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Ácidos e Bases: Cálculos de pH e pOH Água (H 2 O): dissocia-se em partículas + e – H 2 O H + + OH - Íon hidrogênio Íon hidroxila Quando a água está neutra,

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Apresentação em tema: "Ácidos e Bases: Cálculos de pH e pOH Água (H 2 O): dissocia-se em partículas + e – H 2 O H + + OH - Íon hidrogênio Íon hidroxila Quando a água está neutra,"— Transcrição da apresentação:

1 Ácidos e Bases: Cálculos de pH e pOH Água (H 2 O): dissocia-se em partículas + e – H 2 O H + + OH - Íon hidrogênio Íon hidroxila Quando a água está neutra, diz-se que a concentração [ ] (mols/L) de H + e OH - é igual. Quando [H+] ou [OH-] aumenta ou diminui é devido ao acréscimo de substâncias conhecidas como ÁCIDOS ou BASES. ÁCIDOS: liberam H+ em solução aquosa (Brönsted-Lowry) HA H+ + A- H + = íon hidrogênio A - = base conjugada Ex: HCl H + + Cl - : ácido clorídrico (monoprótico – libera 1H + ) H 2 SO 4 H + + HSO 4 - : ácido sulfúrico (diprótico – libera 2H + ) H 3 PO 4 H + + H2PO 4 - : ácido fosfórico (triprótico – libera 3H + ) Obs: Os íons hidrogênios são dissociados um de cada vez BASES: possuem a capacidade de fornecer íons OH - ou de receber íons H + Ex: NaOH Na + + OH - Ca(OH) 2 Ca OH - NH 3 + H + NH 4 + Quando falamos em base conjugada, queremos dizer que existe um EQUIlÍBRIO e que aquela base aceita de volta um íon hidrogênio para se tornar REAGENTE.

2 pH: medida da concentração de íons H+ em solução aquosa Medido em valores que vão de 0 a 14 : ,9 (pH ácido – predominância de H+) 7 (pH neutro – igualdade de H+ e OH-) 7, (pH básico – predominância de OH-) Ex. HCl H + + Cl - : estão sendo liberados íons H + Qual a solução mais ácida: -Se tivéssemos 15 moléculas de HCl? -Se tivéssemos 150 moléculas de HCl? Cálculo do pH : logaritmo da concentração de H + pH = - log [H+] pOH = - log [OH-] pH + pOH = 14 pH de algumas soluções comuns: pH Suco gástrico 1 – 2,5 Ácido acético (vinagre) 2,9 Suco de tomate 4,2 Café 5,0 Água da chuva 6,2 Leite 6,5 Água pura 7,0 pH fisológico 7,4 Quanto maior for o pH, menor será a concentração de íons hidrogênio Quanto menor for o pH, maior será a concentração de íons hidrogênio Idem para o pOH, só que em relação ao íon hidroxila. Problema: Uma solução tem uma concentração de íons H + de M. Qual seu pH?

3 Qual a concentração de uma solução de Coca-Cola cujo pH é igual a 2? NEUTRALIZAÇÃO: Reação entre um ácido forte e uma base forte. Como produtos são formados um sal e água. ÁCIDO FORTE: LIBERA H+ FACILMENTE Ex. HA H + + A - : 15HA liberam 15 H + - ácido forte HB H + + B - : 15 HB liberam somente 10H + - ácido moderadamente forte HC H + + C - : 15 HC liberam somente 1H + - ácido fraco BASE FORTE: LIBERA OH- FACILMENTE OU NÃO ACEITA UM H+ FACILMENTE Ex: NaOH Na+ + OH- base forte CH 3 COO - + H + CH 3 COOH base forte NH 3 + H + NH 4 + base fraca ASSIM, HCl + NaOH NaCl + H 2 O Escreva os produtos das seguintes reações de neutralização: a)Ca (OH) 2 + H 2 SO 4 b)KOH + HBr c)CH 3 COOH + NaOH SOLUÇÕES TAMPÃO Uma solução tampão é constituída por um ÁCIDO FRACO e seu ânion (base conjugada). Ex. H 2 CO 3 H + + HCO 3 - (ácido carbônico/bicarbonato) No caso de ácidos ou bases fracas ocorre um equilíbrio químico. Adicionando-se mais H + ao meio, o HCO 3 - captura estes íons H + e volta a ser H 2 CO 3. Como o pH só pode ser medido em função da quantidade de H + em solução, não existe aumento na [H + ].

4 4 Outros sistemas-tampão: Fosfato H 2 PO OH- HPO H 2 O Íon di-hidrogeno Fosfato Doa 1H + para a base OH - formando H 2 O. Considerando-se que a reação de dissociação de um tampão é um equilíbrio, é possível determinar a constante de dissociação deste tampão. Ex. : H 2 CO 3 H + + HCO 3 - K = [H + ] [HCO 3 - ] [H 2 CO 3 ] Logaritmizando os dois lados, e aplicando propriedades matemáticas, tem-se que: pKa = pH – log [HCO 3 - ] [H 2 CO 3 ] pKa = força do ácido, diz se este é forte ou fraco. Vai depender da concentração de H+ e da base conjugada e do ácido fraco. Importância dos tampões Importância dos tampões: nos sistemas biológicos são os grandes responsáveis para que não haja variações do pH nos mais diversos órgãos, células e tecidos do corpo. Mínimas variações do pH fisiológico podem levar a morte das células e consequentemente do organismo. Ex. Tampão bicarbonato, fosfato, proteínas ácidas e básicas, hemoglobina.


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