Post on 05-Jun-2018
Eletrólitos
Fortes Fracos
Ionizam/Dissociam completamente
Ionizam/Dissociam
parcialmente
Ex: HCl, NaNO3 Ex: HF, BaSO4
HCl(g) H+(aq) + Cl-(aq) H2O
Ionização
H-Cl
Ligação Covalente
Ruptura heterolíticaligação
H Cl
Solvatação
NaOH(s) Na+(aq) + OH-(aq) H2O
Dissociação
Ligação Iônica
Ruptura retículo cristalino
{Na+OH-}(s)
Solvatação
Na+(aq) + OH-(aq)
Amônia e o conceito de Arrhenius
NH3(g) NH4+(aq) + OH-(aq)
H2O
De onde vem o OH-???
Conceito de Bronsted-Lowry
Conceito de Bronsted-Lowry
NH3 + H2O →→→→ NH4+ + OH-
HCl + H2O →→→→ H3O+ + Cl-
Base
Base
Ácido
Ácido
Conceito de Bronsted-Lowry
Ácidos-Bases Fracos (eletrólitos fracos)
NH3 + H2O →→→→ NH4+ + OH-
Base Ácido
NH4+ + OH- →→→→ NH3 + H2O
Reação inversa
Ácido Base
NH3 + H2O ���� NH4+ + OH-
Base1 Ácido2 Base2Ácido1
Conceito de Bronsted-Lowry
Ácidos-Bases Conjugados:
NH3 – NH4+
H2O – OH-
Par conjugado 1
Par conjugado 2
HF + H2O ���� H3O+ + F-
Base1Ácido2Base2Ácido1
Conceito de Bronsted-Lowry
Ácidos-Bases Conjugados:
HF – F-
H2O - H3O+
Par conjugado 1
Par conjugado 2
NH3 + H2O →→→→ NH4+ + OH- HCl + H2O →→→→ H3O+ + Cl-
BaseBase ÁcidoÁcido
H2O
Propriedades Anfotéricas
AUTO-IONIZAÇÃO DA ÁGUA
H2O (l) + H2O (l) ���� H3O+ (aq) + OH- (aq)
2
2
3
][
]][[
OH
OHOHK
−+
=
]][[ 3
−+
= OHOHKW
H2O = Líquido puro (a=1) /concentração constante
forma simplificada
]][[ −+
= OHHKW
[H3O+] = [OH-]= 1,0x10-7 mol.L-1
KW= [H3O+][OH-]= 1,0x10-14 mol.L-1
25ºC
T (°C) KW
0 1.1x10-15
10 2.9x10-15
25 1.0x10-14
37* 2.4x10-14
45 4.0x10-14
60 9.6x10-14
Dissolução de Ácidos ou Bases Fortes e KW
Solução aquosa 0,05 M HNO3
[H3O+]= ?
[OH-]= ?
HNO3 + H2O →→→→ H3O+ + NO3-2 H2O ���� H3O+ + OH-
1x10-7 M 0,05 M
[H3O+]= 1x10-7 + 0,05≈≈≈≈ 0,05
KW= [H3O+][OH-]= 1,0x10-14 mol.L-1
KW= [0,05][OH-]= 1,0x10-14 mol.L-1
[OH-]= 2,0x10-13 mol.L-1
[OH-]> 1x10-7[H3O+] < 1x10-7[H3O
+] < [OH-]básica
[OH-]= 1x10-7[H3O+] = 1x10-7[H3O
+] = [OH-]neutra
[OH-]< 1x10-7[H3O+] > 1x10-7[H3O
+] > [OH-]ácida
25 ºCCondiçãoSolução
Classificação soluções ácido-base:
KW= [H3O+][OH-]= 1,0x10-14
-logKW= -log([H3O+][OH-])
-logKW= -log([H3O+] + (-log[OH-])
pKW= pH + pOH= 14,00
Solução 0,015 M Ca(OH)2
[H3O+]=? [OH-]=? pH=? pOH=?
Ca(OH)2 →→→→ Ca+2 + 2 OH-
[OH-]= 2x0,015= 0,030
pOH= -log[0,030]= -(-1,52)= 1,52
[H3O+][OH-]= 1,0x10-14
[H3O+][0,03]= 1,0x10-14
[H3O+]= 3,33x10-13 M
pH + pOH= 14,00
pH + 1,52= 14,00
pH= 12,48
[HCl]aq= 1,0x10-8 M
[H3O+]= 1,0x10-8 M pH= 8,0
????????
Achtung!!!
Attenzione!!!
Caution!!!
[] ácidos e bases fortes muito diluídos recaem ordem de grandeza [] iônica da auto-
ionização da água
2H2O ���� H3O+ + OH-
x x
HCl + H2O →→→→ H3O+ + Cl-
1,0x10-8 1,0x10-8
[H3O+][OH-]= 1,0x10-14
(x+1x10-8)x= 1,0x10-14
x2 + 1x10-8x= 1,0x10-14
x2 + 1x10-8x - 1,0x10-14= 0
x= 9,5x10-8
[H3O+]= 9,5x10-8 + 1,0x10-8= 1,05x10-7 M pH= 6,98
7,00 – 6,98= 0,02 (unidades de pH)
Ácidos
Quais são fortes?
HCl, HBr, HI, HNO3 HClO4 e H2SO4 (apenas 1ª ionização)
Bases
Quais são fortes?
Hidróxidos 1A: LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH
Hidróxidos 2A: Sr(OH)2 e Ba(OH)2
Ácidos Fracos:
Praticamente todos os demais inorgânicos e os carboxílicos.
H3C CH C
O
OHOH
COHO
OC
O
CH3
C
O
OH
C
F
F
F
Ac. Lático Ac. Acetilsalicílico
Exceções, pex:
Trifluor acético
Moderado
Compostos Orgânicos
Apenas ácidos carboxílicos são ácidos?
R-OH ���� R-O- + H+
Ou
R-OH + H2O ���� R-O- + H3O+
R-OH + OH- ���� R-O- + H2O
Alcóxido
Bases Fracas:
Praticamente todos os demais hidróxidos metálicos e as aminas.
N HH
H
N CH3H
H
NH2
amônia metil-amina anilina
Ka e Kb
HA(aq) + H2O(l) ���� H3O+(aq) + A-(aq)
][
]][[ 3
HA
AOHKa
−+
= pKa= -logKa
CH3COOH(aq) + H2O(l) ���� H3O+(aq) + CH3COO-(aq)
5
3
33 108,1][
]][[−
−+
== xCOOHCH
COOCHOHK
53 108,1][
]][[−
−+
== xHAc
AcOHK
B(aq) + H2O(l) ���� BH+(aq) + OH-(aq)
][
]][[
B
OHBHKb
−+
= pKb= -logKb
NH3(aq) + H2O(l) ���� NH4+(aq) + OH-(aq)
5
3
4 108,1][
]][[−
−+
== xNH
OHNHK
C
O
OH
C
H
H
HC
O
OH
C
H
H
C
H
H
H C
O
OH
H
Propanóico Acético Fórmico
Ka 1,3x10-5 1,8x10-5 1,8x10-4
pKa 4,89 4,74 3,74
Acidez Aumenta
pKa Diminui
Ácidos Polipróticos
H3PO4 + H2O ���� H3O+ + H2PO4- Ka1= 7,5x10-3
H2PO4- + H2O ���� H3O+ + HPO4
2- Ka2= 6,2x10-8
HPO42- + H2O ���� H3O+ + PO4
3- Ka3= 3,6x10-13
Bases “Polipróticas”
CO32- + H2O ���� HCO3
- + OH- Kb1= 2,1x10-4
HCO3- + H2O ���� H2CO3 + OH- Kb2= 2,4x10-8
pH de Soluções Salinas/Hidrólise/Solvólise
Ácido forte
HX + H2O ���� H3O+ + X-
KA>>1 KB<<1
X-: Base + Fraca (H2O)
HCl + H2O ���� H3O+ + Cl-
Base muito fraca
HA + H2O ���� H3O+ + A-
Ácido fraco KA<<1 KB>>1
A-: Base + forte
(H2O)
HAc + H2O ���� H3O+ + Ac-
Ac-: Base + forte
Ac- + H2O →→→→ HAc + OH-
Ac-(aq) + H2O →→→→ ???
Ácido fraco
KW= [H+][OH-]= [<1x10-7][>1x10-7]
pH>7 pOH<7
NaAc(aq)
pH de Soluções Salinas/Hidrólise/Solvólise
NH3 + H2O ���� NH4+ + OH-
Base fraca KB<<1 KA>>1
NH4+: Ácido + forte
(H2O)
NH4Cl(aq) →→→→ NH4+(aq) + Cl-(aq)
NH4+ + H2O →→→→ H3O+ + NH3
Base fraca
KW= [H+][OH-]= [>1x10-7][<1x10-7]
pH<7 pOH>7
pH de Soluções Salinas/Hidrólise/Solvólise
E o que ocorre com NH4Ac???????
NH4+ + H2O →→→→ H3O+ + NH3
Ac- + H2O →→→→ HAc + OH-
pH depende dos valores de KA e KB
pH de Soluções Salinas/Hidrólise/Solvólise
Hidrólise Íons Metálicos
Geralmente íons metais de transição
Veremos isso em íons complexos!!!!!!!!
Relacionando KA com KB da base conjugada
HCN + H2O ���� H3O+ + CN-
Base conjugada
CN- + H2O ���� HCN + OH-
][
]][[ 3
HCN
CNOHK A
−+
=
][
]][[−
−
=−
CN
HCNOHK
CN
B
][
]][[]][[ 3
−
−−+
=−
CN
HCNOHx
HCN
CNOHxKK
CN
BA
W
CN
BA KOHOHxKK ==−+
−
]][[ 3
Reações Ácido Base
1) Ácido Forte + Base Forte
H3O+ + OH- + Na+ + Cl- →→→→ 2 H2O + Na+ + Cl-
H3O+ + OH- ���� 2 H2O
pH = pOH = 7
Solução Neutra
K= KW-1= 1,0x1014
H3O+ + OH- →→→→ 2 H2ODeslocamento
Deslocamento
2) Ácido Fraco + Base Forte
HCO2H + OH- ���� H2O + HCO2-
OH- base muito + forte que HCO2-
Quantidades estequiométricas:
Resta: HCO2-
pH básico: depende KB HCO2-
HCO2- + H2O ���� HCO2H + OH-
Deslocamento
3) Ácido Forte + Base Fraca
H3O+ + NH3 ���� H2O + NH4+
H3O+ ácido muito + forte que NH4+
Quantidades estequiométricas:
Resta: NH4+
pH ácido: depende KA NH4+
NH4+ + H2O ���� NH3 + H3O+
Deslocamento
4) Ácido Fraco + Base Fraca
HAc + NH3 ���� NH4+ + Ac-
HAc ácido muito + forte NH4+
NH3 base muito + forte Ac-Deslocamento
Quantidades estequiométricas:
Resta: NH4+ e Ac-
pH depende:
KA NH4+
NH4+ + H2O ���� NH3 + H3O+
KB Ac-
Ac- + H2O ���� HAc + OH-
Cálculo [ ]EQ Ácido Fraco:
HAc 0,100 M (KA= 1,8x10-5)
HAc + H2O ���� H3O+ + Ac-
In 0,1000 -- ---
-x +x +x
Eq: 0,100-x +x +x
52
3 108,1100,0)100,0(
))((
][
]][[−
−+
=
−
=
−
== xx
x
x
xx
HAc
AcOHK A
Supondo x<<<0,10 0,10-x= 0,10
52
108,1100,0
−
= xx
Para: 0,100-0,0013= 0,0987≈≈≈≈ 0,099 ≈≈≈≈ 0,100
Mxxxxx3562 103,1108,1108,1 −−−
====
E se a concentração inicial de HAc fosse 0,00250 M?????
Efeito do Íon Comum
HAc + H2O ���� H3O+ + Ac-
Princípio de Le Chatelier aplicado soluções iônicas
+Ac-
Solução 0,10M HAc + 0,10M NaAc
HAc + H2O ���� H3O+ + Ac-
In 0,10 -- ---
-x +x +x
Eq: 0,10-x +x 0,10+x
53 108,1)100,0(
)10,0)((
][
]][[−
−+
==
−
+== xx
x
xx
HAc
AcOHK A
[H3O+]= 1,8x10-5 M
[Ac-]= 0,10 M
Tampão
1) Componente que
neutralize ácidos2) Componente que
neutralize bases
Os componentes entre si não podem se neutralizar
HAcAc-
Tampão
� Um ácido fraco e sua base conjugada
� Uma base fraca e seu ácido conjugado
Ac- HAcOH-
Ac- HAc
H+
pH de soluções tampão
HA + H2O ���� H3O+ + A-
][
]][[ 3
HA
AOHKa
−+
=
][
][log]log[log
][
][][
3
3
HA
AOHK
HA
AxOHK
A
A
−
+
−
+
−−=−
=
pKA pH
][
][log
][
][log
HA
ApKpH
HA
ApHpK
A
A
−
−
+=
−=
Equação de Henderson-Hasselbach
[Ácido]gada][BaseConju
log+= ApKpH
Sistema HAc/Ac-
pKAHAc
[Ac-] do sal
[HAc]
Sistema NH3/NH4+
pKANH4+
[NH3] da base conjugada
[NH4+] do sal
HIn + H2O ���� H3O+ + In-
Cor 1 Cor 2
][][
][
3
+
−
=
OH
K
HIn
In A
[In-]/[HIn]≥≥≥≥ 10
[In-]/[HIn] ≤≤≤≤ 10
Cor 2
Cor 1