton para a molécula de H2O.Segundo a definição de Bronsted e Lowry:

Um ácido é uma substância (molécula ou íon) que pode

doar um próton para outra substância.

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EQUILÍBRIO ÁCIDO BASERELEMBRANDO A TEORIA DE BRONSTED E LOWRY.......

Considere:NH3(aq) + H2O(l) NH4

+(aq) + OH-(aq)

ácidobase Base conjugada

Ácido conjugado

A molécula de NH3 abstrai um próton damolécula de H2O que, logicamente, transformando-se em hidroxílaSegundo a definição de Bronsted e Lowry:

Uma base é uma substância (molécula ou íon) que pode

receber um próton de outra substância.

A água é surpreendente: atua doando ou recebendo prótonsÉ anfiprótica! 4

EQUILÍBRIO ÁCIDO BASEQUANDO EXISTE EQUILÍBRIO, estamos

falando de ácidos e bases FRACOS.

VEJA QUAIS SÃO OS FORTES!!

Ácidos Fortes

Bases Fortes100 % de dissociação!

HCl LiOH

HBr NaOH

HI KOH

HNO3

HClO4

H2SO4

HCl + H2O � H3O+(aq) + Cl-(aq)

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EQUILÍBRIO ÁCIDO BASEQuando um composto se dissolve gerando íons, estes íons individuaisinteragem com as moléculas do solvente (solvatação). Se o solvente éágua, o processo é chamado de hidratação. O íon é cercado pormoléculas de água com as quais interagem de forma não covalente,estas moléculas de solvente são conhecidas como primeira camada desolvatação. Um segundo grupo de moléculas de água forma ligaçõesde hidrogênio com as moléculas de água da primeira camada,formando a segunda camada de solvatação.formando a segunda camada de solvatação.

(aq)

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EQUILÍBRIO ÁCIDO BASEQuando o solvente atua como uma fonte de prótons nas reações,chama-se de solvente prótico.

Quando o solvente não dispõe de átomos de hidrogênio para fonte deprótons nas reações, chama-se de solvente aprótico.

Doador de prótons = solvente prótico. Então água participa da reação!

Considere:NH3(aq) + H2O(l) NH4

+(aq) + OH-(aq)

ácidobase Base conjugada

Ácido conjugado

Kb = 1,8 x 10-5

OupKb = 4,75 (pKb = -log Kb )

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EQUILÍBRIO ÁCIDO BASE

Base Kb pKb

nicotina 1,0 x 10-6

Exercício: calcule pKb e coloque as substâncias em ordem crescente de basicidade.

nicotina 1,0 x 10

morfina 1,6 x 10-6

Ureia 1,3 x 10-14

anilina 4,3 x 10-10

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EQUILÍBRIO ÁCIDO BASE

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EQUILÍBRIO ÁCIDO BASE

HX (aq) + H2O H3O+(aq) + X-(aq)

Vamos comparar a força da base e base conjugada em remover H+

� Se a força da base conjugada (X-) em remover o H+ de H O+ for MAIOR

ácido base Base conjugada

Ácido conjugado

� Se a força da base conjugada (X-) em remover o H+ de H3O+ for MAIORque a força da base (H2O) em remover H+ de HX, volta a formar-se o ácido associado. Portanto o ácido será FRACO!

�Se a força da base conjugada (X-) em remover o H+ do íon hidrônio for MENOR que a força da base (H2O) em remover H+ de HX, o ácido irá dissociar. Portanto o ácido será FORTE!

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EQUILÍBRIO ÁCIDO BASE

Qual será a base mais forte H2O ou Cl- ?

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

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

baseBase

conjugada

ouHCl + H2O → H3O+(aq) + Cl-(aq) H3O+ + Cl-(aq) → HCl + H2Oou

O ácido clorídrico é considerado forte, indicando que se ioniza quase totalmente em água!

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EQUILÍBRIO ÁCIDO BASE

H2O é a base mais forte em relação ao íon Cl- ?

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

BaseFORTE

Base FRACA

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EQUILÍBRIO ÁCIDO BASE

Qual será a base mais forte H2O ou CH3COO- ?

H+ + H O → H O+(aq) H O+ + CH COO-(aq) → CH COOH + H O

Considere:CH3COOH + H2O(l) H3O+(aq) + CH3COO-(aq)

baseBase

conjugada

ou

H+ + H2O → H3O+(aq) H3O+ + CH3COO-(aq) → CH3COOH + H2Oou

O Ka do ácido acético é 1,8 x 10-5

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EQUILÍBRIO ÁCIDO BASE

CH3COO- é a base mais forte em relação a H2O.

Considere:CH3COOH + H2O(l) H3O+(aq) + CH3COO-(aq)

BaseFRACA

Base FORTE

FORTE

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EQUILÍBRIO ÁCIDO BASE

O que há de incomum nestes dois exemplos?

CH3COOH + H2O(l) H3O+(aq) + CH3COO-(aq)

BaseFRACA

Base FORTE

H2O é o padrão para comparação

da força!

HCl(g) + H2O(l) → H3O+(aq) + Cl-(aq)

BaseFORTE

Base FRACA

da força!

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EQUILÍBRIO ÁCIDO BASE

Analisando sob outra perspectiva:

CH3COOH + H2O(l) H3O+(aq) + CH3COO-(aq)

BaseFRACA

Base FORTE

HCl(g) + H2O(l) → H3O+(aq) + Cl-(aq)

ÁcidoFRACO

HCl(g) + H2O(l) → H3O+(aq) + Cl-(aq)

BaseFORTE

Base FRACA

ÁcidoFORTE

Todo ácido forte, forma uma base conjugada fraca!

Todo ácido fraco, está em equilíbrio com uma base conjugada forte, que desloca o equilíbrio para reagentes.

Toda base forte, forma um ácido conjugado fraco!

Toda base fraca, está em equilíbrio com um ácido conjugado forte, que desloca o equilíbrio para reagentes.

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EQUILÍBRIO ÁCIDO BASE

Exercício: complete as reações químicas abaixo e conclua quais bases são mais fortes em cada par

a) HCN + H2O(l)

CN-(aq) + H2O(l)

Ka HCN = 4,0 x 10-10

a) HF + H2O(l)

F-(aq) + H2O(l)

Kb HF =7,2x 10-4

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Exercício

• Utilize a tabela de ácidos entregue em sala de aula e determine pKa. Considere soluções 0,10 mol/L de cada um destes ácidos e determine a concentração de íons hidrônios em equilíbrio, concentração de íons hidrônios em equilíbrio, o pH da solução e o percentual de ionização de cada ácido.

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AUTOPROTÓLISE DA ÁGUA

14-3

-3

22

22

-3

100.1]OH][OH[

]OH][OH[]OH[

]OH[

]OH][OH[

−+

+

+

×==

=×

=

w

eq

eq

K

K

K]OHlog[pOH ]Hlog[]OHlog[pH -

3 −=−=−= ++

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AUTOPROTÓLISE DA ÁGUA

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

• Na maioria das soluções a [H+(aq)] é bem pequena.

• Definimos

• Em água neutra a 25 °C, pH = pOH = 7,00.

• Em soluções ácidas, a [H+] > 1,0 × 10-7, então o pH < 7,00.• Em soluções ácidas, a [H+] > 1,0 × 10-7, então o pH < 7,00.

• 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.

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AUTOPROTÓLISE DA ÁGUA

A auto ionização da água é dependente da temperatura.Calcule o pH da água a 25 oC e a 60 oC. R.: pH = 7,0 e 6,5

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RELAÇÃO ENTRE Ka e Kb

• Para um par ácido-base conjugado

• Conseqüentemente, quanto maior o Ka, menor o Kb. Isto é, quanto maisforte o ácido, mais fraca a base conjugada.

• Tomando o negativo dos logaritimos:

baw KKK ×=

• Tomando o negativo dos logaritimos:

baw pKpKpK +=A soma do pKa de um ácido(laranja) e do pKb de sua baseconjugada (azul) é constante, eigual a pKw, que é 13,00 a 25oC. Osvalores das constantes permitemorganizar os ácidos e as bases emordem de força em uma únicatabela.

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RELAÇÃO ENTRE Ka e Kb

baw pKpKpK +=

Esta equação demonstra a relação de troca entre as forças dos ácidos e bases conjugadas, onde pKa deve ser baixo e pKb alto, ou vice versa, para satisfazer a equação.

Exemplo 1:Para amônia pK = 4,75Para amônia pKb = 4,75Para amônio pKa = ? Resposta: 9,25

Exemplo 2: Determine o valor de Kb para a reação de cianeto e água. Para o cálculo considere:Ácido Fraco: HCN(aq) + H2O(l) ↔ H3O+(aq) + CN-(aq) Ka = 4,0 x 10-10

Base conjugada: CN-(aq) + H2O(l) ↔ HCN(aq) + OH-(aq) Kb = ???

2H2O(l) ↔ H3O+(aq) + OH-(aq) Kw = 1,0 x 10-14

Quando somam-se duas equações químicas, multiplica-se os valores de K.

2,5 x 10-5

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RELAÇÃO ENTRE Ka e Kb

Exemplo 3: Determine o valor de Kb do benzoato de sódio a partir das informações abaixo:

C6H5 COOH(aq) + H2O(l) ↔ H3O+(aq) + C6H5 COO- (aq) Ka = 6,3 x 10-5

C6H5 COO- (aq) + H2O(l) ↔ C6H5 COOH(aq) + OH-(aq) Kb = 1,6 x 10-10

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RELAÇÃO ENTRE Ka e Kb

Exemplo 4: Qual o pH de uma solução de um sal fracamente básico, acetato de sódio? Considere uma solução de acetato de sódio, 0,015 mol/L de NaCH3CO2.

Dado:Ka do CH3COOH = 1,8 x 10-5

Resposta: Kb: 5,6x 10-10

X = 3,5 10-9 mol/L = [OH-]pOH: 5,53 pH: 8,46

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Exemplo 5: O íon carbonato, CO32-, é uma base em água, formando o

íon hidrogenocarbonato, que por sua vez pode formar ácido carbônico. Qual é o pH de uma solução de Na2CO3 0,10 mol/L?Resposta: [OH-] = 4,6x10-3 mol/L, pOH 2,34, pH =11,66

ESCALA DE pH

pH + pOH =14

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ESCALA DE pH

Exercite:Determine o pH dea) Uma solução de 0,028 mol/L de NaOH; R: 12,45

b) Uma solução de 0,0011 mol/L de Ca(OH)2 R: 11,34

c) Uma solução de 0,0011 mol/L de amônia, Kb = 1,8 x 10-5.

Forte

Forte

c) Uma solução de 0,0011 mol/L de amônia, Kb = 1,8 x 10 .

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

Início: 0,0011 0 0

Variação: -x +x +x

Equilíbrio: 0,0011-x +x +x

X = [OH-]= 1,41 x 10-4 -log OH = pOH pOH = -log 1,41 x 10-4 = 3,85pH = 14 -3,85 = 10,15

Fraco

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Ácidos Polipróticos

Os ácidos polipróticos são capazes de doar mais de um próton. Paramuitos ácidos polipróticos inorgânicos, como ácido fosfórico, ácidocarbônico e ácido sulfídrico, a constante de ionização de cada perdasucessiva de um próton é cerca de 104 a 106 vezes menor que a etapa deionização anterior.

Ka1 = 7,5 x 10-3 Kb1 = 1,3 x 10-12

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Ka1 = 7,5 x 10-3

Ka2 = 6,2 x 10-8

Ka3 = 6,3 x 10-13

Kb1 = 1,3 x 10-12

Kb2 = 1,6 x 10-7

Kb3 = 2,8 x 10-2

Prevendo a Direção das reações de Neutralização (ácido-base)

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

Kb= 1,0x10-14

Mais forte que Cl-

Base FRACA

Kb muito pequenoKb<1,0x10-14

Ácido muitoFORTE

Ka muito elevado!

Ka= 1,0

Todas as reações de transferência de prótons vão do ácido e base mais fortes para o ácido e base mais fracos!

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Prevendo a Direção das reações de Neutralização (ácido-base)

Considere:H3PO4(aq) + CH3CO2

-(aq) → H2PO4-(aq) + CH3COOH(aq)

Kb= 5,6x10-10

Ka= 1,8x10-5Ácido mais forteQue CH3COOH!

Ka= 7,5x10-3

Kb= 1,3x10-12

Todas as reações de transferência de prótons vão do ácido e base mais fortes para o ácido e base mais fracos!

Reação Produto Favorecida!

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Prevendo a Direção das reações de Neutralização (ácido-base)

Exercite: Escreva uma equação iônica balanceada para a reação que ocorre entre o ácido acético e o bicarbonato de sódio. Verifique se o equilíbrio está deslocado à esquerda ou à direita.

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REAÇÕES DE NEUTRALIZAÇÃO

Reações de neutralização produzem sal e água. Paraalgumas substâncias também são liberados gases como ocaso do bicarbonato de sódio, por exemplo.

Exercite: Escreva a equação química balanceada para as reações de neutralização

abaixo e determine o volume de base necessária para neutralizar o ácido:

a) 20 mL de ácido fluorídrico 0,10 mol/L e hidróxido de sódio 0,10 mol/L;R: 20 mL

b) 20 mL de ácido carbônico 0,10 mol/L e hidróxido de potássio 0,10 mol/L.R: 40 mL

c) 20 mL de ácido acético 0,10 mol/L e hidróxido de bário 0,10 mol/L.R: 10 mL

d) 20mL de ácido clorídrico 0,10 mol/L e bicarbonato de sódio 0,10 mol/L.R: 10 mL

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TITULAÇÃOPadronizar é determinar a concentração de uma das espécies envolvidas na reação de neutralização.Por exemplo, conhecendo-se a concentração de uma base (padrão), pode-se determinar a concentração do ácido que irá reagir com esta base.

Este procedimento realizado no laboratório e chama-se titulação.

Para identificar o ponto de neutralização pode-se usar:- indicadores visuais (substâncias que mudam de cor em função do pH);- indicadores visuais (substâncias que mudam de cor em função do pH);- pHmetros (equipamento com sensor sensível ao pH), chamada então de titulação potenciométrica.

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TITULAÇÃO e Equilíbrio Químico

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HCl(aq) + NaOH(aq) → Na+(aq) + Cl-(aq) + H2O(l)

TITULAÇÃO

nP = MP.VP

1:11:2

nD = MD.VD

1:2Depende da reação

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TITULAÇÃO

De acordo com o pH de viragem de cada ácido ou base, deve-se selecionar o indicador de viragem mais adequado.

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TITULAÇÃO POTENCIOMÉTRICA

Ao utilizar o pHmetro, pode-se registrar o pH da solução de concentração desconhecida durante a titulação e construir a curva de titulação:

Ponto de equivalência:Todo ácido e base reagiram estequiometricamente

Parte do ácido foineutralizado pelabase, mas ainda háácido presente.

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TITULAÇÃO DE ÁCIDO FORTE POR BASE FORTE

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TITULAÇÃO DE ÁCIDO FRACO POR BASE FORTE

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TITULAÇÃO DE BASE FRACA POR ÁCIDO FORTE

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TITULAÇÃO resumindo...

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