GQI 00042 & GQI 00048 Aula 23

QUÍMICA GERAL

Escola de Engenharia Industrial Metalúrgica Universidade Federal Fluminense

Volta Redonda - RJ

Prof. Dr. Ednilsom Orestes 25/04/2016 – 06/08/2016 AULA 18

ÁCIDOS & BASES

Ácido: Latim “acidus” = agudo, pungente, azedo.

Alcalino: Grego “al quali” = cinza.

Estender o conceito de Equilíbrio para as

soluções de ácidos e bases.

NH3 É BASE!

Svante Arrhenius, 1886

Baseado em soluções

eletrolíticas.

Ácidos liberam 𝐻+.

𝑁𝑎𝑂𝐻(𝑠)

𝐻2𝑂 𝑁𝑎 𝑎𝑞

+ + 𝑂𝐻(𝑎𝑞)−

𝐻𝐶𝑙(𝑙)

𝐻2𝑂 𝐻 𝑎𝑞

+ + 𝐶𝑙(𝑎𝑞)−

Bases liberam 𝑂𝐻−.

JOHANNES N. BRONSTED

& THOMAS M. LOWRY,

1923

𝐻𝐶𝑙(𝑎𝑞) + 𝐻2𝑂(𝑙) ⟶ 𝐻3𝑂 𝑎𝑞+ + 𝐶𝑙(𝑎𝑞)

−

Transferência de prótons.

𝐻+ solvatado (hidrônio).

Ácido doa 𝑯+.

Base aceita 𝑯+.

Inclui moléculas e íons.

Explica basicidade do NaCO3, NH3 e etc.

Explica reação em meio e em vácuo.

Solventes desprotonados (COCl2, SO2, N2O4).

Óxidos ácidos e alcalinos (CO2 e CaO).

BF3 e AlCl3 são ácidos!

©2010, 2008, 2005, 2002 by P. W. Atkins and L. L. Jones

𝐻𝐶𝑁(𝑎𝑞) + 𝐻2𝑂(𝑙) ⇌ 𝐻3𝑂 𝑎𝑞+ + 𝐶𝑁(𝑎𝑞)

−

𝑁𝐻3(𝑎𝑞) + 𝐻2𝑂(𝑙) ⇌ 𝑁𝐻4(𝑎𝑞)+ + 𝑂𝐻(𝑎𝑞)

−

Pares conjugados.

Ácido doa 𝐻+

base conjugada

Ácidos e bases fortes e fracas.

Base aceita 𝐻+

ácido conjugado

PARES CONJUGADOS

Escreva as fórmulas de (a) a base conjugada de 𝐻𝐶𝑂3− e (b) o ácido

conjugado 𝑂2−.

(a) A base conjugada de 𝐻𝐶𝑂3− é 𝐶𝑂3

2−.

(b) O ácido conjugado de 𝑂2− é 𝑂𝐻−.

Qual é (a) o ácido conjugado de 𝑂𝐻− e (b) a base conjugada de 𝐻𝑃𝑂42−

?

[Resposta: (a) 𝐻2𝑂; (b) 𝑃𝑂43−]

Qual é (a) o ácido conjugado de 𝐻2𝑂 e (b) a base conjugada de 𝑁𝐻3 ?

Base: doa par 𝒆−.

GILBERT N. LEWIS,

1932

“Toda a base (aceita H+)

deve possuir par de

elétrons livres.”

Elétrons de valência.

Formação de ligação

covalente.

Ácido: aceita par 𝒆−.



Lewis

Brønsted-Lowry

Arrhenius

Identifique (a) os ácidos e as bases de Brønsted nos reagentes e

produtos do equilíbrio de transferência de prótons

𝐻𝑁𝑂2(𝑎𝑞) + 𝐻𝑃𝑂4(𝑎𝑞)2− ⇌ 𝑁𝑂2(𝑎𝑞)

− + 𝐻2𝑃𝑂4(𝑎𝑞)− . (b) Que espécies (não

necessariamente explícitas) são ácidos de Lewis e que espécies são

bases de Lewis?

[Resposta: (a) Ácidos de Brønsted; 𝐻𝑁𝑂2 e 𝐻2𝑃𝑂4−. Bases de Brønsted;

𝐻𝑃𝑂42− e 𝑁𝑂2

−. Ácido de Lewis; 𝐻+. Base de Lewis; 𝐻𝑃𝑂42− e 𝑁𝑂2

−.]

Identifique (a) os ácidos e as bases de Brønsted nos reagentes e

produtos do equilíbrio de transferência de prótons 𝐻𝐶𝑂3(𝑎𝑞)− + 𝑁𝐻4(𝑎𝑞)

+ ⇌

𝐻2𝐶𝑂3(𝑎𝑞) + 𝑁𝐻3(𝑎𝑞). Que espécies (não necessariamente explícitas) são

ácidos de Lewis e que espécies são bases de Lewis?

©2

01

0, 2

00

8, 2

00

5, 2

00

2 b

y P.

W. A

tkin

s an

d L

. L. J

on

es

Metais: óxidos básicos.

Não-metais: óxidos ácidos.

Óxidos ácidos, básicos e anfotéricos

Óxido ácido: forma ácido de Brønsted em solução.

2 𝑁𝑎𝑂𝐻(𝑎𝑞) + 𝐶𝑂2(𝑔) ⟶ 𝑁𝑎2𝐶𝑂3 𝑎𝑞 + 𝐻2𝑂(𝑙)

Óxido básico: forma íons hidróxido em solução (compostos iônicos).

𝐶𝑎𝑂(𝑠) + 𝐻2𝑂(𝑙) ⟶ 𝐶𝑎 𝑂𝐻 2(𝑎𝑞)

𝑀𝑔𝑂(𝑠) + 2 𝐻𝐶𝑙(𝑎𝑞) ⟶ 𝑀𝑔𝐶𝑙2 𝑎𝑞 + 𝐻2𝑂(𝑙)


Aluminato de sódio: contém 𝐴𝑙 𝑂𝐻 4−.

Semi-metais: óxidos anfóteros.

𝐴𝑙2𝑂3(𝑠) + 6 𝐻𝐶𝑙(𝑎𝑞) ⟶ 2 𝐴𝑙𝐶𝑙3 𝑎𝑞 + 3 𝐻2𝑂(𝑙)

2 𝑁𝑎𝑂𝐻(𝑎𝑞) + 𝐴𝑙2𝑂3(𝑠) + 3 𝐻2𝑂(𝑙) ⟶ 2 𝑁𝑎 𝐴𝑙 𝑂𝐻 4 𝑎𝑞

Óxidos ácidos, básicos e anfotéricos

©2

01

0, 2

00

8, 2

00

5, 2

00

2 b

y P.

W. A

tkin

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d L

. L. J

on

es

𝐾𝑊 = 𝐻3𝑂+ 𝑂𝐻− = 10−7 × 10−7 = 10−14

Água pura em 25°C.

AUTOPRÓLISE DA ÁGUA

Água é anfiprótica e anfotérica.

𝐾 =(𝑎𝐻3𝑂+) × (𝑎𝑂𝐻−)

𝑎𝐻2𝑂2 = 𝑎𝐻3𝑂+ × 𝑎𝑂𝐻− = 𝐾𝑊


Quais são as concentrações de íons 𝐻3𝑂+ e 𝑂𝐻− em uma solução 0,0030 𝑀 de 𝐵𝑎 𝑂𝐻 2(𝑎𝑞) em 25 ℃?

Dissocia completamente (alcalino terroso).

𝐵𝑎 𝑂𝐻 2(𝑠) ⟶ 𝐵𝑎 𝑎𝑞2+ + 2 𝑂𝐻(𝑎𝑞)

−

𝑂𝐻− = 2 × 0,0030 𝑚𝑜𝑙 ∙ 𝐿−1 = 0,0060 𝑀

𝐻3𝑂+ =𝐾𝑊

𝑂𝐻− = 1,7 × 10−12

Estime as molaridades de (a) 𝐻3𝑂+ e de (b) 𝑂𝐻− , em 25 ℃, em uma solução 6,0 𝑀 de 𝐻𝐼(𝑎𝑞).

[Resposta: (a) 60,0 𝜇𝑚𝑜𝑙. 𝐿−1; (b) 0,17 𝑛𝑚𝑜𝑙. 𝐿−1]

Estime as molaridades de (a) 𝐻3𝑂+ e de (b) 𝑂𝐻−, em 25 ℃, em uma solução 2,2 𝑀 de 𝑁𝑎𝑂𝐻(𝑎𝑞).

Água pura em 25 ℃.

0E+00

1E-07

2E-07

3E-07

4E-07

5E-07

6E-07

7E-07

8E-07

[H3

O+ ]

(m

ol.

L-1)

[OH-] (mol.L-1)

[H3O+]=[OH-]

ESCALA DE pH Soren P. L. Sorensen: potencial hidrogeniônico.

𝑝𝐻 = − log 𝑎𝐻3𝑂+ = − log 𝐻3𝑂+ = − log 1,0 × 10−7 = 7

1E-08

1E-07

pH

pOH

Água pura em 25 ℃.

ESCALA DE pH Soren P. L. Sorensen: potencial hidrogeniônico.

𝑝𝐻 = − log 𝑎𝐻3𝑂+ = − log 𝐻3𝑂+ = − log 1,0 × 10−7 = 7

Quanto mais forte a base, mais

fraco o ácido conjugado.

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

Calcule o 𝑝𝐻

0,020 𝑀 𝐻𝐶𝑙. 0,040 𝑀 𝐾𝑂𝐻.

4,0 × 10−8 𝑀 Sangue.

𝑝𝐻 = 1,70

𝑝𝐻 = 12,60

𝑝𝐻 = 7,40

𝑯𝟑𝑶+ = 𝟏𝟎−𝐩𝐇 𝐦𝐨𝐥 ∙ 𝐋−𝟏


Calcule a concentração

1,50 × 10−5𝑀. 2,00 × 10−2𝑀. 6,31 × 10−9𝑀.

𝑝𝐻 = 4,83

𝑝𝐻 = 1,70

𝑝𝐻 = 8,20

Se 𝑝𝑋 = − log 𝑋, então:

𝑝𝑂𝐻 = − log 𝑎𝑂𝐻− = − log 𝑂𝐻−

𝑝𝐾𝑊 = 14,00 = − log 𝐻3𝑂+ 𝑂𝐻− = 𝑝𝐻 + 𝑝𝑂𝐻


𝐻𝐶𝑙 (0,10 𝑀) ⟶ 𝑝𝐻 = 1,0

𝐻3𝐶𝐶𝑂𝑂𝐻 0,10 𝑀 ⟶ 𝑝𝐻 = 3,0

ÁCIDOS E BASES FRACOS

Dissociação parcial.


𝑀𝑔 em 𝐻3𝐶𝐶𝑂𝑂𝐻 (0,1 𝑀) 𝑀𝑔 em 𝐻𝐶𝑙 (0,1 𝑀)

𝐵(𝑎𝑞) + 𝐻2𝑂(𝑙) ⇌ 𝐵𝐻(𝑎𝑞)+ + 𝑂𝐻(𝑎𝑞)

− ; 𝐾𝑏 =𝐵𝐻+ [𝑂𝐻−]

[𝐵]

𝐾𝑎 × 𝐾𝑏 =𝐴− [𝐻3𝑂+]

[𝐻𝐴]×

𝐵𝐻+ [𝑂𝐻−]

[𝐵]= 𝐾𝑤

𝑝𝐾𝑎 + 𝑝𝐾𝑏 = 𝑝𝐾𝑤

EQUILÍBRIO DE ÁCIDOS E BASES FRACOS

𝐻𝐴(𝑎𝑞) + 𝐻2𝑂(𝑙) ⇌ 𝐴(𝑎𝑞)− + 𝐻3𝑂(𝑎𝑞)

+ ; 𝐾𝑎 =𝐴− [𝐻3𝑂+]

[𝐻𝐴]






Use as Tabelas 11.1 e 11.2 para dizer que composto dos seguintes pares é

o ácido ou a base mais forte em água: (a) ácido: 𝐻𝐹 ou 𝐻𝐼𝑂3; (b) base:

𝑁𝑂2− ou 𝐶𝑁−.

Decida que espécie de cada um dos seguintes pares é o ácido ou a

base mais forte: (a) ácido: 𝐻𝐹 ou 𝐻𝐼𝑂; (b) base: 𝐶6𝐻5𝐶𝑂2− ou 𝐶𝐻2𝐶𝑙𝐶𝑂2

−; (c) base: 𝐶6𝐻5𝑁𝐻2 ou 𝐶𝐻3 3𝑁; (d) ácido: 𝐶6𝐻5𝑁𝐻3

+ ou 𝐶𝐻3 3𝑁𝐻+.

[Resposta: Ácidos mais fortes: (a) 𝐻𝐹; (d) 𝐶6𝐻5𝑁𝐻3

+; Bases mais fortes: (b)

𝐶6𝐻5𝐶𝑂2−; (c) 𝐶𝐻3 3𝑁]

Decida que espécie de cada um dos seguintes pares e o ácido ou a

base mais forte: (a) base: 𝐶5𝐻5𝑁 ou 𝑁𝐻2𝑁𝐻2 ; (b) ácido: 𝐶5𝐻5𝑁𝐻+ ou 𝑁𝐻2𝑁𝐻3

+; (c) ácido: 𝐻𝐼𝑂3 ou 𝐻𝐶𝑙𝑂2; (d) base: 𝐶𝑙𝑂2− ou 𝐻𝑆𝑂3

−.

porcentagem desprotonada =𝐻3𝑂+

𝐻𝐴 inical× 100 %

pH DE SOLUÇÕES DE ÁCIDOS FRACOS

porcentagem desprotonada =concentração de A−

concentração inicial de HA× 100 %

Lembrar que 𝑯𝟑𝑶+ = [𝑨−] (estequiometria!)


Calcule o pH e a percentagem de desprotonação das

moléculas de CH3COOH em uma solução 0,080 M de

CH3COOH em água, sabendo que o Ka do ácido

acético é 1,8 x 10-5.

𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻(𝑎𝑞) + 𝐻2𝑂(𝑙) ⇌ 𝐻3𝐶𝑂2(𝑎𝑞)− + 𝐻3𝑂(𝑎𝑞)

+

𝐾𝑎 = 1,8 × 10−5 =𝑥 × 𝑥

0,080 − 𝑥

Supondo 𝑥 ≪ 0,080:

𝑥 ≈ 0,080 × 1,8 × 10−5 = 1,2 × 10−3

𝑝𝐻 ≈ − log 1,2 × 10−3 = 2,92

%𝐷 =1,2 × 10−3

0,080× 100 % = 1,5 %

Calcule o pH e a porcentagem de desprotonação

de uma solução 0,50 M de ácido láctico em água.

Procure Ka na Tabela 11.1. Verifique se todas as

aproximações são válidas.

[Resposta: 1,69; 4,1%]

Calcule o pH e a percentagem de desprotonação

de uma solução de 0,22 M de ácido cloro-

acético em água. Verifique se todas as

aproximações são válidas.


O pH de uma solução 0,010 M do antisséptico ácido mandélico, em

água, é 2,95. Qual é a constante de acidez, Ka, e o pKa do ácido

mandélico?

𝐻3𝑂+ = 10−2,95 = 0,0011 𝑚𝑜𝑙 ∙ 𝐿−1 = 𝐴−

𝐻𝐴 = 𝐻𝐴 inicial − 𝐻3𝑂+

𝐾𝑎 =𝐻3𝑂+ 𝐴−

𝐻𝐴=

𝐻3𝑂+ 2

𝐻𝐴 𝑖𝑛 − 𝐻3𝑂+ = 1,4 × 10−4

𝑝𝐾𝑎 = − log 𝐾𝑎 = 3,85

O pH de uma solução 0,20 M de ácido crotônico, C3H5COOH, em

água, que é usado em pesquisas médicas e na fabricação da vitamina A

sintética, é 2,69. Qual é o Ka do ácido crotônico?

[Resposta: 2,1 x 10-5].

O pH de uma solução 0,50 M, em água, do ácido homogentísico, um

intermediário metabólico, é 2,35. Qual é o Ka do ácido homogentísico,

C7H5(OH)2COOH?

porcentagem desprotonada =𝑂𝐻−

𝐻𝐴 inical× 100 %

pH DE SOLUÇÕES DE BASES FRACAS

porcentagem desprotonada =concentração de HB+

concentração inicial de B× 100 %

Lembrar que 𝑶𝑯− = 𝑯𝑩+ (estequiometria!)


Calcule o pH e a percentagem de protonac ao de uma

soluc ao 0,20 M de metilamina, CH3NH2, em agua. A

constante Kb de CH3NH2 e 3,6 x 10-4.

𝐶𝐻3𝑁𝐻2(𝑎𝑞) + 𝐻2𝑂(𝑙) ⇌ 𝑂𝐻(𝑎𝑞)− + 𝐶𝐻3𝑁𝐻3(𝑎𝑞)

+

𝐾𝑏 = 3,6 × 10−4 =𝑥 × 𝑥

0,20 − 𝑥

Supondo 𝑥 ≪ 0,20:

𝑥 ≈ 0,20 − 3,6 × 10−4 = 8,5 × 10−3

𝑝𝑂𝐻 = − log 8,5 × 10−3 = 2,07 ∴ 𝑝𝐻 = 11,93

%𝑃 =8,5 × 10−3

0,20× 100% = 4,2 %

Estime o 𝑝𝐻 e a percentagem de base protonada em uma solução 0,15 𝑀 de 𝑁𝐻2𝑂𝐻(𝑎𝑞), hidroxilamina

em água.

[Resposta: 9,61; 0,027%].

Estime o 𝑝𝐻 e a percentagem de base protonada em uma solução 0,012 𝑀 de 𝐶10𝐻14𝑁2(𝑎𝑞), nicotina.

Ácidos e Bases Polipróticos

𝐻𝐶𝑂3(𝑎𝑞)− + 𝐻2𝑂(𝑙) ⇌ 𝐻3𝑂(𝑎𝑞)

+ + 𝐶𝑂3(𝑎𝑞)2− 𝐾𝑎2 = 5,6 × 10−11

Fornecem mais de um próton, 𝐻+.

1a. desprotonação é quase completa.

𝐻2𝑆𝑂4, 𝐻3𝑃𝑂4, 𝐻2𝐶𝑂3, etc.

𝐾𝑎1 ≫ 𝐾𝑎2 ≫ 𝐾𝑎3 ≫ ⋯

𝐻2𝐶𝑂3(𝑎𝑞) + 𝐻2𝑂(𝑙) ⇌ 𝐻3𝑂(𝑎𝑞)+ + 𝐻𝐶𝑂3(𝑎𝑞)

− 𝐾𝑎1 = 4,3 × 10−7


Calcule as concentrações de todos os solutos em uma solução 0,10 𝑀 de 𝐻3𝑃𝑂4(𝑎𝑞).

𝐻3𝑃𝑂4(𝑎𝑞) + 𝐻2𝑂(𝑙) ⇌ 𝐻3𝑂(𝑎𝑞)+ + 𝐻2𝑃𝑂4(𝑎𝑞)

− 𝐾𝑎1 = 7,6 × 10−3.

𝑥 = 2,4 × 10−2 mol ∙ L−1 = 𝐻3𝑂+ = 𝐻2𝑃𝑂4−

𝐻3𝑃𝑂4 ≈ 0,10 − 0,024 = 0,076 mol ∙ L−1

𝐻2𝑃𝑂4(𝑎𝑞)− + 𝐻2𝑂(𝑙) ⇌ 𝐻3𝑂(𝑎𝑞)

+ + 𝐻𝑃𝑂4(𝑎𝑞)2− 𝐾𝑎2 = 6,2 × 10−8.

𝐾𝑎2 ≈ 𝑥 = 𝐻𝑃𝑂42−

Calcule as concentrações de todos os solutos em uma solução 0,10 𝑀 de 𝐻3𝑃𝑂4(𝑎𝑞).

𝐻𝑃𝑂4(𝑎𝑞)2− + 𝐻2𝑂(𝑙) ⇌ 𝐻3𝑂(𝑎𝑞)

+ + 𝑃𝑂4(𝑎𝑞)3− 𝐾𝑎3 = 2,1 × 10−13.

Faça a tabela de equilíbrio...

𝑥 = 𝑃𝑂43− ≈ 5,4 × 10−19 mol ∙ L−1

𝑂𝐻− =𝐾𝑊

𝐻3𝑂+ = 4,2 × 10−13 mol ∙ L−1


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