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Aula_ ácidos e bases

Aula de ácidos e bases

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Maio de 2015
Iporá - Goiás
1
 Importância:
 Àcidos e Bases são os tipos de substâncias mais
trabalhadas em laboratórios;
 Os cálculos estequiométricos envolvidos no preparo
de soluções ácidas e básicas apresentam-se
fundamentais ás práticas laboratoriais.
 As reações entre ácidos e bases e o
comportamento dessas substâncias em soluções
aquosas apresentam características similares
2
 Características:
 Àcidos e Bases são classificados como eletrólitos;
 Reação geral de neutralização:
 Exemplo: H2SO4 (l) + 2 NaOH (s) → Na2SO4 (s) + H2O (l)
Toda a reação entre um ácido e uma base produz sal e água?
*Autoprotólise da água: 2 H2O (aq) → H3O + (aq) + OH - (aq)
3
Solutos que formam íons
quando dissolvidos em
água (ou em outros
solventes) e são capazes
de conduzir eletricidade.
Ácido Base Sal Água
 Arrhenius (1884):
 Um ácido é um um composto que reage emmeio
aquoso produzindo íons hidrônio;
HCl(g) + H2O(l) → H3O + (aq) + Cl – (aq)
(ácido)
 Uma base é um um composto que reage em meio
aquoso e produz íons hidroxila;
NH3 (aq) + H2O (l) → NH4
+ (aq) + OH - (aq)
(base)
Limitação para a química orgânica: restrita ao meio aquoso
4
 Bronsted-Lowry (1923):
 Um ácido é um doador de prótons;
HCl (aq) → Cl - (aq) + H + (aq)
(ácido) (base conjugada) (próton)
 Uma base é um aceitador de prótons;
NH3 (aq) + H+ (aq) → NH4
+ (aq)
(base) (próton) (ácido conjugado)
5
Um ácido conjugado é formado quando uma base recebe um próton
Uma base conjugada é formada quando um ácido doa um próton
 Bronsted-Lowry (1923):
 Quando um ácido transfere um próton para uma
base, o ácido é convertido na sua base conjugada;
 Quando uma base recebe um próton de um ácido, a
base é convertida em ácido conjugado;
6

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  • 1. Maio de 2015 Iporá - Goiás 1
  • 2.  Importância:  Àcidos e Bases são os tipos de substâncias mais trabalhadas em laboratórios;  Os cálculos estequiométricos envolvidos no preparo de soluções ácidas e básicas apresentam-se fundamentais ás práticas laboratoriais.  As reações entre ácidos e bases e o comportamento dessas substâncias em soluções aquosas apresentam características similares 2
  • 3.  Características:  Àcidos e Bases são classificados como eletrólitos;  Reação geral de neutralização:  Exemplo: H2SO4 (l) + 2 NaOH (s) → Na2SO4 (s) + H2O (l) Toda a reação entre um ácido e uma base produz sal e água? *Autoprotólise da água: 2 H2O (aq) → H3O + (aq) + OH - (aq) 3 Solutos que formam íons quando dissolvidos em água (ou em outros solventes) e são capazes de conduzir eletricidade. Ácido Base Sal Água
  • 4.  Arrhenius (1884):  Um ácido é um um composto que reage emmeio aquoso produzindo íons hidrônio; HCl(g) + H2O(l) → H3O + (aq) + Cl – (aq) (ácido)  Uma base é um um composto que reage em meio aquoso e produz íons hidroxila; NH3 (aq) + H2O (l) → NH4 + (aq) + OH - (aq) (base) Limitação para a química orgânica: restrita ao meio aquoso 4
  • 5.  Bronsted-Lowry (1923):  Um ácido é um doador de prótons; HCl (aq) → Cl - (aq) + H + (aq) (ácido) (base conjugada) (próton)  Uma base é um aceitador de prótons; NH3 (aq) + H+ (aq) → NH4 + (aq) (base) (próton) (ácido conjugado) 5 Um ácido conjugado é formado quando uma base recebe um próton Uma base conjugada é formada quando um ácido doa um próton
  • 6.  Bronsted-Lowry (1923):  Quando um ácido transfere um próton para uma base, o ácido é convertido na sua base conjugada;  Quando uma base recebe um próton de um ácido, a base é convertida em ácido conjugado; 6
  • 7.  Gangorra de conjugação; CH3COOH(s) + H2O(l) → CH3COO – (aq) + H3O + (aq) (ácido fraco) (base forte) CH3NH2 (aq) + H2O (aq) → CH3NH3 + (aq) + OH – (aq) (base forte) (ácido fraco) 7 Quanto mais forte for o ácido, mais fraca será a sua base conjugada Quanto mais forte for a base, mais fraco será o seu ácido conjugado
  • 8. 8
  • 9. Exemplo: NH2NH2 + H2O → NH2NH3 + + OH (base) (ácido) (ácido conjugado) (base conjugada)  Exercícios: NH3 + CH3OH → NH4 + + CH3O - (base) (ácido) (ácido conjugado) (base conjugada) NH3 + H2O → NH4 + + OH - (base) (ácido) (ácido conjugado) (base conjugado) HCN + H2O → H3O + + CN - (ácido) (base) (ácido conjugado) (base conjugada) HClO4 + H2O → H3O + + ClO4 – (ácido) (base) (ácido conjugado) (base conjugada) 9 Importante!!! Espécies anfipróticas: possuem propriedades ácidas e básicas
  • 10.  Força de ácidos e bases:  Ácidos fortes são aqueles que em determinada solução apresentam-se completamente desprotonados;  Bases fortes são aquelas que em determinada solução apresentam-se completamente protonados; Eletrólitos fortes em solução aquosa 10
  • 11.  Ácidos fracos são aqueles que em determinada solução apresentam-se parcialmente desprotonados ou não protonados;  Bases fracas são aquelas que em determinada solução apresentam-se parcialmente protonados; 11
  • 12. 12
  • 14.  Ácidos binários:  Efeito dominante para ácidos do mesmo período: Quanto mais polar for a ligação H-A; mais forte será o ácido e a sua capacidade de transferência do próton para uma molécula de água H-F (0,8 eV) > H-N (1,8 eV)  Efeito dominante para ácidos do mesmo grupo: Quanto mais fraca for a ligação H-A, mais forte é o ácido H-I > H-Br > H-Cl > H-F 14
  • 15.  Oxoácidos:  Efeito dominante para ácidos com o mesmo número de oxigênios: Quanto maior a eletronegatividade do átomo central, maior a força do ácido. 15
  • 16.  Oxoácidos:  Efeito dominante para ácidos com mais de um oxigênio: Quanto maior o número de oxigênios ligados ao átomo central, mais forte será o ácido. 16
  • 17.  Ácidos orgânicos:  Efeito dominante para ácidos orgânicos: a força de um ácido orgânico depende da quantidade de oxigênio ligados diretamente ao carbono e também da quantidade de átomos com alta eletronegatividade na estrutura. 17
  • 18.  Exercícios: Diga, a partir das suas estruturas, qual dos ácidos é mais forte. a) H2S e H2Se O H2Se é o mais forte, porque o Se apresenta menor eletronegatividade, e consequentemente, o próton será liberado mais facilmente. b) H2SO3 e H2SO4 O H2SO4 será o ácido mais forte, porque apresenta um maior número de oxigênios ligados ao átomo central, atraindo a nuvem eletrônica mais fortemente e polarizando o hidrogênio presente no grupamento –OH. c) H2SO3 e + HClO3 O HClO3 será o ácido mais forte, porque o átomo de Cl apresenta maior eletronegatividade atraindo mais fortemente a nuvem de elétrons e polarizando mais fortemente e polarizando o hidrogênio presente no grupamento –OH. 18
  • 19.  Ácidos orgânicos:  Efeito dominante para ácidos orgânicos: a força de um ácido orgânico depende da quantidade de oxigênio ligados diretamente ao carbono e também da quantidade de átomos com alta eletronegatividade na estrutura. 19
  • 20. 20
  • 21.  Lewis (1916):  Um ácido é um aceptor de par de elétrons; CO2 + H2O → H2CO3 + OH – (ácido) (base) (complexo ácido-base)  Uma base é doador de par de elétrons; HCO3 - + NH4 + → H2CO3 + NH3 (base) (ácido) (complexo ácido-base) 21 Uma base de Bronsted-Lowry será também uma base de Lewis, entretanto, um ácido de Bronsted- Lowry nem sempre será um ácido de Lewis, pois um ácido de Lewis não precisa de um átomo de H+
  • 23.  Lewis (1916): Quem é o ácido e a base de Lewis? 23
  • 24.  Escala de pH (Soren Sorensen, 1909):  Expressa quantitativamente a concentração (molaridade) de íons H3O+ em uma solução; A [H3O+] pode variar desde 1 mol.L-1 até 1 x 10-14 mol.L-1 ↓pH = log ( 1 / ↑ [H3O+] ) pH= log 1 – log [H3O+] pH = - log [ H3O+] 24
  • 25.  Exercício: Calcule a concentração de íons H3O+ em uma solução de HCl cujo pH= 5, 75 Dica: Se bx = a, x = logb a R. pH = -log [H3O+]  [H3O+] = 10-ph [H3O+] =10-5,75 [H3O+] = 25
  • 26.  Escala de pOH:  Expressa quantitativamente a concentração (molaridade) de íons OH- em uma solução; pOH = - log [ OH-] 26
  • 27.  Autoprotólise da água: A água se ioniza segundo a seguinte expressão: Assim, o Ki para esse equilíbrio será: 27   OHOHOH2 32
  • 28.  A 25ºC:  A constante de ionização da água é 1,82 . 10-16 (obtido experimentalmente)  A [ H2O ] é a sua molaridade em 1 L de água, ou seja: 1 L = 1000 mL = 1000g, já que a densidade é igual a 1g.mL-1  Então, temos que: 18 g _____1mol 1000 g_______x mols X= [H2O] = 55,6 mol.L-1  Resolvendo a equação 1, temos: 28 ]][OHO[HKwO]Ki.[H 32   ]][OHO[HKwmol.L55,6.10x1,82 3 -116-   ]][OHO[HKw10x1,00 3 -14  
  • 29.  pKw   pKw = - log Kw = -log 1,00 x 10-14 = 14, Logo, pKw = pH + pOH -log Kw =-log [H3O+] + -log [OH-] 29 ]][OHO[HKw10x1,00 3 -14   ]][OHO[H10x1,00 3 -14   x][OH]O[H3   x10x1,00 -14  x10x1,00 -7 
  • 30.  Exercício: Estime a pH de íons H3O+ em uma solução cuja molaridade dos íons OH- seja 0,0012 mol.L-1 R. Kw = 1x10-14 mol.L=[H3O+].[OH-] [H3O+] = 1,00x10-14 mol.L-1/ 1,2X10-3 mol.L-1 [H3O+] = 8,33X10-12 mol.L-1 pH = -log [H3O+] = 11 30
  • 32.  Indicadores Àcido-Base:  São normalmente substâncias orgânicas de caráter ácido muito fraco, caráter básico muito fraco ou ainda caráter anfótero, que possuem a propriedade de mudança de cor na presença de um ácido ou uma base. HIn (aq) ↔ In - (aq) + H + (aq) (cor 1) (cor 2)  Com uma base: NH3 (aq) + HIn (aq) → NH4 + (aq) + In- (aq) (cor 2)  Com ácido: HCl (aq) → H + (aq) + Cl - (aq) In - (aq) + H + (aq) ↔ HIn (cor 1) 32
  • 34.  Constantes de dissociação Ácido-Base:  Quando um ácido ou uma base fraca se dissolvem em água, ocorre uma dissociação parcial: HF + H2O → H3O+ + F- NH3 + H2O → NH4 + + OH - 34 [HF] ]][FO[H Ka 3   ][NH ]][OH[NH Kb 3 4  
  • 35. 35
  • 36.  Os valores de pKa correpondem ao logaritmo inverso do valor de Ka. Isso significa que quanto maior o valor de Ka, mais ácido é o composto estudado em solução aquosa e menor será o seu valor de pKa. De forma similar ocorre para os valores de dissociação de bases. 36 logKapKa  KblogpKb 
  • 37. 37
  • 38.  pH de soluções de Ácidos e Bases fracos:  Exemplo: Calcule o pH de 0,22M de ácido cloro acético em água: ClCH2CO2H + H2O → H3O+ + ClCH2CO2 - 38 ClCH2CO2H H3O+ ClCH2CO2 - Inicialmente 0,22 0 0 Durante -x +x +x Final 0,22-x x x x]-[0,22 ][x 1,4x10 2 3  2 107,1   xx 77,1pH
  • 39.  pH de soluções de Ácidos e Bases fracos: 39