Equilíbrio Ácido-Base

Universidade Federal de Itajubá Equilíbrio Ácido-Base Lucas Câmara Faria 15772 Mateus Gabriel Santos 15776 Engenharia de Controle e Automação Prof. Dr. Élcio Rogério Barrak

Ácidos e bases deArrhenius • Ácidos • Aumentam a concentração de íons H+ em soluções aquosas; • Bases • Aumentam a concentração de íons OH-em soluções aquosas. 2/22

Ácidos e bases deBrønsted-Lowry • Ácidos • Podem doar prótons para outra espécie química; • Bases • Podem receber prótons de outra espécie química. 3/22

Ácidos e bases deBrønsted-Lowry HCl(g) + H20(l) H3O+(aq) + Cl-(aq) NH3(aq) + H20(l)  NH4+(aq) + OH-(aq) Cuidado com as substâncias anfóteras! 4/22

Ácidos e bases deBrønsted-Lowry • Pares ácido-base conjugados • HCl(g) + H20(l) H3O+(aq) + Cl-(aq) • NH3(aq) + H20(l)  NH4+(aq) + OH-(aq) 5/22

Auto-ionização da água • H2O(l) + H2O(l) H30+(aq) + OH-(aq) • Produto iônico da água: • Keq = [H3O+][OH-] • Kw = [H3O+][OH-] = 1,0 ∙ 10-14 a 25oC 6/22

Escala de pH pH + pOH = 14 pOH: - log[OH-] pH: - log[H+] pH > 7 meio básico pH < 7 meio ácido pH = 7 meio neutro Indicadores ácido-base 7/22

Ácidos fortes Os ácidos fortes ionizam-se totalmente em soluções aquosas, e os mais comuns são: - HCl - HClO3 - HBr - HClO4 - HI - H2SO4 - HNO3 Em uma solução aquosa de ácidos fortes, esses são as fontes de íons H+ da solução. 8/22

Bases fortes As bases fortes dissociam-se totalmente em soluções aquosas, e as mais comuns são: - Bases formadas com elementos do grupo IA, e os mais pesados do grupo IIA; - Óxidos Metálicos - Hidretos e nitretos Em uma solução aquosa de bases fortes, quase não são encontradas moléculas da base na solução. 9/22

Ácidos fracos e constante de dissociação • Os ácidos fracos ionizam-se parcialmente em soluções aquosas; • Constante de dissociação ácida: HCHO2(aq)  H+(aq) + CHO2-(aq) 10/22

Ácidos Polipróticos Características: - Tem mais de um hidrogênio ionizável - Ionização em Etapas: H2SO3(aq) H+(aq) + HSO3-(aq) Ka1=1,7 ∙ 10-2 HSO3-(aq)  H+(aq) + SO32-(aq) Ka2=6,4 ∙ 10-8 11/22

Exercícios 1) Um estudante preparou uma solução de 0,10 mol/L de acido fórmico (HCHO2) e mediu o pH da solução a 25oC e obteve 2,38. Calcule Ka para o ácido fórmico nessa temperatura e a porcentagem de ácido ionizado na solução. 2) Sabendo que o Ka do ácido acético (HC2H3O2) é 1,8 ∙ 10-5, calcular o pH de uma solução 0,3 mol/L desse ácido a 25oC 12/22

Bases fracas • Constante de dissociação básica: • Tipos de Bases Fracas: • - Bases com grupos amina • - Ânions de ácidos fracos 13/22

Exercício Uma solução é preparada pela adição de hipoclorito de sódio (NaClO) sólido em água suficiente para perfazer 2,00 L de solução. Se a solução tem pH = 10,50, qual a quantidade de matéria de NaClO adicionada? Dado: Kb para o ClO-(aq) é 3,33 ∙ 10-7. 14/22

Relação entre Ka e Kb À medida que a força de um ácido aumenta, a força da sua base conjugada diminui de modo a satisfazer a expressão: Ka x Kb = KW Kw = 1,0 ∙ 10-14a 25oC 15/22

Relação entre Ka e Kb NH4+(aq)  NH3(aq) + H+(aq) NH3(aq) + H2O(l)  NH4+(aq) + OH-(aq) Somando as equações, obtém-se uma terceira equação, cuja constante de ionização é a multiplicação das constantes de ionização das equações: Ka x Kb = [H+][OH-] = Kw pKa + pKb = pKw onde p é o cologaritmo (-log) 16/22

Propriedades ácido-base de soluções salinas • Hidrólise é a reação onde íons reagem com água para formar H+ ou OH- . • Todos os sais são eletrólitos fortes, portanto, dissociam-se ou ionizam-se quase que totalmente. • No caso da liberação de um ânion em solução de sal: • X- + 1 próton = HX • Se HX for ácido forte, o pH permanece inalterado, caso contrário, o pH aumenta. • Caso ocorra a liberação de cátion com hidrogênios ionizáveis (por ex: NH4+) o pH diminui. 17/22

Propriedades ácido-base de soluções salinas Portanto: - Sais de ácido e base forte, não afetam o pH - Sais de ácido fraco e base forte, aumentam o pH - Sais de ácido forte e base fraca, diminuem o pH 18/22

Força do ácido em relação à estrutura química • Fatores que influem na força do ácido: • Polaridade; • Força de ligação; • Estabilidade da base conjugada; • Ácidos binários: a força de ligação diminui e a acidez aumenta ao descer no grupo da tabela periódica; • Oxiácidos: a força ácida aumenta com o aumento da eletronegatividade do átomo central; • Ácidos carboxílicos: a força do ácido aumenta à medida que o número de átomos eletronegativos no ácido aumenta. 19/22

Ácidos e bases de Lewis Um ácido de Lewis é uma substância que recebe um par de elétrons, e uma base de Lewis é uma substância que doa um par de elétrons. Por exemplo: 20/22

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(H2O)63+(aq) Fe(H2O)5(OH)²+(aq) + H+ Ka = 2 ∙ 10-8 • O Ka para reações de hidrólise em geral aumenta com o aumento da carga e a diminuição do raio do íon: por exemplo o íon Cu²+(aq) tem Ka = 1 ∙ 10-8. 21/22

Referência bibliográfica - Química: A Ciência Central – Theodore L. Brown, H. Eugene Lemay, Jr.,Bruce E. Bursten, 2005, 9ª Edição. 22/22

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