Aula8acidos
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1
ÁCIDOS E BASES
PROPRIEDADES
2
Ácido: acidus (latim) = azedoÁlcali: alkali (árabe) = cinzas de uma planta, árabe
Arrhenius – 1884 → eletrólitos
Ácido → produz H+ em solução Base → produz OH- em solução
H+ + OH- → H2O ∆Hneut = -55,9 kJ/mol
3
Arrhenius-
- só para soluções aquosas- 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 OH-
4
ARRHENIUS
HCl (aq) H+ (aq) + Cl- (aq)
NaOH (aq) Na+ (aq) + OH- (aq)
ácido
base
5A B
A)
SOLUÇÃO DE NaCl, HCl, NaOH
eletrólitos
B)
SOLUÇÃO DE AÇÚCAR
Não-eletrólito
6
ÁCIDO-BASE LOWRY-BRONSTED (L-B)
TRANSFERÊNCIA DE H+
H+ + :OH2 H3O+
Íon hidrônio ou hidroxônio
H+aq
7
FORMAÇÃO DO ÍON HIDRÔNIO
H+aq
8
REÇÃOES DE TRANSFERÊNCIA DE PRÓTONREAÇÕES DE EQUILÍBRIO
HCl (g) + H2O (I) Cl- (aq) + H3 O+ (aq)
BASE ÁCIDOÁCIDO BASE
Doa um próton Recebe um próton Recebe um próton Doa um próton
Cl-H + :NH3 Cl- + H NH3+
9
NH3 (aq) + H2O (l) NH4+ (aq) + OH-(aq)
NH3 é uma base de Arrhenius – gera íons OH-
é uma base de L-B – recebe um próton da água
H2O é um ácido de L-B – doa um próton para a base
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PARES CONJUGADOS-ÁCIDO-BASE
CO3-2 + H2O HCO3
- + OH-
base1 ácido2 ácido1 base2
H2O + H2O H3O+ + OH-
ácido1 base2 ácido2 base1
HSO4- + H2O H3O+ + SO4
-
ácido1 base2 ácido2 base1
11
Pares conjugados ácido-base
ácido ácidobase base
12
Mais forte a base mais ela segura o próton Mais fraco é o ácido
HAc + H2O H3O+ + Ac-
Ác. Fraco base forte
Mais forte o ácido, mais fraca sua base conjugada
Mais forte a base, mais fraco seu ácido conjugado
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FORÇA RELATIVA DE ELETRÓLITOS–
IONIZAÇÃO de ÁCIDOS
ELETRÓLITO FRACO
ELETRÓLITO FORTE
ELETRÓLITO MÉDIO
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Eletrólitos Fortes ( em água)
HCl Haq+ + Cl- aq
HBr Haq+ + Br- aq
HI Haq+ + I- aq
HNO3 Haq+ + NO3
-aq
H2SO4 Haq+ + HSO4
-aq
HClO4 Haq+ + ClO4
-aq
NaOH Na+aq + OH-
aq
KOH K+ + OH-
ÁCIDOS FORTES
BASES FORTES
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ÁCIDOS FORTES ESTÃO COMPLETAMENTEIONIZADOS 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”
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Eletrólitos Fracos (em água)Ácidos e bases
HC2H3O2 aq H+aq + C2H3O2
-aq (HAcaq H+ + Ac-
aq)
ÁCIDO ACÉTICO
NH4OHaq NH3 aq + H2O
HIDRÓXIDO DE AMÔNIO
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AUTO-IONIZAÇÃO DA ÁGUA
PROPRIEDADE IMPORTANTE DA ÁGUA: AGIR COMO ÁCIDO E COMO BASE (L-B)
H2O + H2O H3O+ + OH-
ácido1 base2 ácido2 base1
AUTO-IONIZAÇÃO DA ÁGUA É UM PROCESSSO de EQUILÍBRIO
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K eq = [H3O+ ] [OH-]
K w (w – water)
Constante de equilíbrio da água = constante do produto iônico
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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.
20
EM SOLUÇÕES NEUTRAS A CONCENTRAÇÃO DE
[ H+ ] = [ OH- ]
EM SOLUÇÕES ÁCIDAS A CONCENTRAÇÃO DE
[ H+ ] > [ OH- ]
EM SOLUÇÕES BÁSICAS A CONCENTRAÇÃO DE
[ OH- ] > [ H+ ]
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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
22
23
HCl 0,1 M → H+ ou H3O+ = 0,1M = 1x10-1
(H+ da auto-ionização da H2O é desprezível < que 10-7M
MOH
131
14
3
-14
101010
][10 −
−
−
+ ==[ OH- ] =
(muito pequena)
pH = pKw – pOH = 14 – 13
pH = 1 solução ácida
24
Solução de NaOH 0,01M
MOHKw 12
2
14
101010
][−
−
−
− ==[ H3O+] =
Muito pequena
pH = 12 solução básica
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
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No cotidiano
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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
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EQUILIBRIO - BASES FRACAS
NH3 (aq) + H2O (l) NH4+ (aq) + OH- (aq)
[ NH4+ ] [OH-]
[ NH3]Kb = = 1,85 X 10 -5
pKb = 4,75
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FORÇA X ELETRONEGATIVIDADE
Ácido estrutura eletronegatividade pKa
HClO Cl-O-H Cl 3,2 7,53
HBrO Br-O-H Br 3,0 8,69
HIO I-OH I 2,7 10,64
ACIDEZ
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FORÇA X NÚMERO DE OXIDAÇÃO
Ácido n. ox. Cl pKa
HClO4 +7 forte
HClO3 +5 forte
HClO2 +3 2,00
HClO +1 7,53
ACIDEZ
OBS: maior o número de oxigênio ligado ao átomo central,
maior o n.ox mais forte o ácido
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EQUILÍBRIO ÁCIDO-BASE
HBaq H+(aq) + B-
(aq)
onde [H+] = [B-] e [HB] = conc inicial HB – [H+]
][]][[
HBBHKa
−+
=
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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 = %2,1100 =×+
HNicH
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INDICADORES – ÁCIDOS FRACOS
][]][[ 3
HInInOHKI
−+
=
Moléculas de corantes → coloração depende da concentração de [H3O+] ou [H+]aq da solução
HIn + H2O H3O+ + In-
][][][
3+−
−
=OHK
HInIn I
34
UM INDICADOR: EQUILÍBRIO ÁCIDO-BASE E CORES:
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H3O+ ↑ HIn >> In- VermelhoH3O+ ↓ In- >> HIn Amarelo-alaranjado
1,0=−
HInIn
vermelho
1=−
HInIn Amarelo-
alaranjado
10=−
HInIn
Amarelo claro
36
37
SAIS – CARÁTER ÁCIDO OU BÁSICOHIDRÓLISE
NaCN + H2O HCN + OH- + Na+
CN- + H2O HCN + OH-
Ac- + H2O HAc + OH-
Ânion solução básica
NH4Cl + H2O NH4OH + H+ + Cl-
NH4+ + H2O NH3 + H3O+
Cátion solução ácida
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CONCLUSÃO:
- ácidos e bases 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