Equilíbrio Ácido-Base

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

1 Equilíbrio Ácido-Base
Capítulo 16 Equilíbrio Ácido-Base Carina Schumann, 13708 Ingrid Masseli de Souza, 13699

2 16.1 – Ácidos e Bases: Uma Breve Revisão
ÚNICO PROBLEMA!!!! 16.1 – Ácidos e Bases: Uma Breve Revisão Os ácidos são substâncias que aumentam a concentração de íons H+. As bases são substâncias que aumentam a concentração de íons de OH-.

3 16.2 – Ácidos e Bases de Bronsted-Lowry
Ácido de Bronsted-Lowry transfere próton para base. Base de Bronsted-Lowry recebe o próton do ácido. Remove um H+ H Cl N Adiciona um H+

4 16.2 – Ácidos e Bases de Bronsted-Lowry
- Par conjugado - Forças Relativas - Duplicidade da água

5 Exemplo da dinâmica do ácido

6 16.3 – Auto-ionização da água
H O Produto iônico da água : Keq = [H3O+] [OH-] a 25°C

7 16.4 – A escala de pH pH + pOH = 14 pOH: - log [OH-] pH: - log [ H+]

8 Indicadores Ácido-Base
Azul de bromotimol : A: Amarelo, B: Azul

9 Indicadores Ácido-Base
Fenolftaleína : A: Incolor, B: Rosa-Carmim

10 Indicadores Ácido-Base
Alaranjado de metila : A: Vermelho, B: Alaranjado

11 Indicadores Ácido-Base
Vermelho de Metila : A: Vermelho, B: Amarelo

12 Indicadores Ácido-Base
Experiência com a couve rocha Procedimento      1. Suco de limão na primeira tigela : verificar que a solução fica vermelha;      2. Água destilada na segunda tigela : verificar que a cor da solução não se altera;      3. Solução de produto de limpeza na terceira tigela : verificar que a solução fica verde escura.

13 16.5 – Bases e Ácidos Fortes Ácidos Fortes: - Ionizam completamente
- Eletrólitos Fortes - HCl, HBr, HI, HNO3, HClO3, HClO4, e H2SO4 Bases Fortes: - Dissociam completamente - Eletrólitos fortes - Hidróxidos iônicos dos: - metais alcalinos - metais alcalinos terrosos Por exemplo: NaOH, KOH, Ca(OH)2.

14 16.6 – Ácidos Fracos - Ionizam-se parcialmente;
- Constante de dissociação ácida:

15 Ácido Forte x Ácido Fraco

16 HCHO2(aq)  H+(aq) + CHO2- (aq)
pH = - log [H+] = 2,38 log [H+] = -2,38 [H+] = 10-2,38 [H+] = 4,2x10-3 mol/L

17 HC2H3O2(aq)  H+(aq) + C2H3O2- (aq)
Concentração Inicial: HC2H3O2(aq) = 0,30mol/L Ka = 1,8 x 10-3 Usando a fórmula do pH: pH = -log 2,3 x10-3 pH = 2,64 Supondo que: 0,30 – x  0,30

18 16.7 – Bases Fracas Constante de Dissociação Básica:
Tipos de bases fracas : Primeira categoria: são as que tem 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.

19 16.8 – Relação de Ka e Kb À medida que a força de um ácido aumenta, a força da base diminui de tal maneira que: a 25°C

20 16.9 – Propriedades ácido-base de soluções de sais
Características: - 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: - Se for um sal de ácido forte e base forte, o pH é neutro. - Se for um sal de ácido fraco e base forte, pH é básico. - Se for um sal de ácido forte e base fraca, o pH é ácido.

21 16.10 – Comportamento ácido-base e estrutura química
Fatores que afetam a força ácida - Polaridade força das ligação base conjugada Ácidos Binários HX A força da ligação diminui e a acidez aumenta ao se descer no grupo. Oxiácidos YOH A força ácida aumenta com o aumento da eletronegatividade do átomo central. Ácidos Carboxílicos A força ácida também aumenta à medida que o número de átomos eletronegativos no ácido aumenta.

22 16.11 – Ácido e Base de Lewis Base de Lewis
é um doador de par de elétrons Ácido de Lewis é um receptor de par de elétrons

23 Referências Bibliográficas
Quimica: A Ciência Central – Theodore L. Brown, H. Eugene Lemay, Jr.,Bruce E. Bursten, 2005, 9ª Edição.  Caricaturas: (21/04/ :42:07) Foto: (23/04/ :30:25)