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Universidade Federal de Itajubá Equilíbrio Equilíbrio Ácido-Base Ácido-Base Lucas Câmara Faria 15772 Mateus Gabriel Santos 15776 Engenharia de Controle e Automação Prof. Dr. Élcio Rogério Barrak Universidade Federal de Itajubá

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Equilíbrio Ácido-Equilíbrio Ácido-BaseBase

Lucas Câmara Faria 15772Mateus Gabriel Santos

15776Engenharia de Controle e

Automação

Prof. Dr. Élcio Rogério Barrak

Universidade Federal de Itajubá

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Ácidos e bases de Arrhenius

• Ácidos

Aumentam a concentração de íons H+

em soluções aquosas;

• Bases

Aumentam a concentração de íons OH-

em soluções aquosas.

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Ácidos e bases de Brønsted-Lowry

• Ácidos

Podem doar prótons para outra espécie química;

• Bases

Podem receber prótons de outra espécie química.

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Ácidos e bases de Brønsted-Lowry

HCl(g) + H20(l) H3O+(aq) + Cl-

(aq)

NH3(aq) + H20(l) NH4+

(aq) + OH-(aq)

Cuidado com as substâncias anfóteras!

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Ácidos e bases de Brønsted-Lowry

• Pares ácido-base conjugados

HCl(g) + H20(l) H3O+(aq) + Cl-

(aq)

NH3(aq) + H20(l) NH4+

(aq) + OH-(aq)

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Auto-ionização da água

H2O(l) + H2O(l) H30+(aq) + OH-

(aq)

• Produto iônico da água:

Keq = [H3O+][OH-]

Kw = [H3O+][OH-] = 1,0 ∙ 10-14 a 25oC6/22

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Escala de pHpH + pOH = 14

pOH: - log[OH-]

pH: - log[H+]

pH > 7 meio básico

pH < 7 meio ácido

pH = 7 meio neutro

Indicadores ácido-base

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Ácidos fortes

Os ácidos fortes ionizam-se totalmente em soluções aquosas, e os mais comuns são:

- HCl - HClO3

- HBr - HClO4

- HI - H2SO4

- HNO3

Em uma solução aquosa de ácidos fortes, esses são as fontes de íons H+ da solução. 8/22

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Bases fortes

As bases fortes dissociam-se totalmente em soluções aquosas, e as mais comuns são:

- Bases formadas com elementos do grupo IA, e os mais pesados do grupo IIA;

- Óxidos Metálicos

- Hidretos e nitretos

Em uma solução aquosa de bases fortes, quase não são encontradas moléculas da base na solução. 9/22

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Ácidos fracos e constante de dissociaçãoOs ácidos fracos ionizam-se

parcialmente em soluções aquosas;• Constante de dissociação ácida:

HCHO2(aq) H+(aq) + CHO2

-(aq)

][]][[

2

2

HCHOCHOH

K a

10/22

agente

odutoK a RePr

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Ácidos PolipróticosCaracterísticas:

- Tem mais de um hidrogênio ionizável

- Ionização em Etapas:

H2SO3(aq) H+(aq) + HSO3

-(aq) Ka1=1,7 ∙ 10-2

HSO3-(aq) H+

(aq) + SO32-

(aq) Ka2=6,4 ∙ 10-8

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Exercícios1) Um estudante preparou uma solução de 0,10

mol/L de acido fórmico (HCHO2) e mediu o pH da solução a 25oC e obteve 2,38. Calcule Ka para o ácido fórmico nessa temperatura e a porcentagem de ácido ionizado na solução.

2) Sabendo que o Ka do ácido acético (HC2H3O2) é 1,8 ∙ 10-5, calcular o pH de uma solução 0,3 mol/L desse ácido a 25oC

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Bases fracas

• Constante de dissociação básica:

• Tipos de Bases Fracas:

- Bases com grupos amina

- Ânions de ácidos fracos

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agente

odutoKb RePr

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Exercício

Uma solução é preparada pela adição de hipoclorito de sódio (NaClO) sólido em água suficiente para perfazer 2,00 L de solução. Se a solução tem pH = 10,50, qual a quantidade de matéria de NaClO adicionada? Dado: Kb para o ClO-

(aq) é 3,33 ∙ 10-7.

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Relação entre Ka e Kb

À medida que a força de um ácido aumenta, a força da sua base conjugada diminui de modo a satisfazer a expressão:

Ka x Kb = KW

Kw = 1,0 ∙ 10-14 a 25oC

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Relação entre Ka e Kb

NH4+

(aq) NH3(aq) + H+(aq)

NH3(aq) + H2O(l) NH4+

(aq) + OH-(aq)

][]][[

4

3

NH

HNHK a ][

]][[

3

4

NHOHNH

Kb

Somando as equações, obtém-se uma terceira equação, cuja constante de ionização é a multiplicação das constantes de ionização das equações:

Ka x Kb = [H+][OH-] = Kw

pKa + pKb = pKw onde p é o cologaritmo (-log)

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Propriedades ácido-base de soluções salinas

Hidrólise é a reação onde íons reagem com água para formar H+ ou OH- .

Todos os sais são eletrólitos fortes, portanto, dissociam-se ou ionizam-se quase que totalmente.

No caso da liberação de um ânion em solução de sal:

• X- + 1 próton = HX

Se HX for ácido forte, o pH permanece inalterado, caso contrário, o pH aumenta.

Caso ocorra a liberação de cátion com hidrogênios ionizáveis (por ex: NH4

+) o pH diminui.17/22

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Propriedades ácido-base de soluções salinas

Portanto:

- Sais de ácido e base forte, não afetam o pH

- Sais de ácido fraco e base forte, aumentam o pH

- Sais de ácido forte e base fraca, diminuem o pH

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Força do ácido em relação à estrutura química

• Fatores que influem na força do ácido:

Polaridade;

Força de ligação;

Estabilidade da base conjugada;

Ácidos binários: a força de ligação diminui e a acidez aumenta ao descer no grupo da tabela periódica;

Oxiácidos: a força ácida aumenta com o aumento da eletronegatividade do átomo central;

Ácidos carboxílicos: a força do ácido aumenta à medida que o número de átomos eletronegativos no ácido aumenta.

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Ácidos e bases de Lewis

Um ácido de Lewis é uma substância que recebe um par de elétrons, e uma base de Lewis é uma substância que doa um par de elétrons.

Por exemplo:

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• 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(H2O)63+

(aq) Fe(H2O)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 íon: por exemplo o íon Cu²+

(aq) tem Ka = 1 ∙ 10-8.

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Ácidos e bases de Lewis

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Referência bibliográfica

- Química: A Ciência Central – Theodore L. Brown, H. Eugene Lemay, Jr.,Bruce E. Bursten, 2005, 9ª Edição. 

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