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Ácidos e Bases. • Apresentado pelo químico, físico e matemático sueco Svante August Arrhenius (1859-1927) em 1887. • Ácidos são substâncias que, quando.

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1 Ácidos e Bases

2 • Apresentado pelo químico, físico e matemático sueco Svante August Arrhenius ( ) em • Ácidos são substâncias que, quando dissolvidas em água, aumentam a concentração de íons H + (aq) na solução. HCl(aq)  H + (aq) + Cl - (aq) 100% ionizado ≡ ácido forte (eletrólito forte) • Bases são substâncias que, quando dissolvidas em água, aumentam a concentração de íons OH - (aq) na solução. NaOH(aq)  Na + (aq) + OH - (aq) 100% dissociado ≡ base forte (eletrólito forte) O Conceito de Arrhenius para Ácidos e Bases

3 • A reação entre um ácido forte e uma base forte, produz sal e água e é chamada de Reação de Neutralização. • Sal é todo composto iônico cujo cátion provem de uma base e cujo ânion provem de um ácido. • O conceito de Ahrrenius para ácidos e bases, embora tenha contribuído para explicar um grande número de fenômenos, mostrou-se restrito a água. O Conceito de Arrhenius para Ácidos e Bases HCl(aq) + NaOH(aq)  NaCl(aq) + H 2 O(l) H + (aq) + Cl - (aq) + Na + (aq) + OH - (aq)  Na + (aq) + Cl - (aq) + H 2 O(l) H + (aq) + OH - (aq)  H 2 O(l)

4 • Apresentado, independentemente, pelos químicos J.N. Brönsted e T.M. Lowry, em • Ácidos são substâncias capazes de doar um próton a outras substâncias. • Bases são substâncias capazes de aceitar um próton de outras substâncias. O Conceito de Bronsted-Lowry para Ácidos e Bases HNO 3 (aq) + H 2 O(l)  NO 3 - (aq) + H 3 O + (aq) ácidobase NH 3 (aq) + H 2 O(l) NH 4 + (aq) + OH - (aq) base ácido

5 O Conceito de Bronsted-Lowry para Ácidos e Bases HNO 3 (aq) + H 2 O(l)  NO 3 - (aq) + H 3 O + (aq) ácido de Bronsted base de Bronsted íon hidrônio NH 3 (aq) + H 2 O(l) NH 4 + (aq) + OH - (aq) base de Bronsted ácido de Bronsted íon hidróxido

6 O Conceito de Bronsted-Lowry para Ácidos e Bases A água é uma substância anfótera : capaz de se comportar como um ácido ou base de Bronsted HNO 3 (aq) + H 2 O(l)  NO 3 - (aq) + H 3 O + (aq) base de Bronsted NH 3 (aq) + H 2 O(l)  NH 4 + (aq) + OH - (aq) ácido de Bronsted

7 • Um íon H +, o núcleo de um átomo de hidrogênio, não é capaz de existir separadamente em água. H + combina-se com a água formando o íon hidrônio, H 3 O +, ou outros aglomerados, tais como H 5 O 2 + e H 9 O 4 +. Íon Hidrônio

8 O Conceito de Bronsted-Lowry para Ácidos e Bases: pares ácido-base conjugados • Todas as reações entre um ácido e uma base de Bronsted envolvem a transferência de um próton e tem dois pares ácido-base conjugados. • HCO 3 - /CO 3 2-, H 2 O/H 3 O + e NH 3 /NH 4 + são pares ácido-base conjugados. HCO 3 - (aq) ácido + H 2 O(l) base H 3 O + (aq) + ácido CO 3 2- (aq) base H+H+ H+H+ NH 3 - (aq) base + H 2 O(l) ácido OH - (aq) + base NH 4 + (aq) ácido H+H+ H+H+

9 O Conceito de Bronsted-Lowry para Ácidos e Bases: pares ácido-base conjugados • A Tabela abaixo mostra alguns exemplos de pares ácido-base conjugados. •Os pares ácido-base conjugados diferem entre si apenas em um próton.

10 O Conceito de Bronsted-Lowry para Ácidos e Bases: forças relativas de ácidos e bases • A força relativa de um ácido ou de uma base pode ser expressa quantitativamente com uma constante de equilíbrio. • K a é uma constante de equilíbrio para um ácido em água. • Para um ácido fraco, K a < 1. • O valor de K a aumenta a medida que aumenta a força do ácido, ou seja, a medida que o ácido ioniza-se em maior extensão. HA(aq) + H 2 O(l) A - (aq) + H 3 O + (aq) K a = [A - ][H 3 O + ]/[HA]

11 O Conceito de Bronsted-Lowry para Ácidos e Bases: forças relativas de ácidos e bases • Do mesmo modo, podemos escrever a constante de equilíbrio para uma base, K b. • A Tabela a seguir mostra alguns ácidos e bases ordenados em função de sua capacidade de doar ou aceitar prótons e seus respectivos valores de K a e K b. • Observa-se que quanto mais fraco é ácido, mais forte é sua base conjugada. Ou seja, quanto menor o valor de K a, maior o valor de K b correspondente. B(aq) + H 2 O(l) BH + (aq) + OH - (aq) K b = [BH + ][OH - ]/[B]

12 Constantes de Ionização de alguns ácidos e suas bases conjugadas Ácido KaKa Base conjugada KbKb HClO 4 grandeClO 4 - muito pequena H3O+H3O+ 1,0H2OH2O1,0 x H 2 SO 3 1,0 x HSO 3 - 8,3 X H 3 PO 4 7,5 X H 2 PO 4 - 1,3 X HF7,2 X F-F- 1,4 X H 2 CO 3 4,2 X HCO 3 - 2,4 X NH 4 + 5,6 X NH 3 1,8 X HCN4,0 X CN - 2,5 X H2OH2O1,0 X OH - 1,0

13 Efeito Nivelador Cada uma das seguintes reações atinge uma posição de equilíbrio deslocada para a direita.

14 Solvente Diferenciador Diferencia a força de um grupo de ácidos. Soluções de concentrações iguais dos ácidos abaixo, em ácido acético, apresentam uma variação gradativa na condutividade elétrica.

15 A água e a Escala de pH 2H 2 O(aq)H 3 O + (aq) + OH - (aq) auto-ionização da água Kw = [H 3 O + ][OH - ] Kw = 1,0 x (a 25 o C) [H 3 O + ] = [OH - ]= 1,0 x (solução neutra) [H 3 O + ]>[OH - ] (solução ácida) [H 3 O + ]<[OH - ] (solução básica) pH = -log [H 3 O + ] pOH = -log [OH - ] Em água pura, a 25 o C pH = pOH - = 7,0

16 • Apresentado por Gilbert Newton Lewis ( ), em 1916, mas aceito apenas a partir de • Ácidos são substâncias capazes de aceitar um par de elétron de outros átomos para formar uma nova ligação. • Bases são substâncias capazes de doar um par de elétron a outro átomo para formar uma nova ligação. O Conceito de Lewis para Ácidos e Bases A + :B  A:B (aduto, ligação coordenada) BF 3 + :NH 3  H 3 N:BF 3


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