Maio de 2015Iporá - Goiás

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Importância:

Àcidos e Bases são os tipos de substâncias maistrabalhadas em laboratórios;

Os cálculos estequiométricos envolvidos no preparode soluções ácidas e básicas apresentam-sefundamentais ás práticas laboratoriais.

As reações entre ácidos e bases e ocomportamento dessas substâncias em soluçõesaquosas apresentam características similares

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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)

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Solutos que formam íonsquando dissolvidos emágua (ou em outrossolventes) e são capazesde conduzir eletricidade.

Ácido Base Sal Água

Arrhenius (1884):

Um ácido é um um composto que reage emmeioaquoso produzindo íons hidrônio;

HCl (g) + H2O (l) → H3O +(aq) + Cl – (aq)

(ácido)

Uma base é um um composto que reage em meioaquoso e produz íons hidroxila;

NH3 (aq) + H2O (l) → NH4+

(aq) + OH -(aq)

(base)

Limitação para a química orgânica: restrita ao meio aquoso

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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)

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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 umabase, o ácido é convertido na sua base conjugada;

Quando uma base recebe um próton de um ácido, abase é convertida em ácido conjugado;

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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)

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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

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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)

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Importante!!!

Espécies anfipróticas: possuempropriedades ácidas e básicas

Força de ácidos e bases:

Ácidos fortes são aqueles que em determinadasolução apresentam-se completamentedesprotonados;

Bases fortes são aquelas que em determinadasolução apresentam-se completamente protonados;

Eletrólitos fortes em solução aquosa

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Ácidos fracos são aqueles que em determinadasolução apresentam-se parcialmente desprotonadosou não protonados;

Bases fracas são aquelas que em determinadasolução apresentam-se parcialmente protonados;

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Fonte:http://www.educacional.com.br/login/acessorestrito.asp?restr=0&URL=http://blog.educacional.com.br/blog_quimica/tag/eletronegatividade

Ácidos binários:

Efeito dominante para ácidos do mesmo período:Quanto mais polar for a ligação H-A; mais forte será oácido e a sua capacidade de transferência do prótonpara uma molécula de água

H-F (0,8 eV) > H-N (1,8 eV)

Efeito dominante para ácidos do mesmo grupo: Quantomais fraca for a ligação H-A, mais forte é o ácido

H-I > H-Br > H-Cl > H-F

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Oxoácidos:

Efeito dominante para ácidos com o mesmo númerode oxigênios: Quanto maior a eletronegatividade doátomo central, maior a força do ácido.

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Oxoácidos:

Efeito dominante para ácidos com mais de umoxigênio: Quanto maior o número de oxigêniosligados ao átomo central, mais forte será o ácido.

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Ácidos orgânicos:

Efeito dominante para ácidos orgânicos: a força deum ácido orgânico depende da quantidade deoxigênio ligados diretamente ao carbono e tambémda quantidade de átomos com altaeletronegatividade na estrutura.

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Exercícios: Diga, a partir das suas estruturas, qual dosácidos é mais forte.

a) H2S e H2Se O H2Se é o mais forte, porque o Se apresenta menor eletronegatividade, econsequentemente, o próton será liberado mais facilmente.

b) H2SO3 e H2SO4

O H2SO4 será o ácido mais forte, porque apresenta um maior número deoxigênios ligados ao átomo central, atraindo a nuvem eletrônica maisfortemente 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 maioreletronegatividade atraindo mais fortemente a nuvem de elétrons epolarizando mais fortemente e polarizando o hidrogênio presente nogrupamento –OH.

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Ácidos orgânicos:

Efeito dominante para ácidos orgânicos: a força deum ácido orgânico depende da quantidade deoxigênio ligados diretamente ao carbono e tambémda quantidade de átomos com altaeletronegatividade na estrutura.

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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)

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Uma base de Bronsted-Lowry serátambém uma base de Lewis,entretanto, um ácido de Bronsted-Lowry nem sempre será um ácido deLewis, pois um ácido de Lewis nãoprecisa de um átomo de H+

Lewis (1916):

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Lewis (1916):

Quem é o ácido e a base de Lewis?

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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+]

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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+] =

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Escala de pOH:

Expressa quantitativamente a concentração(molaridade) de íons OH- em uma solução;

pOH = - log [ OH-]

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Autoprotólise da água:

A água se ioniza segundo a seguinte expressão:

Assim, o Ki para esse equilíbrio será:

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OHOHOH 2 32

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:

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]][OHO[HKwO]Ki.[H 32

]][OHO[HKwmol.L 55,6 .10 x 1,82 3

-116-

]][OHO[HKw10 x 1,00 3

-14

pKw

pKw = - log Kw = -log 1,00 x 10-14 = 14,

Logo, pKw = pH + pOH

-log Kw =-log [H3O+] + -log [OH-]

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]][OHO[HKw10 x 1,00 3

-14

]][OHO[H10 x 1,00 3

-14

x][OH]O[H3

x10 x 1,00 -14

x10 x 1,00 -7

Exercício:

Estime a pH de íons H3O+ em uma solução cujamolaridade 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

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Exercício:

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Indicadores Àcido-Base: São normalmente substâncias orgânicas de caráter ácido muito fraco,

caráter básico muito fraco ou ainda caráter anfótero, que possuem apropriedade 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)

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Fonte: Wikipédia

Constantes de dissociação Ácido-Base:

Quando um ácido ou uma base fraca se dissolvemem água, ocorre uma dissociação parcial:

HF + H2O → H3O+ + F-

NH3 + H2O → NH4+ + OH -

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[HF]

]][FO[HKa

3

][NH

]][OH[NHKb

3

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Os valores de pKa correpondem ao logaritmo inverso dovalor de Ka. Isso significa que quanto maior o valor deKa, mais ácido é o composto estudado em solução aquosae menor será o seu valor de pKa. De forma similarocorre para os valores de dissociação de bases.

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logKapKa Kb logpKb

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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-

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ClCH2CO2H H3O+ ClCH2CO2

-

Inicialmente 0,22 0 0

Durante -x +x +x

Final 0,22-x x x

x]-[0,22

][x1,4x10

23 2107,1 xx

77,1pH

pH de soluções de Ácidos e Bases fracos:

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