Prof.: Ana Elisa B. Matias

Apresentação em tema: "Prof.: Ana Elisa B. Matias"— Transcrição da apresentação:

1 Prof.: Ana Elisa B. Matias
UNIÃO EDUCACIONAL DO PLANALTO CENTRAL FACULDADES INTEGRADAS DA UNIÃO EDUCACIONAL DO PLANALTO CENTRAL Ácidos e Bases Prof.: Ana Elisa B. Matias

2 despreendimento de gás variação de temperatura
Reações em solução Reconhecimento da ocorrência de uma reação química: despreendimento de gás mudança de cor variação de temperatura

3 Exemplos de subtâncias:
Casa: Cozinhando: - fermento (NaHCO3) (base) - vinagre (HOAc) (ácido) Limpeza: - ajax (NH3) (base) Frutas: Limão; laranja (ácidos) Solo: adição de Ca(OH)2/CaCO3 (base) Automóvel: bateria = ácido sulfúrico Medicina : antiácidos: Mg(OH)2 e NaHCO (base)

4 Ácidos e Bases: Uma breve revisão
Ácido: gosto azedo e causa mudança de cor em pigmentos. Bases: gosto amargo e sensação escorregadia. Arrhenius: ácidos aumentam a [H+] e bases aumentam a [OH-] em uma solução aquosa. Arrhenius: ácido + base  sal + água. Problema: a definição se aplica a soluções aquosas. Ácidos = substâncias que produzem íons H3O+ (H+), quando dissolvidos em água Bases = substâncias que produzem íons OH-, ao serem dissolvidos em água

5 Ácidos e Bases - Exemplos
Arrhenius HCl(aq) + H2O(aq) H3O+(aq) + Cl-(aq) HCl em água= ácido forte (100% dissociado) NaOH(aq) + H2O(aq) Na+(aq) + OH-(aq) NaOH em água= base forte (100% dissociada)

6 Ácidos e Bases - Arrhenius
Clusters H5O2+ Em água, H+(aq) forma clusters. O cluster mais simples H3O+(aq). Usa-se ou H+(aq) ou H3O+(aq). O íon H+ em água Clusters H9O4+

7 Reações de transferência de H+
Ácidos e Bases - Brønsted-Lowry Reações de transferência de H+ Brønsted-Lowry: ácido doa H+ e base aceita H+. Base de Brønsted-Lowry não necessita conter OH-. exemplo: HCl(aq) + H2O(l)  H3O+(aq) + Cl-(aq) HCl doa um próton a água. Portanto, HCl é um ácido. H2O aceita um próton do HCl. Portanto, H2O é uma base. Água = comportamento de ácido ou de base. Substâncias Anfóteras = comportamento como ácidos ou como bases.

8 H2O + H2O H3O+(aq) + OH-(aq)
Ácidos e Bases - Brønsted-Lowry Conceito de Bronsted-Lowry: conceito de pares conjugados (mais abrangente e pode ser aplicado a outros solventes, além da água). Equilíbrio da água H2O + H2O H3O+(aq) + OH-(aq) espécie que doa H+ (ácido 1) espécie receptora de prótons (base 2) derivado da base 2 (ácido 2) derivado do ácido 1 (base 1) Ácido: doadores de prótons: > a concentração de íons [H3O+], acima do valor determinado pela auto dissociação da água Base: receptores de prótons: < a concentração de íons [H3O+], qualquer substância que forneça OH- (é uma base); retira H+ com formação de água

9 espécie receptora de prótons
Ácidos e Bases - Brønsted-Lowry Bronsted-Lowry Outros solventes NH3(aq) + NH3(aq) NH4+(aq) + NH2-(aq) espécie receptora de prótons (base 2) derivado da base 2 (ácido 2) derivado do ácido 1 (base 1) espécie que doa H+ (ácido 1) equilíbrio deslocado NH2- é uma base mais forte que NH3

10 Ácidos e Bases - Lewis Ácido de Brønsted-Lowry = doador de próton.
Focalizando nos elétrons: ácido de Lewis = aceptor de par de elétrons. Conceito de Lewis: H+(aq) + :OH-(aq) H2O base de Lewis: doador de pares de elétrons ácido de Lewis: aceptor pares de elétrons

11 Ácidos e Bases - Lewis ácidos e bases de Lewis não necessitam conter prótons. Exemplo 1: Fe3+(aq) + SCN-(aq) [FeSCN]2+(aq) ácido de Lewis: recebe pares de elétrons base de Lewis: doa pares de elétrons todos os íons metálicos = ácidos de Lewis (diferente afinidade por ligante) e os ligantes = bases de Lewis Exemplo 2: H3N + BF H3N:BF3 base de Lewis ácido de Lewis

12 Aceita pares de elétrons Aceita um próton [H+] =[H3O+]
Ácidos e Bases Ácido Base Aceita pares de elétrons Doa pares de elétrons Lewis H+(aq) + :OH-(aq) H2O Aceita um próton [H+] =[H3O+] Doa próton [H+] =[H3O+] Bronsted - Lowry H2O + H2O H3O+(aq) + OH-(aq) b2 a2 a1 b1 Produzem íons OH- = dissolvidos em H2O Produzem íons H3O+ (H+) = dissolvidos em H2O Arrhenius

13 HCl(aq) + H2O(aq) H3O+(aq) + Cl-(aq)
Ácidos e Bases - Brønsted-Lowry HCl(aq) + H2O(aq) H3O+(aq) + Cl-(aq) espécie receptora de prótons (base 2) espécie que doa H+ (ácido 1) derivado da base 2 (ácido 2) derivado do ácido 1 (base 1) equilíbrio deslocado Reações opostas e competitivas entre ácidos e bases: temos duas bases competindo pelo mesmo próton: HOH e Cl-: a água tem maior afinidade pelo próton que o Cl- (a água é uma base mais forte que o Cl-); HCl é melhor doador de prótons que o íon H3O+ (HCl = ácido forte, 100% dissociado)

14 H2O aceita um próton do HCl
Ácidos e Bases - Brønsted-Lowry HCl(aq) + H2O(l)  H3O+(aq) + Cl-(aq) HCl doa um próton a água HCl = ácido conjugados 1 H2O aceita um próton do HCl H2O = base conjugada 2 Cl- = base conjugada 1 H3O+ = ácido conjugado 2

15 Pares de Ácido-Base Conjugados
Ácidos e Bases - Brønsted-Lowry Pares de Ácido-Base Conjugados Produto do ácido após a doação do próton = base conjugada. Produto da base após aceitar o próton = ácido conjugado. H A ( a q ) + 2 O l 3 - HA (ácido) perde seu próton = convertido em A- (base). Portanto, HA e A- são pares ácido-base conjugados. H2O (base) ganha próton = convertido em H3O+ (ácido). Portanto, H2O e H3O+ são pares ácido-base conjugados.

16 Friendrich Kohrausch (1840-1910)
Reação de auto-ionização da água Friendrich Kohrausch ( ) a auto- ionização da água pura produz concentração muito baixa de íons H3O+ e OH- H2O + H2O H3O+(aq) + OH-(aq) K = [H3O+] [OH-] [H2O] 2 K [H2O] 2 = [H3O+] [OH-] Kw = [H3O+] [OH-] constante de ionização da água [H2O] = 55,5 mol/L constante (25 ºC)

17 H2O + H2O H3O+(aq) + OH-(aq)
Reação de auto-ionização da água H2O + H2O H3O+(aq) + OH-(aq) Medida de condutividade elétrica: [H3O+] = [OH-] = 1,0 x 10-7 mol/L ºC Kw = [H3O+] [OH-] = (1,0 x 10-7) (1,0 x 10-7) = 1,0 x 10-14 Kw = 1,0 x ºC constante de ionização da água

18 Equilíbrio Ácido-Base
Para soluções aquosas, 25 ºC: Solução neutra: [H3O+] = [OH-] [H3O+] = [OH-] = 1,0 x 10-7 mol/L Solução ácida: [H3O+] > [OH-] [H3O+] > 1,0 x 10-7 mol/L e [OH-] < 1,0 x 10-7 mol/L Solução básica: [H3O+] < [OH-] [H3O+] < 1,0 x 10-7 mol/L e [OH-] > 1,0 x 10-7 mol/L

19 Aumento da força básica
100% ionizado em H2O forte Ácido Base insignificante 100% protonado em H2O fraco Aumento da força ácida Aumento da força básica

20 Água neutra: [H3O+] = [OH-]
Escala de pH As concentrações de íons H3O+ (H+) em solução são freqüentemente muito pequenas: trabalha – se com soluções diluídas. Exemplo: [H+] na solução saturada de CO2 = 1,2 x10-4 mol/L Concentração de íons H+ = expressa em termos do negativo do logaritmo decimal de sua concentração(mol/L) = pH pH = - log[H+] pH (solução de CO2) = - log (1,2 x10-4) = 3,92 Água neutra: [H3O+] = [OH-] [H3O+] = [OH-] = 1,0 x 10-7 mol/L pH = - log(1,0 x 10-7) = 7

21 Escala de pH pH = - log[H+] = - log[H3O+] e pOH = - log[OH-]
Na água neutra a 25 C: [H+] = [OH-] = 1,0 x 10-7 pH = pOH = 7,0 (meio neutro) Em soluções ácidas: [H+] > 1.0  10-7; pH < 7,0. Em soluções básicas: [H+] < 1.0  10-7; pH > 7,0. Quanto > o pH, mais básica é a solução.

22 Escala de pH NaOH, 0,1mol/L amônia mais básico leite de magnésia bórax
suco de limão vinagre vinho tomate café preto leite saliva chuva leite de magnésia suco gástrico bórax água do mar sangue, lágrimas NaOH, 0,1mol/L mais ácido mais básico

23 muitas espécies de peixes mortos
Escala de pH Medida de pH ? Método mais preciso de se medir o pH = pH metro ; escala em unidades de pH: eletrodo de vidro combinado (ECS) ácido suco de limão maçã suco de tomate básico * ácido de bateria vinagre muitas espécies de peixes mortos água da chuva “pura” leite neutro sangue humano água do mar leite de magnésia amônia urina humana bicarbonato de sódio Saliva pH 5,7 – 7,1 pH 4,5 – pH 5,6 membrana permeável a íons H+ eletrodo de referência: calomelano: solução de KCl; Hg; Hg2Cl2 eletrodo de vidro:  Ag-AgCl (eletrodo) (0,1M, HCl)*

24 pKind = - log Kind = pH – log [In-]/[HIn]
Escala de pH Medida de pH ? Certos tipos de pigmentos mudam de cor com a mudança de pH = indicadores ácido – base = ácidos/bases orgânicos fracos. HIn(aq) H+(aq) + In-(aq) forma ácida forma básica Kind = [H+] [In-] [HIn] Kind [H+] [In-] = [HIn] pKind = - log Kind = pH – log [In-]/[HIn] pKind = pH ± 1 faixa de viragem [In-]/ [Hin]  [1/10 ou 10/1] : distinção de cores

25 Medida de pH ? Escala de pH
fenolftaleína Amarelo de alizarina R Metil violeta Azul de Timol Alaranjado de metila Vermelho de metila Azul de bromotimol amarelo violeta vermelho azul incolor rosa pH - Faixa de viragem do indicador

26 pH=9,4 - faixa de viragem: 8,3-10,0
Indicador ácido-base fenolftaleína (K = 4,0 x10-10) pH=9,4 - faixa de viragem: 8,3-10,0 OH C O Forma básica = rosa Forma ácida = incolor

27 Ao serem dissolvidos em água , ácidos e bases ficam com a mesma aparência de água “pura”:
Tubos de ensaio com água, ácido clorídrico e com hidróxido de sódio.

28 Agora pingamos fenolftaleína, indicador ácido –base, nos três tubos :
Tubos de ensaio preparados pela Tubo 1 água e fenolftaleína. Tubo 2 ácido clorídrico e fenolftaleína Tubo 3 hidróxido de sódio fenolftaleína

29 Observe como ficam os três tubos:
Tubo 1: água + fenolftaleína Tubo 2 :ácido + fenolftaleína Tubo 3: hidróxido + fenolftaleína

30 Indicador ácido-base vermelho de metila (K = 1,3 x 10-5)
pH=4,9 - faixa de viragem: 4,4-6,2 CO2- CO2H N - N N N (CH3)2N + H Forma ácida = vermelha Forma básica = amarela

31 HCl(aq) + H2O(aq) H3O+(aq) + Cl-(aq)
Ácidos fortes em uma solução o ácido forte = usualmente a única fonte H+; (se a concentração mol/L do ácido é menor que mol/L deve-se considerar a auto-ionização da água.) pH da solução é dado pela concentração inicial mol/L do ácido. HCl(aq) + H2O(aq) H3O+(aq) + Cl-(aq) HCl em água= ácido forte (100% dissociado) HCl (0,01mol/L) pH = 2

32 Ácidos fortes Ácidos fortes mais comuns = HCl, HBr, HI, HNO3, HClO3, HClO4, and H2SO4. Ácidos fortes são eletrólitos fortes. Ácidos fortes = em solução se inoizam completamente : Desde que pode-se usar H+ ou H3O+: HNO3(aq)  H+(aq) + NO3-(aq) HNO3(aq) + H2O(l)  H3O+(aq) + NO3-(aq)

33 Ácidos fracos Ácidos fracos estão apenas parcialmente ionizados em solução. Há uma mistura de íons e ácido não ionizado na solução. Equilíbrio de ácidos fracos: ou Ka = constante de dissociação do ácido

34 Ácidos fracos Ácidos fracos em água Ácido H Fluorídrico Nitroso
Fórmula molecular Fórmula estrutural Base conjugada Próton ionizável em azul Fenol Ciânico Hipocloroso Acético Benzóico Nitroso Fluorídrico H

35 Usando Ka para calcular o pH pH = - log [H+] = - log [1,4x 10-3]
Ácidos fracos Usando Ka para calcular o pH Escreva a equação química balanceada do equilíbrio. Escreva a expressão de Ka e as concentrações inicial e no equilíbrio (x = mudança na concentração de H+). pH = - log [H+] = - log [1,4x 10-3] pH = 2,9

36 % de ionização = força do ácido
Ácidos fracos % de ionização = força do ácido = 1,4 %

37 Ácidos fracos

38 Ácidos fracos Concentração do ácido (mol/L) % ionização % ionização de um ácido fraco diminui com o aumento da concentração (mol/L) da solução

39 Ácidos fracos Ácidos Polipróticos Perda de prótons em etapas
A cada etapa corresponde um valor de Ka As constantes sucessivas variam na ordem: Ka1 > Ka2 > ..... Quanto maior a carga negativa do ânion, mais difícil é remover o próton.

40 Soluções tampão (Def):
É uma solução de um ácido ou de uma base fraca (1) e do seu sal (2). Tem a capacidade de resistir, sem variar o pH, à adição de pequenas quantidades de ácidos e bases. Logo: Atenuam a variação dos valores de pH (ácido ou básico), mantendo-o aproximadamente constante, mesmo com adição de pequenas quantidades de ácidos ou bases.

41 Modo de Preparo As soluções tampão pode ser formadas por um ácido fraco e um sal formado pela reação desse ácido com uma base forte, originando sua base conjugada. Por uma base fraca e um sal formado pela reação dessa base com um ácido forte, originando seu ácido conjugado. Elas são preparadas dissolvendo-se os solutos em água.

42 Exemplo (Def): Um dos sistemas tampões mais importantes é o do sangue, que permite a manutenção das trocas gasosas e das proteínas. O pH do sangue é de 7,4 e o principal sistema tampão é um equilíbrio entre o ácido carbônico e o íon a ele associado, o bicarbonato. Este sistema evita variações de 0.3 unidades de pH as quais poderiam trazer graves consequências ao ser humano.

43 Bases fortes A grande maioria dos hidróxidos iônicos são bases fortes (p.ex. NaOH, KOH, Ca(OH)2). Bases fortes são eletrólitos fortes e se dissociam completamente em solução. pOH (e portanto o pH) de uma base forte é dado pela concentração mol/L inicial da base. Cuidado com a estequiometria. Bases não precisam ter o íon OH- na fórmula: O2- (aq) + H2O (l)  2OH- (aq) H- (aq) + H2O (l)  H2 (g) + OH- (aq) N3- (aq) + H2O (l)  NH3 (aq) + 3OH- (aq)

44 Bases fracas Bases fracas removem prótons das substâncias.
Há um equilíbrio entre a base e os íons resultantes: Exemplo: A constante de dissociação da base (Kb): Base fraca Ácido conjugado

45 Bases fracas Bases geralmente tem pares de elétrons isolados ou cargas negativas para poderem atacar os prótons. Muitas bases fracas neutras contém nitrogênio. Aminas são relacionadas com a amônia e tem uma ou mais ligações N-H trocador por ligações N-C (p.ex. CH3NH2 = metilamina).