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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