Aula 5 ácidos x bases

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Aula 5 ácidos x bases

  1. 1. Teorias Ácidos - Bases Laís Flávia Nunes Lemes laisflavia@ibest.com.br
  2. 2. Ácidos e Bases• No interior das células e nos fluidos celulares (homeostase)• Compartimentos biológicos• Afetam o sabor, a qualidade e a digestão de alimentos• No ambiente – chuva ácida, água para consumo, solo.• Em diversos produtos químicos• No laboratório de química e diversas reações.• Outros
  3. 3. O que sãoácidos e bases?
  4. 4. Teoria de Arrhenius• Ácido: toda substância que, em solução aquosa, libera o íon H+, como únicotipo de cátion. Dissociação: HCl + meio aquoso H+ + Cl-Atualmente, sabe-se que a probabilidade de existência do íon H+ livre épraticamente nula; ele reage intensamente com a água, segundo um processoexotérmico, formando o íon hidrônio, H3O+. Equação de ionização - HCl + H2O H3O+ + Cl
  5. 5. Teoria de Arrhenius•Base: toda substância que, em solução aquosa, libera o íon OH-, comoúnico ânion. E o cátion ligado a hidroxila seria obrigatoriamente um metal.Ex.NaOHCa(OH)2Al(OH)3Pt(OH)4
  6. 6. Teoria de Brønsted - Lowry• Ácido: qualquer substância capaz de ceder prótons H+, nãoimportando o meio em que a reação ocorrem.• Base: toda substância capaz de receber prótons. HCl + H2O H3O+ + Cl- H+ H+
  7. 7. HA + :B A- + HB+ Àcido + Base Base conjugada Ácido Conjugado - HCl + NH3 [NH4]+ + ClHCl: ácido de Bronsted-Lowry porque cedeu um próton H+ ao NH3.NH3: base de Bronsted-Lowry porque recebeu um próton H+ do HCl.Cl-: base conjugada do ácido HCl.NH4+: ácido conjugado da base NH3.
  8. 8. Teoria de Bronsted - Lowry A base conjugada de um ácido fraco é uma base forte. A base conjugada de um ácido forte é uma base fraca.Quanto mais fraco o ácido, mais forte sua base conjugada e vice-versa
  9. 9. Teoria de Bronsted - LowryA força de um ácido de Brønsted-Lowry em solução aquosa é expressa pela constantede acidez (ou constante de ionização Ka) HA + :B A- + HB+ Àcido + Base Base conjugada Ácido Conjugado Ka = [A-][HB+] Quanto maior o Ka, maior a acidez. [HA][B] pka = - log Ka
  10. 10. Constantes de equilíbrio (Ka)• Quanto menor o Ka, mais fraco o ácido. Quanto maior o Ka, mais forte o ácido.
  11. 11. Ácidos fracos x Ácidos fortes• Ácidos fortes ionizam praticamente totalmente em solução.• Ácidos fracos ionizam parcialmente e tendem a atingir um equilíbrio (voltar a forma protonada)• Um ácido forte possui uma base conjugada fraca.• Um ácido fraco possui uma base conjugada forte.
  12. 12. Teoria de Bronsted - LowryA força de uma base de Brønsted-Lowry em solução aquosa é expressa pelaconstante de basicidade (Kb)
  13. 13. Constantes de equilíbrio (Kb)
  14. 14. Bases fracas x Bases fortes• Bases fortes ionizam praticamente totalmente em solução.• Bases fracas ionizam parcialmente e tendem a atingir um equilíbrio (ficar na forma neutra, não protonar)• Uma base forte possui um ácido conjugado fraco.• Uma base fraca possui um ácido conjugado forte.
  15. 15. Teoria de Lewis• Ácido: toda substância receptora de um par de elétrons.Ex.: BF3, boro estável com 6 elétrons – pode atuar como ácido de Lewis• Base: toda substância doadora de um par de elétrons.Ex.: NH3, o nitrogênio possui um par de elétrons.
  16. 16. Água – troca de prótons• Água tem característica anfótera (funciona como ácido e como base)• Autoprotólise• Constante de autoprotólise (autoionização)
  17. 17. Água – troca de prótonsÉ uma constante de equilíbrio!
  18. 18. EXERCÍCIO
  19. 19. Escala de pH• A concentração de H+ [H3O+] varia muito em ordem de grandeza, sendo utilizado a função p (log) para definir.• pH é o potencial hidrogeniônico (logarítimo negativo da concentração de H+ no meio)
  20. 20. Escala de pH
  21. 21. EXERCÍCIO
  22. 22. pOH pOH = pkw - pH
  23. 23. EXERCÍCIO

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