CAPÍTULO 16 Equilíbrio Ácido-Base

Apresentação em tema: "CAPÍTULO 16 Equilíbrio Ácido-Base"— Transcrição da apresentação:

1 CAPÍTULO 16 Equilíbrio Ácido-Base
Danilo Carlos Ferreira Costa EHD Rodolfo Besenbruch EHD Prof. Dr. Élcio Rogério Barrak

2 Tópicos Abordados: Conceitos de ácido e base: Arrhenius, Brönstead-Lowry, Lewis Auto-ionização da água Escalas de pH Indicadores ácido-base Ácidos e bases: fortes e fracos Ka, Kb, Kw e Auto-ionização da água Caráter anfótero das aminas

3 Química é Vida! Influência do pH na capacidade de sustento de um meio aquático para suportar a vida. Para onde vão os poluentes do ar? E da água? A velocidade das reações em nossos corpos. Possibilidade de formar certos compostos a partir do deslocamento de equilíbrio. Coloração de certas flores depende do pH do solo.

4 Definição de Arrhenius
Svante Arrhenius definiu ácido como a substância que em meio aquoso libera íons H+ HCl(aq) + H2O → H+ + Cl- Também possuem sabor azedo (acidus = azedo em latim) Já as bases são definidas como os compostos que em meio aquoso liberam íons OH- Possurem sabor adstringente NH3 (aq) + H2O(l) → NH4+(aq) + OH-(aq)

5 Conceito de Brönsted-Lowry
Os químicos Johannes Brönsted e Thomas Lowry desenvolveram um novo conceito de ácido e base: transferência de H+ (prótons) H+ é representado também como H3O+, (hidrônio ou hidroxônio) ÁCIDOS doam H+ enquanto BASES recebem esses H+. HCl(g) + H20(l) → H30+(aq) + Cl-(aq) HCl é o ácido, pois doa H+, enquanto H2O é a base, pois recebe o H+.

6 Par Ácido-Base Conjugados
Base conjugada é o produto resultante, quando um ácido de Brönsted-Lowry perde um H+, e um ácido conjugado é o produto de uma base de Brönsted-Lowry que recebe um H+. HX(aq) + H2O(l) → X- + H3O+(aq) HNO2 (aq) + H2O(l) → NO2-(aq) + H3O+(aq) Mais forte o ácido, mais fraca é a base conjugada. Mais forte a base, mais fraco o ácido conjugado.

7 Força de Ácido e Bases Conjugados

8 Auto-Ionização da Água
A água até certo ponto se ioniza, formando OH- e H+ (H3O+). A constante que define estas proporções é chamada constante do produto iônico da água Kw. Kw = [H+] [OH-] = A cada 109 moléculas de água, apenas duas acabam ionizadas.

9 Escala de Ph Sörensen em 1909 sugeriu uma maneira de medir a concentração de H+, o pH (pondus hydrogenii ) pH = -log[H+ ] ou colog[H+ ] A 25ºC, pH menor que 7 é ácido, maior é base e igual é solução neutra. [H+ ]= Kw/[OH-]

10 Hydrangea macrophylla
A Hydrangea macrophylla tem flores rosa ou azuis dependendo do pH do solo. Em solos ácidos as flores são azuis, enquanto que em solos alcalinos são rosa.

11 Indicadores Ácido-Base

12 Ácidos Fortes e Bases Fortes
Ácidos fortes são eletrólitos que se ionizam completamente em solução aquosa. HCl, HBr, HI, HNO3, HClO3, HClO4, H2SO4. Suas bases conjugadas tem basicidade desprezível. Bases fortes são da família dos metais alcalinos e alcalino-terrosos.

13 Ácidos Fracos A maioria das substâncias ácidas são fracas e estão parcialmente ionizadas em solução aquosa. Podemos quantificar o grau de ionização de um ácido pela constante de equilíbrio da reação. Se HA é fraco: HA(aq) + H2O(l) → H30+(aq) + A-(aq) HA(aq) → H+(aq) + A- (aq) Ka = [H3O+] [A-]/[HA] Ka = [H+ ] [A-]/[HA]

14 Ácidos fracos Onde o Ka é a constante de dissociação do ácido. É a tendência do átomo de H se ionizar. Quanto maior o Ka, mais forte o ácido. Muitos ácidos fracos são compostos orgânicos constituídos apenas de C, H e O.

15 Ácidos Fracos

16 Exercício resolvido (adaptado de COMO FAZER 16.10)
Uma solução de ácido fórmico HCHO2 a 0,10 mol/L tem pH = 2,38 a 25ºC. Calcule o Ka. Calcule a percentagem de ácido ionizado nesta solução. HCHO2(aq)  H+(aq) + CHO2(aq) Ka= [H+] [CHO2-]/[HCHO2] Pela definição de logaritmo, [H+] = 4,2 x 10-3 Ka = (4,2 x 10-3) (4,2 x 10-3) / 0,10 = 1,8 x 10-4 [H+] / [HCHO2] x 100% = 4,2%

17 Bases Fracas Muitas substâncias dissolvidas em água comportam-se como bases fracas (NH3). Base fraca + H20 → ácido conjugado + OH- NH3 + H20 → NH4+ + OH- Kb = K[H2O] = [NH4+][OH-]/[NH3] Kb é a constante de dissociação da base Tipos de bases fracas: amônia e aminas

18 Relação entre Ka e Kb NH4+ → NH3 + H+ NH3 + H2O → NH4+ + OH-
H2O → H+ + OH- Ka x Kb = Kw O produto da constante de dissociação de um ácido pela constante de dissociação da sua base conjugada é igual ao produto iônico da água.

19 Propriedades Ácidas ou Alcalinas de Soluções Salinas
Sais provenientes de base forte e ácido forte (NaOH, HCl) têm pH = 7. Sais provenientes de base forte e ácido fraco (NaClO, Ba(C2H3O2)2) têm pH > 7. Sais de base fraca e ácido forte (NH4Cl, Al(NO3)3) têm pH < 7. Sais de base fraca e ácido fraco (NH4CN, FeCO3) apresentam o pH da parte mais forte, seja ácido ou básico.

20 Comportamento Ácido ou Básico e Estrutura Química
Fatores que afetam a força de um ácido: Polaridade H-X apolar, H-C neutra. Força da ligação H-F (muito forte, porém com alta energia). Estabilidade da base conjugada (quanto maior a estabilidade, mais forte o ácido).

21 Ácidos e Bases de Lewis Lewis formulou seu conceito de ácido e base a partir da doação de elétrons. Ácido recebe elétrons e base doa elétrons. Conceito mais amplo. Outras espécies podem ser consideradas ácidas, como o BF3.

22 Comportamento Anfótero dos Aminoácidos
Unidades básicas das proteínas Possuem caráter ácido (ácido carboxílico) e básico (amina) Glicina: H - CH(NH2) - COOH Alanina: CH3 - CH(NH2) - COOH

23 Comportamento Anfótero dos Aminoácidos
O COOH pode atuar como ácido e o NH2 como base, ocorrendo dentro da molécula uma reação ácido-base de Brönsted-Lowry.

24 Referências Bibliográficas
Brown, LeMay,Bursten. Química: A Ciência Central, 7ª. e 9ª. edições, Pearson Masterton, Slowisnki, Stanitski. Princípios de Química. LTC. 6ª. edição