Capítulo 16 Equilíbrio ácido-base Nomes:Pedro Augusto Rodrigues 15874 Tássio de Rezende 15892 Prof. Dr. Élcio.

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1 Capítulo 16 Equilíbrio ácido-base Nomes:Pedro Augusto Rodrigues Tássio de Rezende Prof. Dr. Élcio Rogério Barrak EME Universidade Federal de Itajubá 1/26

2 Assuntos a serem estudados
Conceitos de ácidos e bases de Arrhenius, Brönstead-Lowry, Lewis; Auto-ionização da água; A escala de pH; Indicadores ácido-base; Ácidos e bases: fortes e fracos; Relação entre Ka e Kb; Caráter ácido e base de soluções de sais; Comportamento ácido-base e estrutura química; Caráter anfótero das aminas; 2/26

3 Porque estudá-los? São importantes em diversos processos químicos ao nosso redor. Uma grande parte da química pode ser entendida em termos de reações ácido-base.

4 Ácidos e bases de Arrhenius
Ácido(possuem sabor azedo): Segundo Arrehnius é uma substância que em meio aquoso libera íons H+ HCl(aq) + H2O → H+ + Cl- Base(possuem sabor adstrigente): São compostos que em meio aquoso liberam íons OH- NH3 (aq) + H2O(l) → NH4+(aq) + OH-(aq) 4/26

5 Ácidos e bases de Brönsted-Lowry
Dois químicos, Johannes Brönsted e Thomas Lowry, deram um novo conceito para ácido e base, que é relacionado com a transferência de H +: ÁCIDOS doam H+ enquanto BASES recebem esses H+. HCl(g) é ácido, e H20(l) é base; HCl(g) + H20(l) → H30+(aq) + Cl-(aq) 5/26

6 Pares conjugados: Pares conjugados está relacionado com ácidos e bases de Brönsted-Lowry, onde o que perde H+ do reagente é o ácido, e o que receberá H+ do produto na equação inversa é a base, e são pares conjugados: HCl + H2O  H3O+ + Cl- ÁCIDO BASE ÁCIDO BASE NH3 + H2O  NH4+ + OH- BASE ÁCIDO ÁCIDO BASE 6/26

7 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. 7/26

8 Auto-ionização da água
A cada 109 moléculas de água somente duas se ionizam formando OH – e H + ; Explicação do fato da água ser considerada as vezes ácido e as vezes base; Esse processo está em equilíbrio a 25º : Kw = [H+][OH-] = 1,0 x 10-14 Quando [H+]=[OH-] a solução é neutra; 8/26

9 Escala de pH Em 1909 Sorensen sugeriu uma maneira de medir a concentração de H+ , a fim de determinar o grau de acidez,de neutralidade ou de alcalinidade usando a expressão a 25o: pH: -log[H+] [H+ ]= Kw/[OH-] Quando: pH>7 meio básico; pH=7 meio neutro; pH<7 meio ácido Analogamente: pOH:-log[OH-];e pH+pOH=14 9/26

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11 Indicador ácido-base É uma substância adicionada ao composto a fim de determinar o pH deste, este é determinado pelo fato dessa substância ter a característica de mudar de cor dependo do meio em que esta, ácido ou base: Curiosidade: A Hydrangea macrophylla tem flores rosa ou azuis dependendo do pH do solo. Em solos ácidos as flores são azuis, enquanto que em solos basicos são rosa.São então um indicador ácido-base natural. 11/26

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13 Ácidos e bases fortes Ácidos fortes:
São ácidos fortes os ácidos que se ionizam totalmente em solução aquosa, e são normalmente a única fonte significativa de H+; Os mais comuns:HCl, HBr, HI, HNO3, HClO3, HClO4 e H2SO4. Bases forte: Analogamente bases fortes são as bases que se ionizam totalmente em solução aquosa; os mais comuns são:elementos do grupo IA e IIA,óxidos metálicos, hidretos e nitretos; 13/26

14 Ácidos fracos Maioria dos ácidos são ácidos fracos, e ionizam parcialmente em solução aquosa, podendo então se chegar em uma constante(Ka) quando o ácido em equilíbrio na reação de ionização: HA(aq)  H+(aq) + A-(aq) OBS: Quanto maior o valor de Ka mais forte o ácido. 14/26

15 Exercício Um estudante preparou uma solução de 0,10 mol/L de ácido fórmico (HCHO2) e mediu o pH da solução a 250C e obteve 2,38.Calcule K a para o ácido fórmico nessa temperatura e a porcentagem de ácido ionizado na solução. 15/26

16 Ácidos Polipróticos É um átomo que tem mais de um H ionizável;
Exemplo: H2SO3(aq)  H+(aq) + HSO3-(aq) Ka1 = 1,7x10-2 HSO3-(aq)  H+(aq) + SO32-(aq) Ka2 = 6,4x10-8 Ka1> Ka2 16/26

17 Bases fracas Analogamente aos ácidos fracos, as bases fracas são as que ionizam parcialmente em solução aquosa, e se chega na constante (Kb) quando a base está em equilíbrio na reação de ionização: B(aq) + H2O  HB+ + OH-(aq) Kb = [HB+][OH-] [B] Amônia: NH3 + H20 → NH4+ + OH- Amina comporta-se como base em água também. Quanto mais o Kb mais forte a base. 17/26

18 Tipos de Bases fracas Existem 2 tipos:
Substâncias neutras que têm um átomos com uma par de elétrons não-ligante que pode servir como um receptor de próton(H+).A maioria dessas bases contém um átomo de nitrogênio e a função amina; Ânios de ácidos fracos; ClO-(aq) +H2O(l)HClO(aq) +OH- (aq) Kb = 3,33 x 10 -7 18/26

19 Relação entre Ka e Kb A medida que a força de uma ácido aumenta, a força da base diminui de tal maneira que: Ka x Kb = Kw pKa + pKb = pKw = 14,00 a 250C Kw = 1, a 250C Ou seja, o par conjugado se neutralizam, restando apenas a ionização da água; 19/26

20 Caráter ácido e base de soluções de sais
Os sais dissolvidos em água estão completamente dissociados. Aproximadamente todos os sais são eletrólitos fortes. O pH resultante pode ser básico, ácido ou neutro, dependendo da natureza do sal. 20/26

21 Comportamento ácido-base e estrutura química;
Fatores que afetam a força ácida: -Polaridade (H-C em CH4, neutra); -Força das ligações (H-F)(eletronegatividade); -Estabilidade da base conjugada (mais forte é o ácido quanto maior a estabilidade da base conjugada); 21/26

22 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; Esta definição aumenta o número de espécies que podem ser consideradas ácidos, como exemplo BF3: 22/26

23 Ácidos e bases de Lewis íons metálicos se comportam como ácidos em soluções aquosas. Hidratação é a interação em que um íon metálico atrai os elétrons não compartilhados da água Fe(H 2O) (aq)  Fe(H 2O) 5(OH) 2+ (aq) + H+ Ka = O Ka para reações de hidrólise em geral aumenta com o aumento da carga e a diminuição do raio do íons: por exemplo o íon Cu2+ (aq) temKa = 23/26

24 Comportamento anfótero dos aminoácidos
É uma característica dos aminoácidos, onde ele se comporta como ácido(ácido carboxílico) e como base(amina). 24/26

25 Comportamento anfótero dos aminoácidos
Segundo conceito de ácidos e bases de Brönsted-Lowry , ocorre uma reação interna formando uma molécula chamada switterion. 25/26

26 Referências Bibliográficas
Quimica: A Ciência Central – Theodore L. Brown, H. Eugene Lemay, Jr.,Bruce E. Bursten, 2005, 9ª Edição.  26/26