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Marcos Chiarion Vidiri n° 14457

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Apresentação em tema: "Marcos Chiarion Vidiri n° 14457"— Transcrição da apresentação:

1 Marcos Chiarion Vidiri n° 14457
Silas Galvão Cezar Fernandes n° 14470 Engenharia da Computação Prof. Dr. Élcio Rogério Barrak

2 Ácidos e bases de Arrhenius
Ácidos: Substâncias que produzem íons H+ em meio aquoso. HCl + H2O  H+ + Cl- Bases: Substâncias que produzem íons OH- em meio aquoso. NaOH + H2O  Na+ + OH-

3 Ácidos e bases de Brönsted-Lowry
Conceito baseado na transferência de íon H+ (próton) A interação do íon H+ com água líquida forma o íon hidrônio: H3O+ Ácido: Substância que pode doar um próton Base: Substância que pode receber um próton HCl + H2O  H3O+ + Cl-

4 Pares ácido-base conjugados
Base conjugada: Formada pela remoção de um próton de seu ácido conjugado. Ácido conjugado: Formado pela adição de um próton à sua base conjugada. NH3 + H2O  NH4+ + OH- Adicionar H+ Base Ácido Ácido conjugado Base conjugada Remover H+

5 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.

6 Forças relativas de ácidos e bases
HCl Cl- H2SO4 HSO4- HNO3 NO3- H3O+ H2O SO42- HPO42- PO43- OH- O2- H2 H- CH4 CH3- Forte Desprezível Fraco Fraco Desprezível Forte

7 Auto-ionização da água
Na presença de um ácido, a água age como receptor de próton Na presença de uma base, a água age como doador de próton Assim, uma molécula de água pode doar próton para outra molécula de água, processo chamado de auto-ionização da água A cada 109 moléculas de água, apenas duas acabam ionizadas

8 Produto iônico da água Como a auto-ionização da água é um processo em equilíbrio, a 25°C temos que: Kw = [H+][OH-] = 1,0 x 10-14 Uma solução na qual [H+] = [OH-] é conhecida como neutra

9 A escala de pH O pH (potencial hidrogeniônico) é uma grandeza físico-química que indica o grau de acidez, neutralidade ou alcalinidade de um meio qualquer. pH = -log[H+] pOH = -log[OH-] pH + pOH = 14 (a 25°C)

10 A escala de pH Relações entre [H+], [OH-] e pH a 25°C: Tipo de solução
[H+] (mol/L) [OH-] (mol/L) Valor do pH Ácida > 1,0 x 10-7 < 1,0 x 10-7 < 7,00 Neutra = 1,0 x 10-7 = 7,00 Básica > 7,00

11 A escala de pH Alguns Valores de pH Substância pH Ácido de Bateria
< 1.0 Saliva (cancro) Suco Gástrico 2.0 Leite 6.5 Suco de Limão 2.4 Água pura 7.0 Cola (refrigerante) 2.5 Saliva Humana Vinagre 2.9 Sangue Sumo de laranja 3.5 Água do Mar 8.0 Cerveja 4.5 Sabonete de mão Café 5.0 Amônia caseira 11.5 Chá 5.5 Cloro 12.5 Chuva Ácida < 5.6 Hidróxido de Sódio 13.5

12 Medindo o pH

13 Medindo o pH Um indicador ácido-base é uma substância colorida que pode por si mesma existir na forma ácida ou básica, apresentando cores diferentes quando varia o pH. Exemplos: Papel de tornassol, alaranjado de metila, fenolftaleína.

14 Faixa de pH para a variação de cor
Medindo o pH Faixa de pH para a variação de cor 2 4 6 8 10 12 14 Violeta de metila Azul de Timol Alaranjado de metila Vermelgo de metila Azul de bromotimol Fenolftaleína Amarelo de alizarina R

15 Ácidos e bases fortes Os ácidos e as bases fortes são eletrólitos fortes, existindo em solução aquosa inteiramente como íons Os ácidos fortes mais comuns são: HCl, HBr, HI, HNO3, HClO3, HClO4 e H2SO4. E em uma solução aquosa o ácido é normalmente a única fonte significativa de íons H+ As bases fortes mais comuns são da família dos metais alcalinos e alcalino-terrosos

16 HA(aq)  H+(aq) + A-(aq)
Ácidos fracos A maioria das substâncias ácidas é acido fraco e ionizam-se parcialmente em soluções aquosas. Assim podemos quantificar o grau de ionização de um ácido pela constante de equilíbrio da reação Para um ácido fraco genérico (HA), temos: HA(aq)  H+(aq) + A-(aq)

17 Ácidos fracos Então para o equilíbrio temos a constante de dissociação ácida (Ka): Ka = [H+][A-]/[HA] Quanto maior o valor de Ka, mais forte o ácido

18 Ácidos fracos Muitos ácidos têm mais de um átomo de H ionizável, são conhecidos como ácidos polipróticos. Exemplo: H2SO3(aq)  H+(aq) + HSO3-(aq) Ka1 = 1,7x10-2 HSO3-(aq)  H+(aq) + SO32-(aq) Ka2 = 6,4x10-8 H2SO3(aq)  2H+(aq) + SO32-(aq)

19 B(aq) + H2O  HB+ + OH-(aq)
Bases fracas As bases fracas reagem com água, abstraindo prótons da H2O. Desta forma temos, para uma base fraca genérica (B): B(aq) + H2O  HB+ + OH-(aq) A expressão da constante de equilíbrio (Kb), fica: Kb = [HB+][OH-]/[B] Muitas substâncias comportam-se como bases em água (amônia e aminas, por exemplo)

20 Relação entre Ka e Kb O produto da constante de dissociação ácida para um ácido e a constante de dissociação básica para a respectiva base conjugada é a constante do produto iônico da água Ka  Kb = Kw

21 Propriedades Ácido-Base de soluções de sais
pH do Sal em meio aquoso Ácido Forte Ácido Fraco Base Forte Neutro Básico Base Fraca Ácido Ácido/Básico

22 Comportamento ácido-base e estrutura química
Fatores que afetam a força ácida: Polaridade (H-C em CH4, neutra) Força das ligações (H-F) Estabilidade da base conjugada (mais forte é o ácido quanto maior a estabilidade da base conjugada)

23 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 (BF3, age como um receptor de par de elétrons mediante NH3, que doa elétrons) H F H F H N: + B F H N B F H F H F Base Ácido

24 Referências bibliográficas
Brown, LeMay, Bursten. Química: A Ciência Central, 9ª edição, Pearson


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