Aula ácidos e bases

200 visualizações

Publicada em

quimica

Publicada em: Educação
0 comentários
0 gostaram
Estatísticas
Notas
  • Seja o primeiro a comentar

  • Seja a primeira pessoa a gostar disto

Sem downloads
Visualizações
Visualizações totais
200
No SlideShare
0
A partir de incorporações
0
Número de incorporações
2
Ações
Compartilhamentos
0
Downloads
3
Comentários
0
Gostaram
0
Incorporações 0
Nenhuma incorporação

Nenhuma nota no slide

Aula ácidos e bases

  1. 1. UNIVERSIDADE FEDERAL DO PARÁ CURSO DE ENGENHARIA ELÉTRICA PROFA. KARYME VILHENA ÁCIDOS E BASESÁCIDOS E BASES Tucuruí-2011
  2. 2. INTRODUÇÃO - A classificação das substâncias foi sugerida pelo sabor; - Latim acidus = azedo - Arábico alkalis = cinzas de uma- Arábico alkalis = cinzas de uma planta - Base capaz de neutralizar um ácido
  3. 3. - TEORIA DE ARRHENIUS - Ácido - composto capaz de liberar, em solução AQUOSA, um próton. HNO aq H aq NO aq HCOOH aq HCOO aq H aq 3 3( ) ( ) ( ) ( ) ( ) ( ) → + → +     + − − + - Base – Capaz de liberar, em solução AQUOSA, um íon hidróxido. HCOOH aq HCOO aq H aq( ) ( ) ( )→ + KOH aq OH aq K aq Ca OH aq Ca aq OH aq ( ) ( ) ( ) ( ) ( ) ( ) ( ) → + → +     − + + − 2 2 2
  4. 4. - RESTRIÇÕES: - Derivados da piridina (C5H5N) – SEM OH- - caráter básico.básico. - Não explicou a neutralização dos ácidos em H2O.
  5. 5. - TEORIA DE BRONSTED-LOWRY ÁCIDO = espécie capaz de doar um H+ CH3COOH H+ + CH3COO- H+ + NH3NH4 +
  6. 6. BASE = Espécie capaz de receber um H+ 32 FOHOHHF +→+ −+ 1221 324 43242 32 BaseAcidoBaseAcido NHOHOHNH HSOOHOHSOH → +→+ +→+ −+ −+
  7. 7. - PAR CONJUGADO ÁCIDO-BASE H3O+ + F- HF + H2O ácido base conjugada base ácido conjugado conjugada do ácido conjugado da base - Reação transferência de H+ tem dois pares ácido-base conjugados
  8. 8. - MÉRITOS: - Desvinculou as definições do solvente; - Ampliou para espécies- Ampliou para espécies moleculares e iônicas;
  9. 9. - SUBSTÂNCIAS ANFIPRÓTICAS - Podem se comportar como ácido e como base. H3O+ + Cl- HCl + H2O NH3+ H2O NH4 + + OH-
  10. 10. - TEORIA DE LEWIS - Considera o partilhamento de elétrons - ÁCIDO = PODE RECEBER UM PAR DE- ÁCIDO = PODE RECEBER UM PAR DE ELÉTRONS. - BASE = PODE DOAR UM PAR DE ELÉTRONS.
  11. 11. A BA + B ADUTOÁcido Base H H+ + N H H H NH4 + ácido base aduto ou complexo
  12. 12. - Ácido Sulfúrico
  13. 13. - AUTO IONIZAÇÃO DA ÁGUA - A água se auto-ioniza formando um íon H+ e outro OH- H O H+ + OH- H2O H+ + OH- - Em um bilhão de moléculas de água apenas duas estão ionizadas
  14. 14. - Constante de Equilíbrio - Segundo a lei de Guldberg- Waage [ ] [ ]H OH+ − .[ ] [ ] [ ] K H OH H O C= = ° + − − . , . ( ) 2 16 1 82 10 25 - Como a concentração da água é praticamente constante, o termo H2O é incluído na constante (55,4M).
  15. 15. Na água neutra [ ] [ ]H OH+ − = = 1,0 x 10 -7 M, a 25ºC [ ][ ] WKOHH =−+ .[ ][ ] WKOHH =. = (1,0 x 10 -7 ) x (1,0 x 10 -7 ) = 1 x 10-14
  16. 16. [ ] [ ]H OH KW + − − = =. , .11 10 14 Onde: - Kw É o produto iônico da água; - É função de T (temp.), pH e pOH.
  17. 17. - Escala de pH: - Em laboratório uma forma de expressar a concentração é em função do pH (números pequenos). [ ] [ ]pH H H= = −+ + log log 1
  18. 18. - Para soluções básicas [ ] [ ]pOH OH OH= = −− − log log 1 [ ] [ ]H OH+ − − =. 10 14
  19. 19. [ ] [ ] [ ] [ ] ( ) [ ] [ ] 101loglog 101 14 14 =−+− ×−=×−= ×=×= −+ −−+ −−+ OHHK OHHK w w [ ] [ ] 00,14 00,14loglog =+ =−+− −+ pOHpH OHH
  20. 20. - Escala de pH Quando a água ioniza-se, produz quantidades iguais de H+ e OH-, isso significa que: . [ ] [ ]H OH+ − = = 1,0 x 10 -7 M, a 25ºC [ ] [ ] 00,7 )00,7()00,0( )10log()0,1log( )101log( 7 7 = −+−= +−= −= − − pH pH pH xpH
  21. 21. - A ordenação dos valores de pH é chamada escala de pH: Dadas soluções nas quais: [H+] > [OH-], são ditas soluções ácidas; pH < 7.ácidas; pH < 7. [H+] = [OH-], são ditas soluções neutras; pH = 7. [H+] < [OH-], são ditas soluções alcalinas; pH > 7.
  22. 22. - Titulação de Ácido forte (HCl) com Base forte (NaOH) No ponto de equivalência há pH=7 equivalência há reação de quantidades molares iguais de ácido e base.
  23. 23. - Na titulação ácido fraco (CH3COOH) – base forte (NaOH) o ponto de equivalência difere. a) pH=8,72 (CH3CO2 -) b) pH=7 (neutralização) pH=2,87
  24. 24. - Ácido fraco + Base forte: pH>7 no ponto de equivalência, em virtude da base conjugada do ácido fraco. - Ácido forte + Base fraca: pH<7 no ponto de equivalência, em virtude da hidrólise do ácido conjugado da base fraca.
  25. 25. Substância pH Ácido de bateria < 1,0 Suco gástrico 1,0 - 3,0 Sumo de limão 2,2 - 2,4 Refrigerante tipo cola 2,5 Vinagre 2,4-3,4 Sumo de laranja ou maçã 3,5 Cervejas 4,0 - 5,0 Café 5,0 Chá 5,5 Chuva ácida < 5,6Chuva ácida < 5,6 Saliva pacientes com câncer 4,5 - 5,7 Leite 6,3 - 6,6 Água pura 7,0 Saliva humana 6,5 - 7,5 Sangue humano 7,35 - 7,45 Água do mar 8,0 Sabonete de mão 9,0 - 10,0 Amoníaco 11,5 "Água sanitária" 12,5 Hidróxido de sódio 13,5
  26. 26. - Grau de ionização α= iniciaismolesden ionizadosmolesden o o - Ácidos e bases fortes apresentam, em solução, elevado grau de ionização
  27. 27. - A medida quantitativa da força de um ácido ou de uma base; é a sua constante de ionização (k). - Ácido fraco e base fraca AH H A⇔ ++ − - Ácido fraco e base fraca
  28. 28. [ ][ ] [ ] K H A HA A = + − − [ ][ ] [ ] K OH B BOH B = − + - Relacionando KA ou KB K C = − α α 2 1( )
  29. 29. [ ][ ] [ ] [ ] [ ] [ ] K A H AH A H C AH C = = = = − − + − + α α( )1 Fazendo-se as devidas substituições, chega-se a fórmula: K C = − α α 2 1( ) Onde: C: concentração molar do ácido (ou da base) em questão; ∝: constante de ionização (do ácido ou da base) k: constante de equilíbrio (Ka ou Kb)
  30. 30. ACIDEZ ESTOMACAL A mucosa do estômago contém células que secretam ácido clorídrico. (pH=1,5)(pH=1,5) Quando um excesso de ácido é secretado pode haver a formação da úlcera.
  31. 31. O ácido fórmico, HCO2H, foi obtido pela primeira vez em 1960. Defesa das formigas O ácido fórmico, HCO2H é o veneno das formigas (latim formica).
  32. 32. Referência Bibliográfica KOTZ, J. C.; TREICHEL, P. Jr. Química e reações químicas, quarta edição, volume 2, LTC, Rio de Janeiro – RJ, 2002.

×