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QUÍMICA GERAL
Escola de Engenharia Industrial Metalúrgica
Universidade Federal Fluminense
Volta Redonda - RJ
Prof. Dr. Ednilsom Orestes
25/04/2016 – 06/08/2016 AULA 18
ÁCIDOS & BASES
Ácido: Latim “acidus” = agudo, pungente, azedo.
Alcalino: Grego “al quali” = cinza.
Estender o conceito de Equilíbrio para as
soluções de ácidos e bases.
NH3 É BASE!
Svante Arrhenius, 1886
Baseado em soluções
eletrolíticas.
Ácidos liberam 𝐻+.
𝑁𝑎𝑂𝐻(𝑠)
𝐻2 𝑂
𝑁𝑎 𝑎𝑞
+
+ 𝑂𝐻(𝑎𝑞)
−
𝐻𝐶𝑙(𝑙)
𝐻2 𝑂
𝐻 𝑎𝑞
+
+ 𝐶𝑙(𝑎𝑞)
−
Bases liberam 𝑂𝐻−.
JOHANNES N. BRONSTED
& THOMAS M. LOWRY,
1923
𝐻𝐶𝑙(𝑎𝑞) + 𝐻2 𝑂(𝑙) ⟶ 𝐻3 𝑂 𝑎𝑞
+
+ 𝐶𝑙(𝑎𝑞)
−
Transferência de prótons.
𝐻+ solvatado (hidrônio).
Ácido doa 𝑯+.
Base aceita 𝑯+
.
Inclui moléculas e íons.
Explica basicidade do NaCO3, NH3 e etc.
Explica reação em meio e em vácuo.
Solventes desprotonados (COCl2, SO2, N2O4).
Óxidos ácidos e alcalinos (CO2 e CaO).
BF3 e AlCl3 são ácidos!
©2010, 2008, 2005, 2002 by P. W.
Atkins and L. L. Jones
𝐻𝐶𝑁(𝑎𝑞) + 𝐻2 𝑂(𝑙) ⇌ 𝐻3 𝑂 𝑎𝑞
+
+ 𝐶𝑁(𝑎𝑞)
−
𝑁𝐻3(𝑎𝑞) + 𝐻2 𝑂(𝑙) ⇌ 𝑁𝐻4(𝑎𝑞)
+
+ 𝑂𝐻(𝑎𝑞)
−
Pares conjugados.
Ácido
doa 𝐻+
base conjugada
Ácidos e bases fortes e fracas.
Base
aceita 𝐻+
ácido conjugado
PARES CONJUGADOS
Escreva as fórmulas de (a) a base conjugada de 𝐻𝐶𝑂3
−
e (b) o ácido
conjugado 𝑂2−.
(a) A base conjugada de 𝐻𝐶𝑂3
−
é 𝐶𝑂3
2−
.
(b) O ácido conjugado de 𝑂2−
é 𝑂𝐻−
.
Qual é (a) o ácido conjugado de 𝑂𝐻− e (b) a base conjugada de 𝐻𝑃𝑂4
2−
?
[Resposta: (a) 𝐻2 𝑂; (b) 𝑃𝑂4
3−
]
Qual é (a) o ácido conjugado de 𝐻2 𝑂 e (b) a base conjugada de 𝑁𝐻3 ?
Base: doa par 𝒆−.
GILBERT N. LEWIS,
1932
“Toda a base (aceita H+)
deve possuir par de
elétrons livres.”
Elétrons de valência.
Formação de ligação
covalente.
Ácido: aceita par 𝒆−.
©2010, 2008, 2005, 2002 by P. W. Atkins
and L. L. Jones
©2010, 2008, 2005, 2002 by P. W. Atkins
and L. L. Jones
Lewis
Brønsted-Lowry
Arrhenius
Identifique (a) os ácidos e as bases de Brønsted nos reagentes e
produtos do equilíbrio de transferência de prótons
𝐻𝑁𝑂2(𝑎𝑞) + 𝐻𝑃𝑂4(𝑎𝑞)
2−
⇌ 𝑁𝑂2(𝑎𝑞)
−
+ 𝐻2 𝑃𝑂4(𝑎𝑞)
−
. (b) Que espécies (não
necessariamente explícitas) são ácidos de Lewis e que espécies são
bases de Lewis?
[Resposta: (a) Ácidos de Brønsted; 𝐻𝑁𝑂2 e 𝐻2 𝑃𝑂4
−
. Bases de Brønsted;
𝐻𝑃𝑂4
2−
e 𝑁𝑂2
−
. Ácido de Lewis; 𝐻+
. Base de Lewis; 𝐻𝑃𝑂4
2−
e 𝑁𝑂2
−
.]
Identifique (a) os ácidos e as bases de Brønsted nos reagentes e
produtos do equilíbrio de transferência de prótons 𝐻𝐶𝑂3(𝑎𝑞)
−
+ 𝑁𝐻4(𝑎𝑞)
+
⇌
𝐻2 𝐶𝑂3(𝑎𝑞) + 𝑁𝐻3(𝑎𝑞). Que espécies (não necessariamente explícitas) são
ácidos de Lewis e que espécies são bases de Lewis?
©2010,2008,2005,2002byP.W.AtkinsandL.L.Jones
Metais: óxidos básicos.
Não-metais: óxidos ácidos.
Óxidos ácidos, básicos e anfotéricos
Óxido ácido: forma ácido de Brønsted em solução.
2 𝑁𝑎𝑂𝐻(𝑎𝑞) + 𝐶𝑂2(𝑔) ⟶ 𝑁𝑎2 𝐶𝑂3 𝑎𝑞 + 𝐻2 𝑂(𝑙)
Óxido básico: forma íons hidróxido em solução (compostos iônicos).
𝐶𝑎𝑂(𝑠) + 𝐻2 𝑂(𝑙) ⟶ 𝐶𝑎 𝑂𝐻 2(𝑎𝑞)
𝑀𝑔𝑂(𝑠) + 2 𝐻𝐶𝑙(𝑎𝑞) ⟶ 𝑀𝑔𝐶𝑙2 𝑎𝑞 + 𝐻2 𝑂(𝑙)
©2010, 2008, 2005, 2002 by P. W. Atkins and L. L. Jones
Aluminato de sódio: contém 𝐴𝑙 𝑂𝐻 4
−
.
Semi-metais: óxidos anfóteros.
𝐴𝑙2 𝑂3(𝑠) + 6 𝐻𝐶𝑙(𝑎𝑞) ⟶ 2 𝐴𝑙𝐶𝑙3 𝑎𝑞 + 3 𝐻2 𝑂(𝑙)
2 𝑁𝑎𝑂𝐻(𝑎𝑞) + 𝐴𝑙2 𝑂3(𝑠) + 3 𝐻2 𝑂(𝑙) ⟶ 2 𝑁𝑎 𝐴𝑙 𝑂𝐻 4 𝑎𝑞
Óxidos ácidos, básicos e anfotéricos
©2010,2008,2005,2002byP.W.AtkinsandL.L.Jones
𝐾 𝑊 = 𝐻3 𝑂+
𝑂𝐻−
= 10−7
× 10−7
= 10−14
Água pura em 25°C.
AUTOPRÓLISE DA ÁGUA
Água é anfiprótica e anfotérica.
𝐾 =
(𝑎 𝐻3 𝑂+) × (𝑎 𝑂𝐻−)
𝑎 𝐻2 𝑂
2 = 𝑎 𝐻3 𝑂+ × 𝑎 𝑂𝐻− = 𝐾 𝑊
©2010, 2008, 2005, 2002 by P. W. Atkins and L. L. Jones
Quais são as concentrações de íons 𝐻3 𝑂+
e 𝑂𝐻−
em
uma solução 0,0030 𝑀 de 𝐵𝑎 𝑂𝐻 2(𝑎𝑞) em 25 ℃?
Dissocia completamente (alcalino terroso).
𝐵𝑎 𝑂𝐻 2(𝑠) ⟶ 𝐵𝑎 𝑎𝑞
2+
+ 2 𝑂𝐻(𝑎𝑞)
−
𝑂𝐻−
= 2 × 0,0030 𝑚𝑜𝑙 ∙ 𝐿−1
= 0,0060 𝑀
𝐻3 𝑂+
=
𝐾 𝑊
𝑂𝐻− = 1,7 × 10−12
Estime as molaridades de (a) 𝐻3 𝑂+
e de (b) 𝑂𝐻−
, em
25 ℃, em uma solução 6,0 𝑀 de 𝐻𝐼(𝑎𝑞).
[Resposta: (a) 60,0 𝜇𝑚𝑜𝑙. 𝐿−1
; (b) 0,17 𝑛𝑚𝑜𝑙. 𝐿−1
]
Estime as molaridades de (a) 𝐻3 𝑂+
e de (b) 𝑂𝐻−
, em
25 ℃, em uma solução 2,2 𝑀 de 𝑁𝑎𝑂𝐻(𝑎𝑞).
Água pura em 25 ℃.
0E+00
1E-07
2E-07
3E-07
4E-07
5E-07
6E-07
7E-07
8E-07
[H3O+](mol.L-1)
[OH-] (mol.L-1)
[H3O+]=[OH-]
ESCALA DE pH
Soren P. L. Sorensen: potencial hidrogeniônico.
𝑝𝐻 = − log 𝑎 𝐻3 𝑂+ = − log 𝐻3 𝑂+ = − log 1,0 × 10−7 = 7
1E-08
1E-07
pH
pOH
Água pura em 25 ℃.
ESCALA DE pH
Soren P. L. Sorensen: potencial hidrogeniônico.
𝑝𝐻 = − log 𝑎 𝐻3 𝑂+ = − log 𝐻3 𝑂+ = − log 1,0 × 10−7 = 7
Quanto mais forte a base, mais
fraco o ácido conjugado.
Quanto mais forte o ácido,
mais fraca a base conjugada.
Calcule o 𝑝𝐻
0,020 𝑀 𝐻𝐶𝑙.
0,040 𝑀 𝐾𝑂𝐻.
4,0 × 10−8 𝑀 Sangue.
𝑝𝐻 = 1,70
𝑝𝐻 = 12,60
𝑝𝐻 = 7,40
𝑯 𝟑 𝑶+
= 𝟏𝟎−𝐩𝐇
𝐦𝐨𝐥 ∙ 𝐋−𝟏
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and L. L. Jones
Calcule a concentração
1,50 × 10−5 𝑀.
2,00 × 10−2 𝑀.
6,31 × 10−9
𝑀.
𝑝𝐻 = 4,83
𝑝𝐻 = 1,70
𝑝𝐻 = 8,20
Se 𝑝𝑋 = − log 𝑋, então:
𝑝𝑂𝐻 = − log 𝑎 𝑂𝐻− = − log 𝑂𝐻−
𝑝𝐾 𝑊 = 14,00 = − log 𝐻3 𝑂+ 𝑂𝐻− = 𝑝𝐻 + 𝑝𝑂𝐻
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𝐻𝐶𝑙 (0,10 𝑀) ⟶ 𝑝𝐻 = 1,0
𝐻3 𝐶𝐶𝑂𝑂𝐻 0,10 𝑀 ⟶ 𝑝𝐻 = 3,0
ÁCIDOS E BASES FRACOS
Dissociação parcial.
©2010, 2008, 2005, 2002 by P. W. Atkins
and L. L. Jones
𝑀𝑔 em 𝐻3 𝐶𝐶𝑂𝑂𝐻 (0,1 𝑀)𝑀𝑔 em 𝐻𝐶𝑙 (0,1 𝑀)
𝐵(𝑎𝑞) + 𝐻2 𝑂(𝑙) ⇌ 𝐵𝐻(𝑎𝑞)
+
+ 𝑂𝐻(𝑎𝑞)
−
; 𝐾𝑏 =
𝐵𝐻+ [𝑂𝐻−]
[𝐵]
𝐾 𝑎 × 𝐾𝑏 =
𝐴−
[𝐻3 𝑂+
]
[𝐻𝐴]
×
𝐵𝐻+
[𝑂𝐻−
]
[𝐵]
= 𝐾 𝑤
𝑝𝐾 𝑎 + 𝑝𝐾𝑏 = 𝑝𝐾 𝑤
EQUILÍBRIO DE ÁCIDOS E BASES FRACOS
𝐻𝐴(𝑎𝑞) + 𝐻2 𝑂(𝑙) ⇌ 𝐴(𝑎𝑞)
−
+ 𝐻3 𝑂(𝑎𝑞)
+
; 𝐾 𝑎 =
𝐴−
[𝐻3 𝑂+
]
[𝐻𝐴]
©2010, 2008, 2005, 2002 by P. W. Atkins
and L. L. Jones
©2010, 2008, 2005, 2002 by P. W. Atkins
and L. L. Jones
©2010, 2008, 2005, 2002 by P. W. Atkins
and L. L. Jones
©2010, 2008, 2005, 2002 by P. W. Atkins
and L. L. Jones
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Use as Tabelas 11.1 e 11.2 para dizer que composto dos seguintes pares é
o ácido ou a base mais forte em água: (a) ácido: 𝐻𝐹 ou 𝐻𝐼𝑂3; (b) base:
𝑁𝑂2
−
ou 𝐶𝑁−
.
Decida que espécie de cada um dos seguintes pares é o ácido ou a
base mais forte: (a) ácido: 𝐻𝐹 ou 𝐻𝐼𝑂; (b) base: 𝐶6 𝐻5 𝐶𝑂2
−
ou 𝐶𝐻2 𝐶𝑙𝐶𝑂2
−
; (c)
base: 𝐶6 𝐻5 𝑁𝐻2 ou 𝐶𝐻3 3 𝑁; (d) ácido: 𝐶6 𝐻5 𝑁𝐻3
+
ou 𝐶𝐻3 3 𝑁𝐻+
.
[Resposta: Ácidos mais fortes: (a) 𝐻𝐹; (d) 𝐶6 𝐻5 𝑁𝐻3
+
; Bases mais fortes: (b)
𝐶6 𝐻5 𝐶𝑂2
−
; (c) 𝐶𝐻3 3 𝑁]
Decida que espécie de cada um dos seguintes pares é o ácido ou a
base mais forte: (a) base: 𝐶5 𝐻5 𝑁 ou 𝑁𝐻2 𝑁𝐻2 ; (b) ácido: 𝐶5 𝐻5 𝑁𝐻+ ou
𝑁𝐻2 𝑁𝐻3
+
; (c) ácido: 𝐻𝐼𝑂3 ou 𝐻𝐶𝑙𝑂2; (d) base: 𝐶𝑙𝑂2
−
ou 𝐻𝑆𝑂3
−
.
porcentagem desprotonada =
𝐻3 𝑂+
𝐻𝐴 inical
× 100 %
pH DE SOLUÇÕES DE ÁCIDOS FRACOS
porcentagem desprotonada =
concentração de A−
concentração inicial de HA
× 100 %
Lembrar que 𝑯 𝟑 𝑶+ = [𝑨−] (estequiometria!)
©2010, 2008, 2005, 2002 by P. W. Atkins and L. L. Jones
Calcule o pH e a percentagem de desprotonação das
moléculas de CH3COOH em uma solução 0,080 M de
CH3COOH em água, sabendo que o Ka do ácido
acético é 1,8 x 10-5.
𝐶𝐻3 𝐶𝑂𝑂𝐻(𝑎𝑞) + 𝐻2 𝑂(𝑙) ⇌ 𝐻3 𝐶𝑂2(𝑎𝑞)
−
+ 𝐻3 𝑂(𝑎𝑞)
+
𝐾 𝑎 = 1,8 × 10−5 =
𝑥 × 𝑥
0,080 − 𝑥
Supondo 𝑥 ≪ 0,080:
𝑥 ≈ 0,080 × 1,8 × 10−5 = 1,2 × 10−3
𝑝𝐻 ≈ − log 1,2 × 10−3
= 2,92
% 𝐷 =
1,2 × 10−3
0,080
× 100 % = 1,5 %
Calcule o pH e a porcentagem de desprotonação
de uma solução 0,50 M de ácido láctico em água.
Procure Ka na Tabela 11.1. Verifique se todas as
aproximações são válidas.
[Resposta: 1,69; 4,1%]
Calcule o pH e a percentagem de desprotonação
de uma solução de 0,22 M de ácido cloro-
acético em água. Verifique se todas as
aproximações são válidas.
©2010, 2008, 2005, 2002 by P. W. Atkins
and L. L. Jones
O pH de uma solução 0,010 M do antisséptico ácido mandélico, em
água, é 2,95. Qual é a constante de acidez, Ka, e o pKa do ácido
mandélico?
𝐻3 𝑂+ = 10−2,95 = 0,0011 𝑚𝑜𝑙 ∙ 𝐿−1 = 𝐴−
𝐻𝐴 = 𝐻𝐴 inicial − 𝐻3 𝑂+
𝐾 𝑎 =
𝐻3 𝑂+ 𝐴−
𝐻𝐴
=
𝐻3 𝑂+ 2
𝐻𝐴 𝑖𝑛 − 𝐻3 𝑂+ = 1,4 × 10−4
𝑝𝐾 𝑎 = − log 𝐾 𝑎 = 3,85
O pH de uma solução 0,20 M de ácido crotônico, C3H5COOH, em
água, que é usado em pesquisas médicas e na fabricação da vitamina A
sintética, é 2,69. Qual é o Ka do ácido crotônico?
[Resposta: 2,1 x 10-5].
O pH de uma solução 0,50 M, em água, do ácido homogentísico, um
intermediário metabólico, é 2,35. Qual é o Ka do ácido homogentísico,
C7H5(OH)2COOH?
porcentagem desprotonada =
𝑂𝐻−
𝐻𝐴 inical
× 100 %
pH DE SOLUÇÕES DE BASES FRACAS
porcentagem desprotonada =
concentração de HB+
concentração inicial de B
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Lembrar que 𝑶𝑯− = 𝑯𝑩+ (estequiometria!)
©2010, 2008, 2005, 2002 by P. W. Atkins and L. L. Jones
Calcule o pH e a percentagem de protonação de uma
solução 0,20 M de metilamina, CH3NH2, em água. A
constante Kb de CH3NH2 é 3,6 x 10-4.
𝐶𝐻3 𝑁𝐻2(𝑎𝑞) + 𝐻2 𝑂(𝑙) ⇌ 𝑂𝐻(𝑎𝑞)
−
+ 𝐶𝐻3 𝑁𝐻3(𝑎𝑞)
+
𝐾𝑏 = 3,6 × 10−4 =
𝑥 × 𝑥
0,20 − 𝑥
Supondo 𝑥 ≪ 0,20:
𝑥 ≈ 0,20 − 3,6 × 10−4 = 8,5 × 10−3
𝑝𝑂𝐻 = − log 8,5 × 10−3
= 2,07 ∴ 𝑝𝐻 = 11,93
% 𝑃 =
8,5 × 10−3
0,20
× 100% = 4,2 %
Estime o 𝑝𝐻 e a percentagem de base protonada
em uma solução 0,15 𝑀 de 𝑁𝐻2 𝑂𝐻(𝑎𝑞), hidroxilamina
em água.
[Resposta: 9,61; 0,027%].
Estime o 𝑝𝐻 e a percentagem de base protonada
em uma solução 0,012 𝑀 de 𝐶10 𝐻14 𝑁2(𝑎𝑞), nicotina.
Ácidos e Bases Polipróticos
𝐻𝐶𝑂3(𝑎𝑞)
−
+ 𝐻2 𝑂(𝑙) ⇌ 𝐻3 𝑂(𝑎𝑞)
+
+ 𝐶𝑂3(𝑎𝑞)
2−
𝐾 𝑎2 = 5,6 × 10−11
Fornecem mais de um próton, 𝐻+.
1a. desprotonação é quase completa.
𝐻2 𝑆𝑂4, 𝐻3 𝑃𝑂4, 𝐻2 𝐶𝑂3, etc.
𝐾 𝑎1 ≫ 𝐾 𝑎2 ≫ 𝐾 𝑎3 ≫ ⋯
𝐻2 𝐶𝑂3(𝑎𝑞) + 𝐻2 𝑂(𝑙) ⇌ 𝐻3 𝑂(𝑎𝑞)
+
+ 𝐻𝐶𝑂3(𝑎𝑞)
−
𝐾𝑎1 = 4,3 × 10−7
©2010, 2008, 2005, 2002 by P. W. Atkins
and L. L. Jones
Calcule as concentrações de todos os solutos em uma
solução 0,10 𝑀 de 𝐻3 𝑃𝑂4(𝑎𝑞).
𝐻3 𝑃𝑂4(𝑎𝑞) + 𝐻2 𝑂(𝑙) ⇌ 𝐻3 𝑂(𝑎𝑞)
+
+ 𝐻2 𝑃𝑂4(𝑎𝑞)
−
𝐾 𝑎1 = 7,6 × 10−3
.
𝑥 = 2,4 × 10−2
mol ∙ L−1
= 𝐻3 𝑂+
= 𝐻2 𝑃𝑂4
−
𝐻3 𝑃𝑂4 ≈ 0,10 − 0,024 = 0,076 mol ∙ L−1
𝐻2 𝑃𝑂4(𝑎𝑞)
−
+ 𝐻2 𝑂(𝑙) ⇌ 𝐻3 𝑂(𝑎𝑞)
+
+ 𝐻𝑃𝑂4(𝑎𝑞)
2−
𝐾 𝑎2 = 6,2 × 10−8
.
𝐾 𝑎2 ≈ 𝑥 = 𝐻𝑃𝑂4
2−
Calcule as concentrações de todos os solutos em uma
solução 0,10 𝑀 de 𝐻3 𝑃𝑂4(𝑎𝑞).
𝐻𝑃𝑂4(𝑎𝑞)
2−
+ 𝐻2 𝑂(𝑙) ⇌ 𝐻3 𝑂(𝑎𝑞)
+
+ 𝑃𝑂4(𝑎𝑞)
3−
𝐾 𝑎3 = 2,1 × 10−13
.
Faça a tabela de equilíbrio...
𝑥 = 𝑃𝑂4
3−
≈ 5,4 × 10−19 mol ∙ L−1
𝑂𝐻−
=
𝐾 𝑊
𝐻3 𝑂+
= 4,2 × 10−13
mol ∙ L−1
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  • 1. QUÍMICA GERAL Escola de Engenharia Industrial Metalúrgica Universidade Federal Fluminense Volta Redonda - RJ Prof. Dr. Ednilsom Orestes 25/04/2016 – 06/08/2016 AULA 18
  • 3.
  • 4.
  • 5.
  • 6. Ácido: Latim “acidus” = agudo, pungente, azedo. Alcalino: Grego “al quali” = cinza. Estender o conceito de Equilíbrio para as soluções de ácidos e bases.
  • 7. NH3 É BASE! Svante Arrhenius, 1886 Baseado em soluções eletrolíticas. Ácidos liberam 𝐻+. 𝑁𝑎𝑂𝐻(𝑠) 𝐻2 𝑂 𝑁𝑎 𝑎𝑞 + + 𝑂𝐻(𝑎𝑞) − 𝐻𝐶𝑙(𝑙) 𝐻2 𝑂 𝐻 𝑎𝑞 + + 𝐶𝑙(𝑎𝑞) − Bases liberam 𝑂𝐻−.
  • 8. JOHANNES N. BRONSTED & THOMAS M. LOWRY, 1923 𝐻𝐶𝑙(𝑎𝑞) + 𝐻2 𝑂(𝑙) ⟶ 𝐻3 𝑂 𝑎𝑞 + + 𝐶𝑙(𝑎𝑞) − Transferência de prótons. 𝐻+ solvatado (hidrônio). Ácido doa 𝑯+. Base aceita 𝑯+ . Inclui moléculas e íons. Explica basicidade do NaCO3, NH3 e etc. Explica reação em meio e em vácuo. Solventes desprotonados (COCl2, SO2, N2O4). Óxidos ácidos e alcalinos (CO2 e CaO). BF3 e AlCl3 são ácidos!
  • 9. ©2010, 2008, 2005, 2002 by P. W. Atkins and L. L. Jones 𝐻𝐶𝑁(𝑎𝑞) + 𝐻2 𝑂(𝑙) ⇌ 𝐻3 𝑂 𝑎𝑞 + + 𝐶𝑁(𝑎𝑞) − 𝑁𝐻3(𝑎𝑞) + 𝐻2 𝑂(𝑙) ⇌ 𝑁𝐻4(𝑎𝑞) + + 𝑂𝐻(𝑎𝑞) − Pares conjugados. Ácido doa 𝐻+ base conjugada Ácidos e bases fortes e fracas. Base aceita 𝐻+ ácido conjugado PARES CONJUGADOS
  • 10. Escreva as fórmulas de (a) a base conjugada de 𝐻𝐶𝑂3 − e (b) o ácido conjugado 𝑂2−. (a) A base conjugada de 𝐻𝐶𝑂3 − é 𝐶𝑂3 2− . (b) O ácido conjugado de 𝑂2− é 𝑂𝐻− . Qual é (a) o ácido conjugado de 𝑂𝐻− e (b) a base conjugada de 𝐻𝑃𝑂4 2− ? [Resposta: (a) 𝐻2 𝑂; (b) 𝑃𝑂4 3− ] Qual é (a) o ácido conjugado de 𝐻2 𝑂 e (b) a base conjugada de 𝑁𝐻3 ?
  • 11. Base: doa par 𝒆−. GILBERT N. LEWIS, 1932 “Toda a base (aceita H+) deve possuir par de elétrons livres.” Elétrons de valência. Formação de ligação covalente. Ácido: aceita par 𝒆−.
  • 12. ©2010, 2008, 2005, 2002 by P. W. Atkins and L. L. Jones
  • 13. ©2010, 2008, 2005, 2002 by P. W. Atkins and L. L. Jones
  • 15. Identifique (a) os ácidos e as bases de Brønsted nos reagentes e produtos do equilíbrio de transferência de prótons 𝐻𝑁𝑂2(𝑎𝑞) + 𝐻𝑃𝑂4(𝑎𝑞) 2− ⇌ 𝑁𝑂2(𝑎𝑞) − + 𝐻2 𝑃𝑂4(𝑎𝑞) − . (b) Que espécies (não necessariamente explícitas) são ácidos de Lewis e que espécies são bases de Lewis? [Resposta: (a) Ácidos de Brønsted; 𝐻𝑁𝑂2 e 𝐻2 𝑃𝑂4 − . Bases de Brønsted; 𝐻𝑃𝑂4 2− e 𝑁𝑂2 − . Ácido de Lewis; 𝐻+ . Base de Lewis; 𝐻𝑃𝑂4 2− e 𝑁𝑂2 − .] Identifique (a) os ácidos e as bases de Brønsted nos reagentes e produtos do equilíbrio de transferência de prótons 𝐻𝐶𝑂3(𝑎𝑞) − + 𝑁𝐻4(𝑎𝑞) + ⇌ 𝐻2 𝐶𝑂3(𝑎𝑞) + 𝑁𝐻3(𝑎𝑞). Que espécies (não necessariamente explícitas) são ácidos de Lewis e que espécies são bases de Lewis?
  • 16. ©2010,2008,2005,2002byP.W.AtkinsandL.L.Jones Metais: óxidos básicos. Não-metais: óxidos ácidos. Óxidos ácidos, básicos e anfotéricos Óxido ácido: forma ácido de Brønsted em solução. 2 𝑁𝑎𝑂𝐻(𝑎𝑞) + 𝐶𝑂2(𝑔) ⟶ 𝑁𝑎2 𝐶𝑂3 𝑎𝑞 + 𝐻2 𝑂(𝑙) Óxido básico: forma íons hidróxido em solução (compostos iônicos). 𝐶𝑎𝑂(𝑠) + 𝐻2 𝑂(𝑙) ⟶ 𝐶𝑎 𝑂𝐻 2(𝑎𝑞) 𝑀𝑔𝑂(𝑠) + 2 𝐻𝐶𝑙(𝑎𝑞) ⟶ 𝑀𝑔𝐶𝑙2 𝑎𝑞 + 𝐻2 𝑂(𝑙)
  • 17. ©2010, 2008, 2005, 2002 by P. W. Atkins and L. L. Jones Aluminato de sódio: contém 𝐴𝑙 𝑂𝐻 4 − . Semi-metais: óxidos anfóteros. 𝐴𝑙2 𝑂3(𝑠) + 6 𝐻𝐶𝑙(𝑎𝑞) ⟶ 2 𝐴𝑙𝐶𝑙3 𝑎𝑞 + 3 𝐻2 𝑂(𝑙) 2 𝑁𝑎𝑂𝐻(𝑎𝑞) + 𝐴𝑙2 𝑂3(𝑠) + 3 𝐻2 𝑂(𝑙) ⟶ 2 𝑁𝑎 𝐴𝑙 𝑂𝐻 4 𝑎𝑞 Óxidos ácidos, básicos e anfotéricos
  • 18. ©2010,2008,2005,2002byP.W.AtkinsandL.L.Jones 𝐾 𝑊 = 𝐻3 𝑂+ 𝑂𝐻− = 10−7 × 10−7 = 10−14 Água pura em 25°C. AUTOPRÓLISE DA ÁGUA Água é anfiprótica e anfotérica. 𝐾 = (𝑎 𝐻3 𝑂+) × (𝑎 𝑂𝐻−) 𝑎 𝐻2 𝑂 2 = 𝑎 𝐻3 𝑂+ × 𝑎 𝑂𝐻− = 𝐾 𝑊
  • 19. ©2010, 2008, 2005, 2002 by P. W. Atkins and L. L. Jones Quais são as concentrações de íons 𝐻3 𝑂+ e 𝑂𝐻− em uma solução 0,0030 𝑀 de 𝐵𝑎 𝑂𝐻 2(𝑎𝑞) em 25 ℃? Dissocia completamente (alcalino terroso). 𝐵𝑎 𝑂𝐻 2(𝑠) ⟶ 𝐵𝑎 𝑎𝑞 2+ + 2 𝑂𝐻(𝑎𝑞) − 𝑂𝐻− = 2 × 0,0030 𝑚𝑜𝑙 ∙ 𝐿−1 = 0,0060 𝑀 𝐻3 𝑂+ = 𝐾 𝑊 𝑂𝐻− = 1,7 × 10−12 Estime as molaridades de (a) 𝐻3 𝑂+ e de (b) 𝑂𝐻− , em 25 ℃, em uma solução 6,0 𝑀 de 𝐻𝐼(𝑎𝑞). [Resposta: (a) 60,0 𝜇𝑚𝑜𝑙. 𝐿−1 ; (b) 0,17 𝑛𝑚𝑜𝑙. 𝐿−1 ] Estime as molaridades de (a) 𝐻3 𝑂+ e de (b) 𝑂𝐻− , em 25 ℃, em uma solução 2,2 𝑀 de 𝑁𝑎𝑂𝐻(𝑎𝑞).
  • 20. Água pura em 25 ℃. 0E+00 1E-07 2E-07 3E-07 4E-07 5E-07 6E-07 7E-07 8E-07 [H3O+](mol.L-1) [OH-] (mol.L-1) [H3O+]=[OH-] ESCALA DE pH Soren P. L. Sorensen: potencial hidrogeniônico. 𝑝𝐻 = − log 𝑎 𝐻3 𝑂+ = − log 𝐻3 𝑂+ = − log 1,0 × 10−7 = 7
  • 21. 1E-08 1E-07 pH pOH Água pura em 25 ℃. ESCALA DE pH Soren P. L. Sorensen: potencial hidrogeniônico. 𝑝𝐻 = − log 𝑎 𝐻3 𝑂+ = − log 𝐻3 𝑂+ = − log 1,0 × 10−7 = 7
  • 22. Quanto mais forte a base, mais fraco o ácido conjugado. Quanto mais forte o ácido, mais fraca a base conjugada.
  • 23. Calcule o 𝑝𝐻 0,020 𝑀 𝐻𝐶𝑙. 0,040 𝑀 𝐾𝑂𝐻. 4,0 × 10−8 𝑀 Sangue. 𝑝𝐻 = 1,70 𝑝𝐻 = 12,60 𝑝𝐻 = 7,40 𝑯 𝟑 𝑶+ = 𝟏𝟎−𝐩𝐇 𝐦𝐨𝐥 ∙ 𝐋−𝟏
  • 24. ©2010, 2008, 2005, 2002 by P. W. Atkins and L. L. Jones Calcule a concentração 1,50 × 10−5 𝑀. 2,00 × 10−2 𝑀. 6,31 × 10−9 𝑀. 𝑝𝐻 = 4,83 𝑝𝐻 = 1,70 𝑝𝐻 = 8,20 Se 𝑝𝑋 = − log 𝑋, então: 𝑝𝑂𝐻 = − log 𝑎 𝑂𝐻− = − log 𝑂𝐻− 𝑝𝐾 𝑊 = 14,00 = − log 𝐻3 𝑂+ 𝑂𝐻− = 𝑝𝐻 + 𝑝𝑂𝐻
  • 25. ©2010, 2008, 2005, 2002 by P. W. Atkins and L. L. Jones 𝐻𝐶𝑙 (0,10 𝑀) ⟶ 𝑝𝐻 = 1,0 𝐻3 𝐶𝐶𝑂𝑂𝐻 0,10 𝑀 ⟶ 𝑝𝐻 = 3,0 ÁCIDOS E BASES FRACOS Dissociação parcial.
  • 26. ©2010, 2008, 2005, 2002 by P. W. Atkins and L. L. Jones 𝑀𝑔 em 𝐻3 𝐶𝐶𝑂𝑂𝐻 (0,1 𝑀)𝑀𝑔 em 𝐻𝐶𝑙 (0,1 𝑀)
  • 27. 𝐵(𝑎𝑞) + 𝐻2 𝑂(𝑙) ⇌ 𝐵𝐻(𝑎𝑞) + + 𝑂𝐻(𝑎𝑞) − ; 𝐾𝑏 = 𝐵𝐻+ [𝑂𝐻−] [𝐵] 𝐾 𝑎 × 𝐾𝑏 = 𝐴− [𝐻3 𝑂+ ] [𝐻𝐴] × 𝐵𝐻+ [𝑂𝐻− ] [𝐵] = 𝐾 𝑤 𝑝𝐾 𝑎 + 𝑝𝐾𝑏 = 𝑝𝐾 𝑤 EQUILÍBRIO DE ÁCIDOS E BASES FRACOS 𝐻𝐴(𝑎𝑞) + 𝐻2 𝑂(𝑙) ⇌ 𝐴(𝑎𝑞) − + 𝐻3 𝑂(𝑎𝑞) + ; 𝐾 𝑎 = 𝐴− [𝐻3 𝑂+ ] [𝐻𝐴]
  • 28. ©2010, 2008, 2005, 2002 by P. W. Atkins and L. L. Jones
  • 29. ©2010, 2008, 2005, 2002 by P. W. Atkins and L. L. Jones
  • 30. ©2010, 2008, 2005, 2002 by P. W. Atkins and L. L. Jones
  • 31. ©2010, 2008, 2005, 2002 by P. W. Atkins and L. L. Jones
  • 32. ©2010, 2008, 2005, 2002 by P. W. Atkins and L. L. Jones Use as Tabelas 11.1 e 11.2 para dizer que composto dos seguintes pares é o ácido ou a base mais forte em água: (a) ácido: 𝐻𝐹 ou 𝐻𝐼𝑂3; (b) base: 𝑁𝑂2 − ou 𝐶𝑁− . Decida que espécie de cada um dos seguintes pares é o ácido ou a base mais forte: (a) ácido: 𝐻𝐹 ou 𝐻𝐼𝑂; (b) base: 𝐶6 𝐻5 𝐶𝑂2 − ou 𝐶𝐻2 𝐶𝑙𝐶𝑂2 − ; (c) base: 𝐶6 𝐻5 𝑁𝐻2 ou 𝐶𝐻3 3 𝑁; (d) ácido: 𝐶6 𝐻5 𝑁𝐻3 + ou 𝐶𝐻3 3 𝑁𝐻+ . [Resposta: Ácidos mais fortes: (a) 𝐻𝐹; (d) 𝐶6 𝐻5 𝑁𝐻3 + ; Bases mais fortes: (b) 𝐶6 𝐻5 𝐶𝑂2 − ; (c) 𝐶𝐻3 3 𝑁] Decida que espécie de cada um dos seguintes pares é o ácido ou a base mais forte: (a) base: 𝐶5 𝐻5 𝑁 ou 𝑁𝐻2 𝑁𝐻2 ; (b) ácido: 𝐶5 𝐻5 𝑁𝐻+ ou 𝑁𝐻2 𝑁𝐻3 + ; (c) ácido: 𝐻𝐼𝑂3 ou 𝐻𝐶𝑙𝑂2; (d) base: 𝐶𝑙𝑂2 − ou 𝐻𝑆𝑂3 − .
  • 33. porcentagem desprotonada = 𝐻3 𝑂+ 𝐻𝐴 inical × 100 % pH DE SOLUÇÕES DE ÁCIDOS FRACOS porcentagem desprotonada = concentração de A− concentração inicial de HA × 100 % Lembrar que 𝑯 𝟑 𝑶+ = [𝑨−] (estequiometria!)
  • 34. ©2010, 2008, 2005, 2002 by P. W. Atkins and L. L. Jones Calcule o pH e a percentagem de desprotonação das moléculas de CH3COOH em uma solução 0,080 M de CH3COOH em água, sabendo que o Ka do ácido acético é 1,8 x 10-5. 𝐶𝐻3 𝐶𝑂𝑂𝐻(𝑎𝑞) + 𝐻2 𝑂(𝑙) ⇌ 𝐻3 𝐶𝑂2(𝑎𝑞) − + 𝐻3 𝑂(𝑎𝑞) + 𝐾 𝑎 = 1,8 × 10−5 = 𝑥 × 𝑥 0,080 − 𝑥 Supondo 𝑥 ≪ 0,080: 𝑥 ≈ 0,080 × 1,8 × 10−5 = 1,2 × 10−3 𝑝𝐻 ≈ − log 1,2 × 10−3 = 2,92 % 𝐷 = 1,2 × 10−3 0,080 × 100 % = 1,5 %
  • 35. Calcule o pH e a porcentagem de desprotonação de uma solução 0,50 M de ácido láctico em água. Procure Ka na Tabela 11.1. Verifique se todas as aproximações são válidas. [Resposta: 1,69; 4,1%] Calcule o pH e a percentagem de desprotonação de uma solução de 0,22 M de ácido cloro- acético em água. Verifique se todas as aproximações são válidas.
  • 36. ©2010, 2008, 2005, 2002 by P. W. Atkins and L. L. Jones O pH de uma solução 0,010 M do antisséptico ácido mandélico, em água, é 2,95. Qual é a constante de acidez, Ka, e o pKa do ácido mandélico? 𝐻3 𝑂+ = 10−2,95 = 0,0011 𝑚𝑜𝑙 ∙ 𝐿−1 = 𝐴− 𝐻𝐴 = 𝐻𝐴 inicial − 𝐻3 𝑂+ 𝐾 𝑎 = 𝐻3 𝑂+ 𝐴− 𝐻𝐴 = 𝐻3 𝑂+ 2 𝐻𝐴 𝑖𝑛 − 𝐻3 𝑂+ = 1,4 × 10−4 𝑝𝐾 𝑎 = − log 𝐾 𝑎 = 3,85 O pH de uma solução 0,20 M de ácido crotônico, C3H5COOH, em água, que é usado em pesquisas médicas e na fabricação da vitamina A sintética, é 2,69. Qual é o Ka do ácido crotônico? [Resposta: 2,1 x 10-5]. O pH de uma solução 0,50 M, em água, do ácido homogentísico, um intermediário metabólico, é 2,35. Qual é o Ka do ácido homogentísico, C7H5(OH)2COOH?
  • 37. porcentagem desprotonada = 𝑂𝐻− 𝐻𝐴 inical × 100 % pH DE SOLUÇÕES DE BASES FRACAS porcentagem desprotonada = concentração de HB+ concentração inicial de B × 100 % Lembrar que 𝑶𝑯− = 𝑯𝑩+ (estequiometria!)
  • 38. ©2010, 2008, 2005, 2002 by P. W. Atkins and L. L. Jones Calcule o pH e a percentagem de protonação de uma solução 0,20 M de metilamina, CH3NH2, em água. A constante Kb de CH3NH2 é 3,6 x 10-4. 𝐶𝐻3 𝑁𝐻2(𝑎𝑞) + 𝐻2 𝑂(𝑙) ⇌ 𝑂𝐻(𝑎𝑞) − + 𝐶𝐻3 𝑁𝐻3(𝑎𝑞) + 𝐾𝑏 = 3,6 × 10−4 = 𝑥 × 𝑥 0,20 − 𝑥 Supondo 𝑥 ≪ 0,20: 𝑥 ≈ 0,20 − 3,6 × 10−4 = 8,5 × 10−3 𝑝𝑂𝐻 = − log 8,5 × 10−3 = 2,07 ∴ 𝑝𝐻 = 11,93 % 𝑃 = 8,5 × 10−3 0,20 × 100% = 4,2 %
  • 39. Estime o 𝑝𝐻 e a percentagem de base protonada em uma solução 0,15 𝑀 de 𝑁𝐻2 𝑂𝐻(𝑎𝑞), hidroxilamina em água. [Resposta: 9,61; 0,027%]. Estime o 𝑝𝐻 e a percentagem de base protonada em uma solução 0,012 𝑀 de 𝐶10 𝐻14 𝑁2(𝑎𝑞), nicotina.
  • 40. Ácidos e Bases Polipróticos 𝐻𝐶𝑂3(𝑎𝑞) − + 𝐻2 𝑂(𝑙) ⇌ 𝐻3 𝑂(𝑎𝑞) + + 𝐶𝑂3(𝑎𝑞) 2− 𝐾 𝑎2 = 5,6 × 10−11 Fornecem mais de um próton, 𝐻+. 1a. desprotonação é quase completa. 𝐻2 𝑆𝑂4, 𝐻3 𝑃𝑂4, 𝐻2 𝐶𝑂3, etc. 𝐾 𝑎1 ≫ 𝐾 𝑎2 ≫ 𝐾 𝑎3 ≫ ⋯ 𝐻2 𝐶𝑂3(𝑎𝑞) + 𝐻2 𝑂(𝑙) ⇌ 𝐻3 𝑂(𝑎𝑞) + + 𝐻𝐶𝑂3(𝑎𝑞) − 𝐾𝑎1 = 4,3 × 10−7
  • 41. ©2010, 2008, 2005, 2002 by P. W. Atkins and L. L. Jones
  • 42. Calcule as concentrações de todos os solutos em uma solução 0,10 𝑀 de 𝐻3 𝑃𝑂4(𝑎𝑞). 𝐻3 𝑃𝑂4(𝑎𝑞) + 𝐻2 𝑂(𝑙) ⇌ 𝐻3 𝑂(𝑎𝑞) + + 𝐻2 𝑃𝑂4(𝑎𝑞) − 𝐾 𝑎1 = 7,6 × 10−3 . 𝑥 = 2,4 × 10−2 mol ∙ L−1 = 𝐻3 𝑂+ = 𝐻2 𝑃𝑂4 − 𝐻3 𝑃𝑂4 ≈ 0,10 − 0,024 = 0,076 mol ∙ L−1 𝐻2 𝑃𝑂4(𝑎𝑞) − + 𝐻2 𝑂(𝑙) ⇌ 𝐻3 𝑂(𝑎𝑞) + + 𝐻𝑃𝑂4(𝑎𝑞) 2− 𝐾 𝑎2 = 6,2 × 10−8 . 𝐾 𝑎2 ≈ 𝑥 = 𝐻𝑃𝑂4 2−
  • 43. Calcule as concentrações de todos os solutos em uma solução 0,10 𝑀 de 𝐻3 𝑃𝑂4(𝑎𝑞). 𝐻𝑃𝑂4(𝑎𝑞) 2− + 𝐻2 𝑂(𝑙) ⇌ 𝐻3 𝑂(𝑎𝑞) + + 𝑃𝑂4(𝑎𝑞) 3− 𝐾 𝑎3 = 2,1 × 10−13 . Faça a tabela de equilíbrio... 𝑥 = 𝑃𝑂4 3− ≈ 5,4 × 10−19 mol ∙ L−1 𝑂𝐻− = 𝐾 𝑊 𝐻3 𝑂+ = 4,2 × 10−13 mol ∙ L−1
  • 44. ©2010, 2008, 2005, 2002 by P. W. Atkins and L. L. Jones