Este documento fornece uma introdução à teoria de Brønsted-Lowry sobre equilíbrio ácido-base. Explica que segundo esta teoria, ácidos são espécies que doam prótons e bases são espécies que aceitam prótons. Também discute o comportamento anfótero da água e apresenta fórmulas para calcular constantes de acidez e basicidade.
força de um ácido depende do solvente e um ácido que é forte em água pode ser fraco em outro solvente e vice-versa A força da base também irá depender do solvente.
Para saber a força de um ácido, se utiliza uma escala de pH, que é calculado a partir da concentração de íons hidrônios, H3O+: pH = -log [H3O+]. O pH de uma solução básica é maior do que 7, o pH da água pura é 7 e o pH de uma solução ácida é menor do que 7.
Uma consequência das definições de Bronsted de ácidos e bases é que a mesma substância pode funcionar como ácido e como base. Por exemplo a água, que na reação com um ácido se comporta como uma base (HCl) e em uma reação com uma base, se comporta como um ácido (NH3). A água, então, é anfiprótica, pode agir como doadora e como aceitadora de prótons. Por ser anfiprótica, ocorre transferência de prótons enre moléculas de água até mesmo em água pura, com uma molécula agindo como doador de prótoOs ácidos são substâncias eletrolíticas de sabor azedo, que reagem com diversos metais (os chamados metais ativos) liberando gás hidrogênio, reagem também com carbonatos liberando gás carbônico, avermelham o papel de tornassol e destroem as propriedades das bases.
As bases são substâncias eletrolíticas amargas, escorregadias ao tato, deixam o papel de tornassol azul e destroem as propriedades dos ácidos.
As teorias sobre ácidos e bases foram propostas para explicar o comportamento dessas substâncias baseando-se em algum princípio mais geralOs ácidos são substâncias eletrolíticas de sabor azedo, que reagem com diversos metais (os chamados metais ativos) liberando gás hidrogênio, reagem também com carbonatos liberando gás carbônico, avermelham o papel de tornassol e destroem as propriedades das bases.
As bases são substâncias eletrolíticas amargas, escorregadias ao tato, deixam o papel de tornassol azul e destroem as propriedades dos ácidos.
As teorias sobre ácidos e bases foram propostas para explicar o comportamento dessas substâncias baseando-se em algum princípio mais geral
CIDADANIA E PROFISSIONALIDADE 4 - PROCESSOS IDENTITÁRIOS.pptxMariaSantos298247
O presente manual foi concebido como instrumento de apoio à unidade de formação de curta duração – CP4 – Processos identitários, de acordo com o Catálogo Nacional de Qualificações.
Slides Lição 9, Betel, Ordenança para uma vida de santificação, 2Tr24.pptxLuizHenriquedeAlmeid6
Slideshare Lição 9, Betel, Ordenança para uma vida de santificação, 2Tr24, Pr Henrique, EBD NA TV, 2° TRIMESTRE DE 2024, ADULTOS, EDITORA BETEL, TEMA, ORDENANÇAS BÍBLICAS, Doutrina Fundamentais Imperativas aos Cristãos para uma vida bem-sucedida e de Comunhão com DEUS, estudantes, professores, Ervália, MG, Imperatriz, MA, Cajamar, SP, estudos bíblicos, gospel, DEUS, ESPÍRITO SANTO, JESUS CRISTO, Comentários, Bispo Abner Ferreira, Com. Extra Pr. Luiz Henrique, 99-99152-0454, Canal YouTube, Henriquelhas, @PrHenrique
Slides Lição 10, CPAD, Desenvolvendo uma Consciência de Santidade, 2Tr24.pptxLuizHenriquedeAlmeid6
Slideshare Lição 10, CPAD, Desenvolvendo uma Consciência de Santidade, 2Tr24, Pr Henrique, EBD NA TV, Lições Bíblicas, 2º Trimestre de 2024, adultos, Tema, A CARREIRA QUE NOS ESTÁ PROPOSTA, O CAMINHO DA SALVAÇÃO, SANTIDADE E PERSEVERANÇA PARA CHEGAR AO CÉU, Coment Osiel Gomes, estudantes, professores, Ervália, MG, Imperatriz, MA, Cajamar, SP, estudos bíblicos, gospel, DEUS, ESPÍRITO SANTO, JESUS CRISTO, Com. Extra Pr. Luiz Henrique, de Almeida Silva, tel-What, 99-99152-0454, Canal YouTube, Henriquelhas, @PrHenrique, https://ebdnatv.blogspot.com/
Livro de conscientização acerca do autismo, através de uma experiência pessoal.
O autismo não limita as pessoas. Mas o preconceito sim, ele limita a forma com que as vemos e o que achamos que elas são capazes. - Letícia Butterfield.
Na sequência das Eleições Europeias realizadas em 26 de maio de 2019, Portugal elegeu 21 eurodeputados ao Parlamento Europeu para um mandato de cinco ano (2019-2024).
Desde essa data, alguns eurodeputados saíram e foram substituídos, pelo que esta é a nova lista atualizada em maio de 2024.
Para mais informações, consulte o dossiê temático Eleições Europeias no portal Eurocid:
https://eurocid.mne.gov.pt/eleicoes-europeias
Autor: Centro de Informação Europeia Jacques Delors
Fonte: https://infoeuropa.mne.gov.pt/Nyron/Library/Catalog/winlibimg.aspx?doc=52295&img=11583
Data de conceção: maio 2019.
Data de atualização: maio 2024.
proposta curricular da educação de jovens e adultos da disciplina geografia, para os anos finais do ensino fundamental. planejamento de unidades, plano de curso da EJA- GEografia
para o professor que trabalha com a educação de jovens e adultos- anos finais do ensino fundamental.
ptoposta curricular de geografia.da educação de jovens a e adultos
Acido e basicidade
1. Química – 12º Ano EQ. ÁCIDO - BASE
EQUILÍBRIO ÁCIDO-BASE
INTRODUÇÃO
Desde a antiguidade que se classificam as substâncias como ácidos ou como
bases (anti-ácidos):
ü O vinagre parece ter sido o primeiro ácido conhecido (sabor amargo)
ü As bases eram conhecidas por serem escorregadias ao tacto e pelas
suas propriedades anti-ácidas.
A. TEORIA DE ARRHENIUS
(fim do século XIX)
Para Arrhenius:
ü Ácido era toda a substância que contendo hidrogénio, se
“dissociava” em solução produzindo iões H+, ex:
HCl(aq) H+(aq) + Cl–(aq)
ü Base seria toda a substância que em solução aquosa se
-
“dissociava”, produzindo iões hidróxido (OH ), ex:
NaOH(aq) Na+(aq) + OH–(aq)
Esta teoria estava incompleta.
Como explicar:
ü O comportamento ácido ou alcalino em soluções não aquosas?
ü O comportamento alcalino do NH3?
1
2. Química – 12º Ano EQ. ÁCIDO - BASE
Surgiu uma nova teoria:
B. TEORIA DE BRONSTED-LOWRY
(cerca de 1920)
Segundo esta teoria:
ü Ácido – espécie que cede iões H+ (protões).
ü Base – espécie que recebe iões H+.
H+ H+
HA(aq) + H2O(l) H3O+(aq) + A–(aq)
ácido base
REACÇÃO ÁCIDO-BASE:
Reacção de transferência de protões entre duas espécies iónicas ou
moleculares, originando um novo ácido e uma nova base.
H+ H+
HA(aq) + H2O(l) H3O+(aq) + A–(aq)
ácido 1 base 2 ácido 2 base 1
São pares conjugados ácido-base:
ü HA/A-
ü H3O+/ H2O
Na seguinte reacção temos:
H+ H+
NH3(aq) + H2O(l) NH4+(aq) + OH–(aq)
base 1 ácido 2 ácido 1 base 2
São pares conjugados ácido-base:
ü NH4+/ NH3
ü H2O/ OH–
Mas, como explicar o comportamento da H2O?
2
3. Química – 12º Ano EQ. ÁCIDO - BASE
ü Substâncias que, como a H2O, apresentam comportamento ácido ou
básico, dependendo da espécie com que reagem, são definidas como
anfotéricas ou anfipróticas.
Reacção de Auto-ionização da Água:
H2O(l) + H2O(l) H3O+(aq) + OH–(aq)
A reacção directa muito pouco extensa, assim a sua constante de
equilíbrio, será:
Produto Iónico da Água:
Kw = [H3O+]e.[OH-]e
a 25ºC Kw = 1,0x10-14
C. TEORIA DE LEWIS
Lewis explica a existência do ião H3O+, de outro modo:
O ião H+, deficitário de um electrão, aceita partilhar um par de electrões,
estabelecendo-se uma ligação covalente dativa.
+
H+ + O H H O H
H H
Assim,
ü Ácido – espécie que aceite partilhar pelo menos um par de electrões,
ex: BF3.
ü Base – espécie doadora dos electrões, para a ligação covalente
dativa, ex: NH3.
BF3 + NH3 F3B NH3
CONSTANTES DE ACIDEZ E DE BASICIDADE
3
4. Química – 12º Ano EQ. ÁCIDO - BASE
1. FORÇAS DOS ÁCIDOS E DAS BASES
Segundo Bronsted e Lowry, a reacção que ocorre entre um ácido e a água
pode esquematizar-se assim:
HA(aq) + H2O(l) H3O+(aq) + A–(aq)
aplicando a Lei da Acção das Massas:
KC =
[H O ] × [A ]
3
+
e
−
e
[H 2O]e × [HA]e
como a [H2O] é aproximadamente constante.
KC x [H2O] = Ka CONSTANTE DE ACIDEZ
Ka =
[H O ] × [A ]
3
+
e
−
e
[HA]e
A grandeza Ka, é constante a uma dada temperatura T, e mede a extensão
da reacção.
Assim, quanto maior for o valor de Ka, mais forte será o ácido.
Podem comparar-se a força de dois ou mais ácidos, comparando as suas
constantes de acidez.
Nota: Consultar Tabela de constantes de acidez.
4
5. Química – 12º Ano EQ. ÁCIDO - BASE
Para a reacção:
HNO3(aq) + H2O(l) H3O+(aq) + NO3–(aq)
A Lei da Acção das Massas conduz a um valor muito elevado para Ka.
Logo a ionização do ácido é uma reacção muito extensa com um grau de
ionização (α) muito elevado.
α
Assim a reacção deve ser traduzida pelo seguinte esquema:
HNO3(aq) + H2O(l) H3O+(aq) + NO3–(aq)
Nota:
Grau de Ionização:
n.º de ⋅ moles ⋅ ionizadas
α=
n.º.de.moles.iniciais
A reacção inversa é muito pouco extensa, logo considera-se o anião NO3-
uma base muito fraca.
Se o valor de Ka(HA) é muito elevado ⇒ o valor de Kb(A-) é muito pequeno
No caso da reacção do ácido acético e a da água:
CH3COOH(aq) + H2O(l) H3O+(aq) + CH3COO–(aq)
Ka(CH3COOH) = 1,8 x 10-5 ( a 25ºC) ⇒ Ácido Fraco
Se um ácido é fraco, a sua base conjugada tem uma força relativa.
Podemos dizer que:
Kb(CH3COO–) > Kb(NO3-)
5
6. Química – 12º Ano EQ. ÁCIDO - BASE
No caso das bases:
B(aq) + H2O(l) HB+(aq) + OH–(aq)
sendo a constante de basicidade, Kb:
Kb =
[HB ] × [OH ]
+
e
−
e
[B]e
Exercício:
Qual o grau de ionização do ácido acético, numa solução 0,10 mol/dm3 a
25ºC?
Dado: Ka(CH3COOH) = 1,8 x 10-5 ( a 25ºC)
Resolução:
CH3COOH(aq) + H2O(l) H3O+(aq) + CH3COO–(aq)
[ ]in 0,10 0 0
[ ]eq 0,10 - x x x
=
[H O ] × [CH COO ]
+ −
−5 x2
⇒ 1,8 × 10 =
3 e 3 e
Ka
[CH 3COOH ]e 0,10 − x
como Ka é muito baixo, a reacção directa é pouco extensa, assim podemos
simplificar e considerar 0,1 – x ≈ 0,1
logo,
x2 = 0,10 x 1,8x10-5
x2 = 1,8x10-6
x = 1,34x10–3 mol/L ⇒ Com este valor deve-se corrigir a 1ª
aproximação
2
x
-5
1,8 x10 =
0,10 – 1,34x10-3
x = [H3O+] = [CH3COO-] = 1,3 x10-3 mol/L
Logo,
α = 1,3x10-3/0,10 = 1,3x10-2 ⇒ α = 1,3 %
O que significa que 98,7 % do ácido não sofre ionização.
6
7. Química – 12º Ano EQ. ÁCIDO - BASE
2. RELAÇÃO ENTRE Ka e Kb
Para um ácido de forma geral HA, temos:
HA(aq) + H2O(l) H3O+(aq) + A–(aq)
Ka =
[H O ] × [A ]
3
+
e
−
e
[HA]e
para a sua base conjugada A-, virá:
A-(aq) + H2O(l) HA(aq) + OH–(aq)
sendo a constante de basicidade, Kb:
=
[HA]e × [OH − ]e
Kb
[A ]−
e
então teremos:
Ka × Kb =
[H O ]× [A ] × [HA] × [OH ]
+ − −
[A ]
3
[HA] −
Simplificando
Ka x Kb = [H3O+].[OH-]
Kw = Ka x Kb
a 25ºC Kw = 1,0x10-14
Exercício:
Calcular o valor da constante de basicidade do ião acetato a 25ºC, sabendo
que Ka(CH3COOH) é 1,8 x 10-5, a essa temperatura.
Dado: Kw = 1,0x10-14, a 25ºC
Resolução:
Ka x Kb = Kw
Kb= 1,0x10-14/1,8x10-5
Kb = 5,(5)x10-10
7
8. Química – 12º Ano EQ. ÁCIDO - BASE
3. ÁCIDOS POLIPRÓTICOS
Alguns ácidos, como por exemplo o ácido sulfídrico (H2S), o ácido sulfúrico
(H2SO4) e o ácido fosfórico (H3PO4), têm a capacidade de ceder mais do
que um protão; H+.
H2A(aq) + H2O(l) H3O+(aq) + HA-(aq) Ka1
HA-(aq) + H2O(l) H3O+(aq) + A2-(aq) Ka2
sendo Ka1 > > > Ka2
Na maior parte dos ácidos polipróticos podemos desprezar a segunda
protólise, pois esta é muito pouco extensa.
É excepção o Ácido Sulfúrico:
H2SO4(aq) + H2O(l) H3O+(aq) + HSO4-(aq ) Ka1 muito elevada
HSO4-(aq) + H2O(l) H3O+(aq) + SO42-(aq) Ka2=1,2x10-2 (a 25ºC)
Neste caso a segunda protólise tem uma constante de equilíbrio superior a
muitos ácidos monopróticos.
Assim, em cálculos de pH é sempre de considerar a protólise do anião
hidrogenossulfato.
8
9. Química – 12º Ano EQ. ÁCIDO - BASE
CÁLCULOS DE pH
1. ACIDEZ E ALCALINIDADE DE SOLUÇÕES AQUOSAS – pH
Normalmente as concentrações do ião hidrónio, H3O+, ião indicativo da
acidez da solução, são valores extremamente pequenos.
[H3O+] = 10-x mol/L
O que não torna muito prático estabelecer uma escala com estes valores.
Sugeriu-se então aplicar a função logarítmica a estes valores.
Nota: Função logarítmica
Se,
log10x = Y ⇒ 10y = x
Propriedades dos logaritmos:
ü loga(x . y) = logax + logay
ü loga(x/y) = logax - logay
ü logaxp = p.logax
Introduziu-se o operador p
pX = - log10x
Assim,
pH = - log10[H3O+]
e
pOH = - log10[OH-]
9
10. Química – 12º Ano EQ. ÁCIDO - BASE
Na auto-ionização da água
H2O(l) + H2O(l) H3O+(aq) + OH–(aq)
sendo,
Ka x Kb = [H3O+].[OH-]
a 25ºC Kw = 1,0x10-14
logo para a água pura a 25ºC
[H3O+] = [OH-] = Kw = 1,0 × 10 −14 = 1,0 × 10 −7 mol ⋅ dm −3
assim,
pH = -log (10-7) = 7
pOH = -log (10-7) = 7
a 25ºC
pH + pOH = 14
ou
Kw = [H3O+].[OH-]
aplicando logaritmos
log (10-14) = log([H3O+].[OH-])
-14.(log10) = log [H3O+] + log [OH-]
x (-1)
14 = =- log [H3O+] - log [OH-]
14 = pH + pOH
c.q.d.
10
11. Química – 12º Ano EQ. ÁCIDO - BASE
2. pH DA ÁGUA A DIFERENTES TEMPERATURAS
Se,
H2O(l) + H2O(l) H3O+(aq) + OH–(aq) com ∆H > 0
(Reacção endotérmica)
significa que:
se T ↑ ⇒ Kw ↑
como
[H3O+] = Kw ∴ [H3O+] ↑ ⇒ pH ↓
Exemplo:
t = 10ºC ⇒ [H3O+]= Kw = 2,9 × 10 −15 ⇒ pH = 7,3
t = 25ºC ⇒ [H3O+]= Kw = 2,9 × 10 −15 ⇒ pH = 7,0
por outro lado se:
pKw = pH + pOH
e se
Kw = Ka x Kb
logo,
pKw = pKa + pKb
pKa + pKb = 14, a 25ºC
Escala de pH a 25ºC
Ácido Neutro Alcalino
[H3O+] > [OH-] [H3O+] = [OH-] [H3O+] < [OH-]
...3 7 13 . . .
11
12. Química – 12º Ano EQ. ÁCIDO - BASE
3. DETERMINAÇÃO EXPERIMENTAL DE pH
INDICADORES ÁCIDO-BASE
Como é sabido a cor de um composto orgânico depende dos comprimentos
de onda que este absorve (e transmite ou reflecte) e, estes dependem da
sua estrutura.
Assim, os indicadores são ácidos ou bases fracas, orgânicos, que, sofrendo
uma reacção de protólise, alteram a sua estrutura e mudam de cor.
Exemplo para um Indicador Ácido
HInd + H2O H3O+ + Ind–
cor 1 cor 2
A cor do indicador vai depender do sentido para o qual o equilíbrio é
deslocado.
Se adicionarmos um ácido:
[H3O+] ↑ evolui a reacção inversa ⇒ cor 1
Se adicionarmos uma base:
[H3O+] ↓ evolui a reacção directa ⇒ cor 2
HInd + H2O H3O+ + Ind–
K Ind =
[H O ] × [Ind ]
3
+
e
−
e
[HInd ]e
[H3O+] = KInd x [HInd]/[Ind-]
O olho humano, de um modo geral, consegue detectar uma alteração de cor
se, a concentração da espécie que confere uma cor, for no mínimo 10 vezes
superior à outra.
[HInd] > 10 x [Ind-] ⇒ cor 1
[HInd] < 10 x [Ind-] ⇒ cor 2
12
13. Química – 12º Ano EQ. ÁCIDO - BASE
Aplicando logaritmos:
[H3O+] = KInd x [HInd]/[Ind-]
-log
pH = pKind – log ([HInd]/[Ind-])
se
[HInd]/[Ind-] = 10 ⇒ pH = pKInd – 1
[HInd]/[Ind-] = 1/10 ⇒ pH = pKInd + 1
pH = pKInd ± 1
Este intervalo designa-se por Intervalo de Viragem do Indicador.
Fenolftaleína
No laboratório, usam-se vários corantes como
indicadores, como a fenolftaleína, que é incolor
em soluções com pH inferior a 8,3 e vermelha
(carmim) em soluções com pH superior a 10,0.
Na tabela apresentam-se os valores de pKind, cores e zonas de viragem
para alguns indicadores, em soluções aquosa com valores diferentes de pH.
INDICADOR pKIND Cor Zona de Cor
forma ácida Viragem forma alcalina
Azul de Timol 2,0 vermelho 1,2 – 2,8 amarelo
Vermelho de 5,1 vermelho 4,2 – 6,3 amarelo
metilo
Tornassol 6,4 vermelho 5,0 – 8,0 Azul
Azul de 6,9 amarelo 6,0 – 7,6 azul
bromotimol
Fenolftaleína 9,1 incolor 8,3 – 10,0 carmim
13
14. Química – 12º Ano EQ. ÁCIDO - BASE
4. CÁLCULO DE pH DE ÁCIDOS E BASES FORTES
ÁCIDO FORTE
Consideremos uma solução aquosa de ácido clorídrico, 010 mol/L a 25ºC.
Existem 2 equilíbrios:
(1) 2H2O(l) H3O+(aq) + OH–(aq)
(2) HCl(aq) + H2O(l) H3O+(aq) + Cl–(aq) Reacção muito extensa
[H3O+]total = [H3O+]1 + [H3O+]2
[H3O+]1 ≈ 1,0x10-7 mol/L
[H3O+]2 ≈ [HCl]
[H3O+]total ≈ [H3O+]2 = 0,10 mol/L
pH = -log (0,10) = 1,0
BASE FORTE
Para uma solução aquosa 0,10 mol/L de hidróxido de sódio a 25º C:
NaOH (aq) Na+(aq) + OH–(aq) Reacção muito extensa ,
quase completa
[OH–]total = [OH–]base + [OH–]água
[OH–]total ≈ [OH–]base = 0,10 mol/L
pOH = - log (0,10) = 1,0
pH = 14 – 1 = 13
14