Equilíbrio Ácido-Base

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

1 Equilíbrio Ácido-Base
UNIFEI Universidade Federal de Itajubá Engenharia de Produção Mecânica Equilíbrio Ácido-Base Bruno Biscaia de Góes, 15719 Thaís Bosquê Hidalgo Ribeiro, 15746 Prof. Dr. Élcio Rogério Barrak

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

3 A importância da apresentação
Compreender os conceitos de ácido e de base de acordo com três teorias distintas, tendo em vista que essas substâncias se fazem fortemente presentes no cotidiano, bem como o conceito de pH, decorrente dos conceitos citados

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

5 Ácidos e Bases de Brönsted-Lowry
Reações ácido-base envolvem transferência de íons H+ de uma espécie química para outra O íon H+ em água Um íon H+ pode ser considerado simplesmente um próton

6 Reações de transferência de próton
HCl (g) + H2O (l)  H3O+(aq) + Cl-(aq) Ácido de Brönsted-Lowry: espécie que pode ceder um próton Base de Brönsted-Lowry: espécie que pode receber um próton cedido por outra  Espécie anfótera: substância ou íon capaz de agir como ácido ou como base

7 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 conjugada Base Ácido Ácido conjugado Remover H+

8 O íon sulfito, HSO3-, é anfótero.
Na prática Exercício resolvido O íon sulfito, HSO3-, é anfótero. Escreva a equação entre HSO3- e a água, na qual o íon age como ácido. (b) Escreva a equação da reação entre HSO3- e a água, na qual o íon atua como base. (a) HSO3- (aq) + H2O (l) ↔ SO32- (aq) + H3O+ (aq) Ácido Base Base conjugada Ácido conjugado (b) HSO3- (aq) + H2O (l) ↔ H2SO3 (aq) + OH- (aq) Base Ácido Ácido conjugado Base conjugada

9 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. Em toda reação ácido-base, a posição de equilíbrio favorece a transferência do próton e sempre do ácido mais forte para a base mais forte.

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11 Na prática Exercício Resolvido Determinar se na seguinte reação de transferência de próton o equilíbrio está mais deslocado para a direita ou para a esquerda. HSO4- (aq) + CO32- (aq) ↔ SO42- (aq) + HCO3- (aq) Como o HSO4- é ácido mais forte que o HCO3-, pela regra enunciada anteriormente o equilíbrio está deslocado para a direita.

12 Auto-ionização da água
O processo pode ser representado pela equação simplificada: H2O (l) ↔ H+ (aq) + OH- (aq) O produto iônico da água Keq = [H+][OH-] Kw = [H+][OH-] = 1,0  (a 25ºC)

13 A escala de pH Indica o grau de acidez, neutralidade ou alcalinidade de um meio qualquer. pH = -log [H+] pOH = -log [OH-] pH + pOH = 14 (a 25°C) Observação: A regra para usar os algarismos significativos com logaritmo é de que o número de casas decimais nos logaritmos deve ser igual ao número de algarismos significativos no número original

14 Relações entre [H+], [OH-] e pH a 25°C:
Solução [H+] (mol/L) [OH-] (mol/L) pH Ácida > 1,0 ∙ 10-7 < 1,0 ∙ 10-7 < 7,00 Neutra = 1,0 ∙ 10-7 = 7,00 Básica > 7,00

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16 Medindo o pH Medidor de pH digital  Indicadores ácido-base Exemplos: papel de tornassol, alaranjado de metila, fenolftaleína

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18 Ácidos e bases fortes Os ácidos e as bases fortes são eletrólitos, 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, solúveis, mais comuns, são da família dos metais alcalinos (grupo 1A) e alcalino-terrosos (grupo 2A)

19 Hidróxidos dos metais 1A (LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH)
Ácidos fortes comuns Bases Fortes comuns Clorídrico, HCl Hidróxidos dos metais 1A (LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH) Hidróxidos dos metais mais pesados do grupo 2A (Ca(OH)2, Sr(OH)2,Ba(OH)2) Bromídrico, HBr Iodídrico, HI Clórico, HClO3 Perclórico, HClO4 Nítrico, HNO3 Sulfúrico, H2SO4

20 HA (aq)  H+ (aq) + A-(aq)
Ácidos fracos A maioria das substâncias ácidas é ácido fraco e ioniza-se parcialmente em soluções aquosas. É comum utilizar-se a constante de equilíbrio da reação de ionização para quantificar o grau de ionização do ácido em questão Para um ácido fraco genérico (HA), temos: HA (aq)  H+ (aq) + A-(aq) Então para o equilíbrio temos a constante de dissociação ácida (Ka): Ka = [H+][A-]/[HA]

21 ↑Ka  mais forte é o ácido
No caso de compostos orgânicos, o comportamento ácido deve-se aos átomos de hidrogênio ligados aos átomos de oxigênio

22 Calcular o pH de uma solução de ácido acético 0,30 mol/L, a 25ºC
Na prática Exercício Resolvido Calcular o pH de uma solução de ácido acético 0,30 mol/L, a 25ºC  1º passo: escrever a equação de equilíbrio da ionização  2º passo: escrever a expressão da constante de equilíbrio (pela tabela, temos Ka = 1,8  10-5) Ka = [H+]  [C2H3O2-] / [HC2H3O2] = 1,8  10-5 HC2H3O2 (aq) ↔ H+ (aq) + C2H3O2- (aq)

23 HC2H3O2 (aq) ↔ H+ (aq) + C2H3O2- (aq)
 3º passo: obter as concentrações das espécies químicas participantes do equilíbrio HC2H3O2 (aq) ↔ H+ (aq) + C2H3O2- (aq) Inicio 0,30 Variação x + x Equilíbrio (0,30 – x) 4º passo: colocar as concentrações do equilíbrio na expressão da constante de equilíbrio Ka = (x) (x) / (0,30 – x) = 1,8  10-5 x = [H+] = 2,3  10-3 M  5º passo: calcular o pH pH = - log (2,3  10-3) = 2,64

24 H2SO3(aq)  H+(aq) + HSO3-(aq) Ka1 = 1,7  10-2
Muitos ácidos têm mais de um átomo de H ionizável, os quais são chamados de ácidos polipróticos. Exemplo: H2SO3(aq)  H+(aq) + HSO3-(aq) Ka1 = 1,7  10-2 HSO3-(aq)  H+(aq) + SO32-(aq) Ka2 = 6,4  10-8 H2SO3(aq)  2 H+(aq) + SO32-(aq) Ka1 > Ka2 > Ka3

25 B(aq) + H2O  HB+ + OH-(aq)
Bases fracas As bases fracas reagem com a água, abstraindo prótons da mesma. 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)

26 Tipos de bases fracas As bases fracas estão classificadas em duas categorias: Substâncias neutras que têm um átomo com um par de elétrons não-ligante que pode servir como um receptor de próton. A maioria dessas bases contém um átomo de nitrogênio e a função amina Ânions de ácidos fracos ClO- (aq) + H2O (l) ↔ HClO (aq) + OH- (aq) Kb = 3,33  10-7

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28 Relação entre Ka e Kb Ka  Kb = Kw = 1,0  10-14 (a 25 ºC)
O produto da constante de dissociação ácida para um ácido e da constante de dissociação básica para a respectiva base conjugada, é a constante do produto iônico da água Ka  Kb = Kw = 1,0  (a 25 ºC) pKa + pKb = pKw = 14,00 (a 25 ºC)

29 Propriedade ácido-base de soluções de sais
pH do sal em meio aquoso Ácido forte Ácido fraco Base forte Neutro Básico Base fraca Ácido ? Depende das habilidades relativas dos íons em reagir com a água

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

31 doador de par de elétrons receptor de par de elétrons
Ácidos e bases de Lewis Ácido de Lewis: receptor de par de elétrons Base de Lewis: doador de par de elétrons H+ é um ácido de Lewis, mas não é o único! H F H F Base doador de par de elétrons H N: + B F  H N B F H F H F Ácido receptor de par de elétrons

32 Referência bibliográfica
Brown, LeMay, Bursten. Química: A Ciência Central, 9ª edição, Ed. Pearson – São Paulo