Equilíbrio ácido-base

Apresentação em tema: "Equilíbrio ácido-base"— Transcrição da apresentação:

1 Equilíbrio ácido-base
Igor Silveira Melo Cavalcanti 14452 Conrado Henrique Alves Sanches Cardoso Neves 15801

2 Ácidos e Bases Os ácidos tem sabor azedo e fazem determinados corantes mudar de cor (o tornassol fica vermelho no contato com ácidos). A palavra ácido vem da palavra latina Acidus, que significa azedo. As bases tem sabor amargo e dão a impressão de serem escorregadias. A palavra base vem do inglês arcaico ‘rebaixar’.

3 Definição de Arrhenius
Em 1880 Svante Arrhenius ligou o comportamento ácido com a presença de íons H+ , e o comportamento básico com a presença de íons OH- em solução aquosa. Então ele definiu ácidos como substâncias que produzem íons H+ em água, e bases como substâncias que produzem íons OH- em água. Cloreto de hidrogênio é um ácido de Arrhenius HCl(g) ---> H+(aq) + Cl-(aq) O Hidróxido de sódio é uma base de Arrhenius NaOH ---> Na+ + OH-

4 Definição de Brønsted-Lowry
Os conceitos de Arrhenius são limitados a soluções aquosas. A transferência do íon H+ (próton)

5 Definição de Brønsted-Lowry
Ácido é uma substância (molécula ou íon) que pode doar um próton para outra substância. Uma base é uma substância que pode receber um próton.

6 Pares ácido-base conjugados

7 Forças relativas de ácidos e bases
Alguns ácidos são melhores doadores de prótons que outros. Algumas bases são melhores receptoras de próton do que outras.

8 A auto ionização da água
Uma molécula de água pode doar um próton para outra molécula de água Na água pura, a cada 10 bilhões de moléculas, apenas duas estão ionizadas. Por isso ela é má condutora de eletricidade.

9 Produto iônico da água A água é uma substância anfótera.
Esta equação é particularmente útil porque ela não é só aplicável à água pura, mas à qualquer solução aquosa. Pode-se calcular H+ se OH- menos for conhecida e vice-versa. A água é uma substância anfótera.

10 A Escala de pH pH = -log(1,0 x 10-7)= -(-7,00)= 7,00
pH = -log[H+] (concentração molar) pH = -log(1,0 x 10-7)= -(-7,00)= 7,00

11 A Escala de pH pOH = -log[OH-]

12 Indicadores ácido-base

13 Ácidos fortes - Ionizam-se totalmente em soluções aquosas; - Em uma solução aquosa de ácidos fortes, esses são as fontes de íons H+ da solução; - Exemplo: HNO3(aq) + H2O(l) -> H3O+(aq) + NO3-(aq) Ionização completa HNO3(aq) -> H+ (aq) + NO3-(aq) Simplificação

14 N3-(aq) + 3H2O(l) -> NH3 (aq) + 3OH-(aq)
Bases fortes - Dissociam-se totalmente em soluções aquosas; - Em uma solução aquosa de bases fortes, quase não são encontradas moléculas da base na solução; - Exemplo: N3-(aq) + 3H2O(l) -> NH3 (aq) + 3OH-(aq)

15 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

16 Ácidos Fracos Ionizam-se parcialmente;
- Constante de dissociação ácida: - Ácido poliprótico: mais de um íon ionizável

17 Bases Fracas Constante de Dissociação Básica: Tipos de bases fracas :
Primeira categoria: são as que têm um átomo com um par de elétrons não-ligantes que pode servir como receptor de prótons - Amina e Amônia Segunda categoria: consiste em ânions de ácidos fracos.

18 Relação entre Ka e Kb NH4+(aq)  NH3(aq) + H+(aq)
NH3(aq) + H2O(l)  NH4+(aq) + OH-(aq) Ka x Kb = [H+][OH-] = Kw pKa + pKb = pKw onde p é o cologaritmo (-log)

19 Calcular o pH de uma solução de ácido acético 0,30 mol/L, a 25ºC
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)

20 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

21 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)

22 Hidrólise Reação de íons com água Variação resultante no pH
Cátions dos metais alcalinos, alcalinos terrosos e ânions de ácidos fortes não sofrem hidrólise

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 H F H F H N: + B F  H N B F H F H F Base Ácido