Capítulo 16 Ácidos e Bases Prof. Dr. Élcio Rogério Barrak

1. Capítulo 16Ácidos e BasesProf. Dr. Élcio Rogério Barrak Luis Fernando Ribeiro Ferreira 17101 EELTadeu Victor Braga Polo 16983 ECA Universidade Federal de Itajubá

2. 2/25 Introdução • Conceitos de ácidos e bases de Arrhenius, Brönsted-Lowry e Lewis • Auto-ionização da água • A escala de pH • Ácidos e bases fortes e fracos • Relação entre Ka e Kb • Caráter ácido e base de soluções salinas • Comportamento ácido-base e estrutura química • Comportamento anfótero das aminas

3. 3/25 Introdução • Porque estudar ácidos e bases? • Qual sua importância?

4. 4/25 Ácidos e Bases de Arrhenius • Ácido: Segundo Arrehnius é uma substância que libera íons H+ em meio aquoso HCl(aq) + H2O(l) → H+(aq) + Cl-(aq) • Base: Segundo Arrehnius é a substância que em meio aquoso libera íons OH- NaOH(aq) + H2O(l) → Na+(aq) + OH-(aq)

5. 5/25 Ácidos e bases de BrØnsted-Lowry • Em 1923, Johannes Brönsted e Thomas Lowry propuseram uma definição mais geral de ácidos e bases, baseada na transferência de H+ entre substâncias. • ÁCIDO doa H+ enquanto BASE recebe esse H+. HCl(g) + H2O(l) → H3O+(aq) + Cl-(aq) Ácido Base

6. 6/25 Ácidos e bases de Brönsted-Lowry Pares ácido-base conjugados Um ácido e uma base como HX e X-, que diferem apenas pela presença ou ausência de um próton, são chamados de par ácido-base conjugados. Exemplos: HCl + H2O  H3O+ + Cl- ÁCIDO BASE ÁCIDO BASE CONJUGADO CONJUGADA NH3 + H2O  NH4+ + OH- BASE ÁCIDO ÁCIDO BASE CONJUGADO CONJUGADA

7. 7/25 Ácidos e bases de Brönsted-Lowry • Quanto mais forte o ácido, mais fraca é sua base conjugada. • Quanto mais forte a base, mais fraco é seu ácido conjugado. Forças relativas 7/26

8. 8/25 Auto-ionização da água A auto-ionização da água explica o fato da água ser considerada às vezes ácido e às vezes base. H2O(l) + H2O(l) H3O+(aq) + OH-(aq) Produto iônico da água: Keq = Kw = [H3O+][OH-] = 1,0 ∙ 10-14 a 25ºC

9. 9/25 Escala de pH • Em 1909 Sorensen sugeriu uma maneira de medir a concentração de H+, a fim de determinar o grau de acidez ou de alcalinidade a 25ºC. pH = -log[H+] pOH = -log[OH-] [H+] = Kw/[OH-] pH + pOH = 14 pH > 7 básico; pH = 7 neutro; pH < 7 ácido

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11. 11/25 Escala de pH Indicadores ácido-base São substâncias que alteram a coloração de acordo com o pH do meio em que estão, e são usadas para determinar se um composto é ácido, básico ou neutro.

12. 12/25 Ácidos e bases fortes • Ácidos fortes: São ácidos que se ionizam totalmente em solução aquosa. Exemplos: HCl, HBr, HI, HNO3, HClO3, HClO4 e H2SO4. • Bases fortes: São bases que se dissociam totalmente em solução aquosa. Exemplos: NaOH, KOH, Ca(OH)2 (cátions do grupo 1 e 2, óxidos metálicos, hidretos e nitretos)

13. 13/25 Ácidos fracos • Maioria dos ácidos são ácidos fracos, e ionizam parcialmente em solução aquosa. Para eles, pode-se chegar a uma constante (Ka) medida quando a reação de ionização está em equilíbrio: HA(aq) H+(aq) + A-(aq)

14. 14/25 Ácidos fracos Ácidos Polipróticos • É um ácido que tem mais de um H ionizável. H2SO3(aq)  H+(aq) + HSO3-(aq) Ka1 = 1,7 x 10-2 HSO3-(aq)  H+(aq) + SO32-(aq) Ka2 = 6,4 x 10-8 Ka1 > Ka2

15. 15/25 Bases fracas • As bases fracas ionizam parcialmente em solução aquosa. B(aq) + H2O  HB+ + OH-(aq) • Sua constante básica (Kb), quando em equilíbrio na reação de ionização, é dada por: Kb = [HB+][OH-] [B] • Quanto maior o Kb mais forte é a base.

16. 16/25 Bases fracas Existem 2 tipos de bases fracas: • Ânions de ácidos fracos ClO-(aq) + H2O(l)  HClO(aq) + OH-(aq) Kb = 3,33 x 10 -7

17. 17/25 Bases fracas 2. Substâncias neutras que têm átomos com um par de elétrons não-ligantes que pode servir como um receptor de próton (H+). A maioria dessas bases contém um átomo de nitrogênio ou a função amina. Kb = 4,2 x 10-4

18. 18/25 Relação entre Ka e Kb • A medida que a força de uma ácido aumenta, a força de sua base conjugada diminui. Portanto: KaKb = Kw pKa + pKb = pKw = 14,00 a 25ºC • O par conjugado tende a se neutralizar, restando apenas a ionização da água.

19. 19/25 Caráter ácido e básico de soluções salinas • Os sais dissolvidos em água estão completamente dissociados. • Quase todos os sais são eletrólitos fortes. • O pH resultante pode ser básico, ácido ou neutro, dependendo da origem do sal.

20. 20/25 Força do ácido em relação à estrutura química • Fatores que afetam a força de um ácido: • Polaridade • Força das ligações • 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.

21. 21/25 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.

22. 22/25 Ácidos e bases de Lewis • A maioria dos 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+(aq) Ka = 2 x 10-8 • Ka para reações de hidrólise em geral aumenta com o aumento da carga e a diminuição do raio dos íons.

23. 23/25 Comportamento anfótero dos aminoácidos • É uma característica dos aminoácidos, onde eles se comportam tanto como ácido (ácido carboxílico) quanto como base (amina).

24. 24/25 Comportamento anfótero dos aminoácidos • Devido a este comportamento, ocorre uma reação interna formando uma molécula chamada zwitterion (do alemão, íon híbrido).

25. 26/26 Referência bibliográfica • T.L.Brown. H.E. LeMay, B.E. Bursten, Química: a Ciência Central, 9ª. ed.. São Paulo: Pearson Prentice Hall, 2005.