EQUILÍBRIO ÁCIDO-BASE

Apresentação em tema: "EQUILÍBRIO ÁCIDO-BASE"— Transcrição da apresentação:

1 EQUILÍBRIO ÁCIDO-BASE

2 EQUILÍBRIO ÁCIDO-BASE
Um pouco de história Na antiguidade, as propriedades organolépticas eram importantes na caracterização de substâncias A palavra ácido vem do latim “acere”, que significa azedo. Produtos que tinham esse sabor, como o vinagre, o leite coalhado e o suco de limão, eram considerados ácidos. O termo “álcalis”, por outro lado, é derivado do Árabe e foi inicialmente empregado para caracterizar substâncias capazes de neutralizar os ácidos. Ex: as cinzas obtidas pela queima de certas plantas (ricas em carbonato de potássio – K2CO3). O termo “base” foi introduzido mais recentemente, no século XVIII, e praticamente substituiu a denominação “álcalis”.

3 Conceitos de ácidos e bases
O conceito segundo Arrhenius Dissociação iônica em íons H+ e OH- HCl(aq) H+(aq) + Cl-(aq) NaOH(aq) Na+(aq) + OH-(aq) O conceito segundo Brönsted-Lowry Em 1923 Brönsted e Lowry (independentemente) propuseram um novo conceito para definir ácidos e bases. Ácidos são espécies (íons ou moléculas neutras) doadoras de H+ Bases são espécies (negativas ou neutras) aceptoras de íons H+ Introduzem o conceito de ácido conjugado e base conjugada Base Ácido Ácido conj. Base conj.

4 Conceitos de ácidos e bases
O conceito segundo Brönsted-Lowry Ácido e base conjugados Base Ácido

5 Conceitos de ácidos e bases
O conceito segundo Brönsted-Lowry Muitas substâncias possuem caráter anfótero Podem se comportar como ácidos ou bases de Brönsted-Lowry

6 O conceito segundo Lewis
Lewis foi um dos grandes químicos do século XX, tendo elaborado a teoria mais abrangente sobre ácidos e bases (além de outras inúmeras contribuições). “Nós estamos habituados ao uso de água como solvente e, portanto, nossos dados são limitados...” Gilbert N. Lewis, 1923 Introduziu a definição geral para ácidos e bases, independente do ambiente químico. Ácidos são espécies aceptoras de elétrons Bases são espécies doadoras de elétrons p.f. 128o C *Comparativo Biológico => Metaloenzimas (Anidrase carbônica ZN-OH)

7 Água como solvente Uma característica importante da água é que as suas moléculas estão constantemente reagindo entre si da seguinte maneira: Isto significa que em qualquer solução aquosa sempre haverá uma certa quantidade do íon hidrônio (H3O+) e do íon hidroxila (HO) Estes íons tem grande mobilidade, maior que a dos outros íons, pois os prótons saltam de uma molécula para outra.

8 Usando o conceito de Brönsted-Lowry sabemos que:
HA => ácido H2O => base A => base conjugada do ácido HA H3O+ => ácido conjugado da base H2O Podemos dizer que: Podemos expressar a força de um ácido pela sua constante de dissociação

9 Pode-se analisar a dissociação da água da mesma maneira
Em soluções aquosas diluídas : [H2O é constante e igual a 1000 g . l-1 Ou seja => 1000 g . l-1 / 18,015 g . mol-1 = 55,5 M Na forma abreviada Costuma-se dizer que Ácidos fortes => Ka > 1 Ácidos fracos => Ka < 1 Pode-se analisar a dissociação da água da mesma maneira Ou, na forma abreviada

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11 Definição de pH A escala de pH é prática e costuma ser usada entre 0 e 14 Na água pura pH = log[H+] = log(107)= 7 Também na água pura: pOH = 14 – pH = 14 – 7 = 7

12 Progressivamente mais básico Progressivamente mais ácido
Numa solução 1 M de NaOH, que também dissocia 100% NaOH  HO + Na+ pOH = –log[HO] = –log(1) = 0 pH = 14 – pOH = 14 – 0 = 14 Neutro 14 13 12 11 10 9 8 7 6 5 4 3 2 1 NaOH 1 M Suco de tomate Alvejante doméstico Detergente amoniacal Suspensão de fermento químico Clara de ovos Sangue humano Lágrimas Leite, saliva Café preto Cerveja Vinho tinto Refrigerante vinagre Suco de limão Suco gástrico Progressivamente mais básico Numa solução 1 M de HCl, um ácido forte que dissocia quase 100% HCl  H+ + Cl pH = –log[H+] = –log(1) = 0 Progressivamente mais ácido HCl 1 M

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14 Para ácidos e bases fracas
ou, rearranjando

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16 ou, rearranjando ou ou ainda

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20 Curvas de titulação e poder tamponante

21 No ponto inicial existe apenas HA; à medida que HO é adicionado forma-se A
No ponto médio pH = pKa e [HA] = [A] No ponto final existe apenas A Durante a maior parte da curva, exceto nas extremidades, vale a equação