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![K eq = [H3O+ ] [OH-]
Kw
(w – water)
Constante de equilíbrio da água =
constante do produto iônico
18](https://image.slidesharecdn.com/aula8acidos-131212161742-phpapp02/85/Aula8acidos-18-320.jpg)
![K w = [H3O+ ] [OH-] = 1,0 x 10-14 ( a 250C)
ACIDEZ e BASICIDADE dependem
basicamente do numero relativo de
íons H+ e OH- presentes em solução.
19](https://image.slidesharecdn.com/aula8acidos-131212161742-phpapp02/85/Aula8acidos-19-320.jpg)
![EM SOLUÇÕES NEUTRAS A CONCENTRAÇÃO DE
[ H+ ] = [ OH- ]
EM SOLUÇÕES ÁCIDAS A CONCENTRAÇÃO DE
[ H+ ] > [ OH- ]
EM SOLUÇÕES BÁSICAS A CONCENTRAÇÃO DE
[ OH- ] > [ H+ ]
20](https://image.slidesharecdn.com/aula8acidos-131212161742-phpapp02/85/Aula8acidos-20-320.jpg)
![A ESCALA DE pH
Como as soluções que empregamos comumente são
diluídas, sua concentração de íons de H+ é muito baixa.
Portanto, é mais adequado expressar a [H+] em
potências negativas de 10.
pH = - log [H+]
[H3O+] = [OH-] = 10-7 M
H2O pura
pH = pOH = 7
21](https://image.slidesharecdn.com/aula8acidos-131212161742-phpapp02/85/Aula8acidos-21-320.jpg)
![HCl 0,1 M → H+ ou H3O+ = 0,1M = 1x10-1
(H+ da auto-ionização da H2O é desprezível < que 10-7M
[ OH- ] =
10 -14
10 −14
= −1 = 10 −13 M
+
[ H 3O ] 10
(muito pequena)
pH = pKw – pOH = 14 – 13
pH = 1 solução ácida
23](https://image.slidesharecdn.com/aula8acidos-131212161742-phpapp02/85/Aula8acidos-23-320.jpg)
![Solução de NaOH 0,01M
[ H3O+] =
−14
Kw
10
−12
= −2 = 10 M
−
[OH ] 10
Muito pequena
pH = 12 solução básica
24](https://image.slidesharecdn.com/aula8acidos-131212161742-phpapp02/85/Aula8acidos-24-320.jpg)
![Solução Ácida [H+] > [OH-]; [H+] > 10-7M
pH < 7
Solução Básica [OH-] > [H+]; [OH-] < 10-7M
pH > 7
Solução Neutra [H+] = [OH-] = 10-7 M
pH = 7
25](https://image.slidesharecdn.com/aula8acidos-131212161742-phpapp02/85/Aula8acidos-25-320.jpg)
![EQUILÍBRIO - ÁCIDOS FRACOS
HA + H2O
H3O+ + A-
Ka = [H3O+][ A-]
MEDIDA DA
[HA]
FORÇA ÁCIDA
Ka HAc = 1,85 x 10-5
pKa = 4,75
Ka HCN = 4,8 x 10-10
pKa = 9,3
Ka HF = 6,8 x 10-4
pKa = 3,2
27](https://image.slidesharecdn.com/aula8acidos-131212161742-phpapp02/85/Aula8acidos-27-320.jpg)
![EQUILIBRIO - BASES FRACAS
NH3 (aq) + H2O (l)
Kb =
pKb =
[ NH4+ ] [OH-]
[ NH3]
NH4+ (aq) + OH- (aq)
= 1,85 X 10 -5
4,75
28](https://image.slidesharecdn.com/aula8acidos-131212161742-phpapp02/85/Aula8acidos-28-320.jpg)
![EQUILÍBRIO ÁCIDO-BASE
HBaq
H+(aq) + B-(aq)
onde [H+] = [B-] e [HB] = conc inicial HB – [H+]
+
−
[ H ][ B ]
Ka =
[ HB]
31](https://image.slidesharecdn.com/aula8acidos-131212161742-phpapp02/85/Aula8acidos-31-320.jpg)
![EXEMPLO: Ácido nicotínico C6H5O2N (Ka = 1,4 x 10-5)
determine a concentração de H+ em uma solução
preparada dissolvendo-se 0,10M de HNic, para formar 1
litro de solução e a % de dissociação do ácido
HNic ↔ H+(aq) + Nic-(aq)
0,10 – x
x
x
[ HNic ] = 0,10 – x ≈ 0,10
Ka = [ x2 ] / [HNic ]
então:
x2 = 1,4 x 10-1 → x = 1,2 x 10-3 M = [H+]
+
% dissociação =
H
×100 = 1,2%
HNic
32](https://image.slidesharecdn.com/aula8acidos-131212161742-phpapp02/85/Aula8acidos-32-320.jpg)
![INDICADORES – ÁCIDOS FRACOS
Moléculas de corantes → coloração depende da
concentração de [H3O+] ou [H+]aq da solução
HIn + H2O
H3O+ + In-
[ H 3O + ][ In − ]
KI =
[ HIn]
KI
[ In − ]
=
−
[ HIn ] [ H 3O + ]
33](https://image.slidesharecdn.com/aula8acidos-131212161742-phpapp02/85/Aula8acidos-33-320.jpg)
Carregado porJulyanne Rodrigues
Aula8acidos
1) Ácidos e bases podem ser definidos segundo as teorias de Arrhenius e Lowry-Bronsted. Arrhenius define ácidos como substâncias que produzem íons H+ em solução e bases como substâncias que produzem íons OH-. Lowry-Bronsted define ácidos e bases como substâncias capazes de doar ou receber prótons. 2) Ácidos e bases fortes ionizam completamente em solução aquosa, enquanto ácidos e bases fracas estabelecem equilíbrios químicos. A for
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- 3. Arrhenius- - só para soluçõesaquosas - ignora espécies diferentes de H + e OH- As propriedades ácidas das soluções estão relacionadas à presença de ions H+ As propriedades básicas estão relacionadas à presença de íons OH3
- 4. ARRHENIUS HCl (aq) H+ (aq)+ Cl- (aq) ácido NaOH (aq) Na+ (aq) + OH- (aq) base 4
- 5. A) SOLUÇÃO DE NaCl, HCl,NaOH eletrólitos B) SOLUÇÃO DE AÇÚCAR A B Não-eletrólito 5
- 6. ÁCIDO-BASE LOWRY-BRONSTED (L-B) TRANSFERÊNCIA DEH+ H+ + :OH2 H3O+ Íon hidrônio ou hidroxônio H+aq 6
- 7. FORMAÇÃO DO ÍONHIDRÔNIO H+ aq 7
- 8. REÇÃOES DE TRANSFERÊNCIADE PRÓTON REAÇÕES DE EQUILÍBRIO HCl (g) + H2O (I) ÁCIDO Doa um próton BASE Recebe um próton Cl-H + :NH3 Cl- (aq) + H3 O+ (aq) BASE ÁCIDO Recebe um próton Cl- + Doa um próton H NH3+ 8
- 9. NH3 (aq) +H2O (l) NH4+ (aq) + OH-(aq) NH3 é uma base de Arrhenius – gera íons OHé uma base de L-B – recebe um próton da água H2O é um ácido de L-B – doa um próton para a base 9
- 10. PARES CONJUGADOS-ÁCIDO-BASE CO3-2 +H2O base1 H2O ácido1 ácido2 + H2O base2 HSO4- + H2O ácido1 base2 HCO3- + OH- ácido1 H3O+ + base2 OH- ácido2 H3O+ ácido2 base1 + SO4base1 10
- 11.
- 12. Mais forte abase mais ela segura o próton Mais fraco é o ácido HAc + H2O Ác. Fraco H3O+ + Acbase forte Mais forte o ácido, mais fraca sua base conjugada Mais forte a base, mais fraco seu ácido conjugado 12
- 13. FORÇA RELATIVA DEELETRÓLITOS– IONIZAÇÃO de ÁCIDOS ELETRÓLITO FRACO ELETRÓLITO FORTE ELETRÓLITO MÉDIO 13
- 14. Eletrólitos Fortes (em água) HCl Haq+ + Br- aq HI Haq+ + I- aq HNO3 Haq+ + NO3- aq H2SO4 Haq+ + HSO4- aq HClO4 BASES FORTES Cl- aq HBr ÁCIDOS FORTES Haq+ + Haq+ + ClO4- aq NaOH Na+aq + OH- aq KOH K+ + OH- 14
- 15. ÁCIDOS FORTES ESTÃOCOMPLETAMENTE IONIZADOS EM ÁGUA HCl (aq) H+ (aq) + Cl- (aq) FORÇA X CONCENTRAÇÃO CRITIQUE A AFIRMAÇÃO: “Uma solução aquosa que contem 6 mol de HCl por litro é uma solução de ácido mais forte que uma que contem 1 mol de HCl por litro” 15
- 16. Eletrólitos Fracos (emágua) Ácidos e bases HC2H3O2 aq H+aq + C2H3O2- aq (HAcaq H+ + Ac- aq) ÁCIDO ACÉTICO NH4OHaq NH3 aq + H2O HIDRÓXIDO DE AMÔNIO 16
- 17. AUTO-IONIZAÇÃO DA ÁGUA PROPRIEDADEIMPORTANTE DA ÁGUA: AGIR COMO ÁCIDO E COMO BASE (L-B) H2O ácido1 + H2O base2 H3O+ ácido2 + OHbase1 AUTO-IONIZAÇÃO DA ÁGUA É UM PROCESSSO de EQUILÍBRIO 17
- 18. K eq =[H3O+ ] [OH-] Kw (w – water) Constante de equilíbrio da água = constante do produto iônico 18
- 19. K w =[H3O+ ] [OH-] = 1,0 x 10-14 ( a 250C) ACIDEZ e BASICIDADE dependem basicamente do numero relativo de íons H+ e OH- presentes em solução. 19
- 20. EM SOLUÇÕES NEUTRASA CONCENTRAÇÃO DE [ H+ ] = [ OH- ] EM SOLUÇÕES ÁCIDAS A CONCENTRAÇÃO DE [ H+ ] > [ OH- ] EM SOLUÇÕES BÁSICAS A CONCENTRAÇÃO DE [ OH- ] > [ H+ ] 20
- 21. A ESCALA DEpH Como as soluções que empregamos comumente são diluídas, sua concentração de íons de H+ é muito baixa. Portanto, é mais adequado expressar a [H+] em potências negativas de 10. pH = - log [H+] [H3O+] = [OH-] = 10-7 M H2O pura pH = pOH = 7 21
- 22.
- 23. HCl 0,1 M→ H+ ou H3O+ = 0,1M = 1x10-1 (H+ da auto-ionização da H2O é desprezível < que 10-7M [ OH- ] = 10 -14 10 −14 = −1 = 10 −13 M + [ H 3O ] 10 (muito pequena) pH = pKw – pOH = 14 – 13 pH = 1 solução ácida 23
- 24. Solução de NaOH0,01M [ H3O+] = −14 Kw 10 −12 = −2 = 10 M − [OH ] 10 Muito pequena pH = 12 solução básica 24
- 25. Solução Ácida [H+]> [OH-]; [H+] > 10-7M pH < 7 Solução Básica [OH-] > [H+]; [OH-] < 10-7M pH > 7 Solução Neutra [H+] = [OH-] = 10-7 M pH = 7 25
- 26.
- 27. EQUILÍBRIO - ÁCIDOSFRACOS HA + H2O H3O+ + A- Ka = [H3O+][ A-] MEDIDA DA [HA] FORÇA ÁCIDA Ka HAc = 1,85 x 10-5 pKa = 4,75 Ka HCN = 4,8 x 10-10 pKa = 9,3 Ka HF = 6,8 x 10-4 pKa = 3,2 27
- 28. EQUILIBRIO - BASESFRACAS NH3 (aq) + H2O (l) Kb = pKb = [ NH4+ ] [OH-] [ NH3] NH4+ (aq) + OH- (aq) = 1,85 X 10 -5 4,75 28
- 29. FORÇA X ELETRONEGATIVIDADE Ácido estrutura HClO Cl-O-H Cl3,2 7,53 HBrO Br-O-H Br 3,0 8,69 HIO I-OH eletronegatividade I 2,7 pKa A C I D E Z 10,64 29
- 30. FORÇA X NÚMERODE OXIDAÇÃO Ácido n. ox. Cl pKa HClO4 +7 forte HClO3 +5 forte HClO2 +3 2,00 HClO +1 A C I D E Z 7,53 OBS: maior o número de oxigênio ligado ao átomo central, maior o n.ox mais forte o ácido 30
- 31. EQUILÍBRIO ÁCIDO-BASE HBaq H+(aq) +B-(aq) onde [H+] = [B-] e [HB] = conc inicial HB – [H+] + − [ H ][ B ] Ka = [ HB] 31
- 32. EXEMPLO: Ácido nicotínicoC6H5O2N (Ka = 1,4 x 10-5) determine a concentração de H+ em uma solução preparada dissolvendo-se 0,10M de HNic, para formar 1 litro de solução e a % de dissociação do ácido HNic ↔ H+(aq) + Nic-(aq) 0,10 – x x x [ HNic ] = 0,10 – x ≈ 0,10 Ka = [ x2 ] / [HNic ] então: x2 = 1,4 x 10-1 → x = 1,2 x 10-3 M = [H+] + % dissociação = H ×100 = 1,2% HNic 32
- 33. INDICADORES – ÁCIDOSFRACOS Moléculas de corantes → coloração depende da concentração de [H3O+] ou [H+]aq da solução HIn + H2O H3O+ + In- [ H 3O + ][ In − ] KI = [ HIn] KI [ In − ] = − [ HIn ] [ H 3O + ] 33
- 34. UM INDICADOR: EQUILÍBRIOÁCIDO-BASE E CORES: 34
- 35. H3O+ ↑ HIn>> In- Vermelho H3O+ ↓ In- >> HIn Amarelo-alaranjado In − = 0,1 HIn − In =1 HIn vermelho Amareloalaranjado − In = 10 HIn Amarelo claro 35
- 36.
- 37. SAIS – CARÁTERÁCIDO OU BÁSICO HIDRÓLISE NaCN + H2O HCN + OH- + Na+ CN- + H2O HCN + OH- Ac- + H2O HAc Ânion + OH- solução básica NH4Cl + H2O NH4OH + H+ NH4 + + H2O NH3 Cátion + Cl- + H3O+ solução ácida 37
- 38. CONCLUSÃO: - ácidos ebases fortes em água ionizam completamente eletrólitos - ácidos e bases fracas geram um equilíbrio (constantes de equilíbrio) - A água age como ácido ou base de L-B (auto-ionização da água) - Indicadores são ácidos fracos – geram equilíbrio e cores - Sais sofrem hidrólise gerando soluções ácidas ou básicas 38