reconhecimento da ocorrência de uma reação química (saída de gás; mudança de cor; variação de temperatura; formação de compostos pouco solúveis e de compostos pouco dissociados);
ObservaçãoObservação
Reações em soluçãoReações em solução
Casa: Cozinhando: - fermento (NaHCO3) (base)
- vinagre (HOAc) (ácido)
Limpeza: - ajax (NH3) (base)
Frutas: Limão; laranja (ácidos)
Solo: adição de Ca(OH)2/CaCO3 (base)
Automóvel: bateria = ácido sulfúrico
Medicina : antiácidos: Mg(OH)2 e NaHCO3 (base)
Grupo de SubstânciasGrupo de Substâncias
Friendrich Kohrausch (1840-1910) Friendrich Kohrausch (1840-1910)
a auto- ionização da água pura produz concentração muito baixa de íons H3O+ e OH-
HH22O + HO + H22O HO H33OO++(aq) + OH(aq) + OH--
(aq)(aq)
K =K = [H[H33OO++]][OH[OH--]]
[H[H22O] O] 22
KK [H[H22O] O] 22 = = [H[H33OO++]] [OH[OH--]]
KKww = = [H[H33OO++]] [OH[OH--]]constante de constante de
ionização da águaionização da água[H[H22O] = 55,5 O] = 55,5
mol/L mol/L constante (25 constante (25
ºC)ºC)
Reação de auto-ionização da águaReação de auto-ionização da água
HH22O + HO + H22O HO H33OO++(aq) + OH(aq) + OH--
(aq)(aq)Medida de condutividade elétrica: Medida de condutividade elétrica:
[H[H33OO++] =] =[OH[OH--] = 1,0 x 10] = 1,0 x 10-7-7 mol/L 25 ºC mol/L 25 ºC
KKww = 1,0 x 10 = 1,0 x 10-14 -14 25 ºC25 ºC constante de ionização da constante de ionização da
águaágua
Reação de auto-ionização da águaReação de auto-ionização da água
KKww = = [H[H33OO++]][OH[OH--]]
= (1,0 x 10= (1,0 x 10-7-7) (1,0 x ) (1,0 x 1010-7-7) ) = 1,0 x 10= 1,0 x 10-14-14
Para soluções aquosas, 25 ºC:Para soluções aquosas, 25 ºC:
Solução neutra: [HSolução neutra: [H33OO++] = [OH] = [OH--] ] [H[H33OO++] = [OH] = [OH--] = 1,0 x 10] = 1,0 x 10-7-7 mol/L mol/L
Solução ácida: [HSolução ácida: [H33OO++] > [OH] > [OH--] ] [H[H33OO++] > 1,0 x 10] > 1,0 x 10-7-7 mol/L e mol/L e
[OH[OH--] < 1,0 x 10] < 1,0 x 10-7-7 mol/L mol/L
Solução básica: [HSolução básica: [H33OO++] < [OH] < [OH--] ] [H[H33OO++] < 1,0 x 10] < 1,0 x 10-7-7 mol/L e mol/L e
[OH[OH--] > 1,0 x 10] > 1,0 x 10-7-7 mol/L mol/L
Equilíbrio Ácido-BaseEquilíbrio Ácido-Base
Ácidos e Bases: Uma breve Ácidos e Bases: Uma breve revisãorevisão
Arrhenius:Arrhenius: ácidos aumentam a [H+] e bases aumentam a [OH-] em uma solução aquosa.
Arrhenius: ácido + base sal + água.Problema: a definição se aplica a soluções aquosas.
ÁcidosÁcidos = substâncias que produzem íons H3O+ (H+), quando dissolvidos em água
BasesBases = substâncias que produzem íons OH-, ao serem dissolvidos em água
Ácido: gosto azedo e causa mudança de cor em pigmentos. Bases: gosto amargo e sensação
escorregadia.
HCl(aq) + HHCl(aq) + H22O(aq) HO(aq) H33OO++(aq) + Cl(aq) + Cl--
(aq)(aq)HCl em água= ácido forte (100% dissociado)
ArrheniusArrhenius
NaOH(aq) + HNaOH(aq) + H22O(aq) NaO(aq) Na++(aq) + OH(aq) + OH--
(aq)(aq)
NaOH em água= base forte (100% dissociada)
Ácidos e Bases - ExemplosÁcidos e Bases - Exemplos
Ácidos e Bases - Ácidos e Bases - ArrheniusArrhenius
Clusters H5O2+
• Em água, H+(aq) forma clusters.
• O cluster mais simples H3O+(aq).
• Usa-se ou H+(aq) ou H3O+(aq).
O íon HO íon H++ em água em água
Clusters H9O4
+
Reações de transferência de HReações de transferência de H++
Brønsted-Lowry: ácido doa HBrønsted-Lowry: ácido doa H++ e base e base aceita Haceita H++..Base de Brønsted-Lowry não necessita conter OH-.
Ácidos e Bases - Brønsted-Ácidos e Bases - Brønsted-LowryLowry
exemplo: HCl(aq) + H2O(l) H3O+(aq) + Cl-
(aq)
HCl doa um próton a água. Portanto, HCl é um ácido. H2O aceita um próton do HCl. Portanto, H2O é uma base.
Água = comportamento de ácido ou de base.
Substâncias Anfóteras = comportamento como ácidos ou como bases.
Conceito de Bronsted-LowryConceito de Bronsted-Lowry: conceito de pares conjugados (mais abrangente e pode ser aplicado a outros solventes, além da água).
Equilíbrio da águaEquilíbrio da água
HH22O + HO + H22O HO H33OO++(aq) + OH(aq) + OH--
(aq)(aq)espécie que doa
H+
(ácido (ácido 1)1)
espécie receptora
de prótons(base 2)(base 2)
derivado da base
2(ácido 2)(ácido 2)
derivado do ácido
1(base 1)(base 1)
Ácido:Ácido: doadores de prótons: > a concentração de íons [H3O+], acima do valor determinado pela auto dissociação da águaBase:Base: receptores de prótons: < a concentração de íons [H3O+], qualquer substância que forneça OH- (é uma base); retira H+ com formação de água
Ácidos e Bases - Brønsted-Ácidos e Bases - Brønsted-LowryLowry
Outros Outros solventessolventes
Bronsted-LowryBronsted-Lowry
NHNH33(aq) + NH(aq) + NH33(aq) NH(aq) NH44++(aq) + NH(aq) + NH22
--(aq)(aq)
espécie que doa
H+
(ácido (ácido 1)1)
espécie receptor
a de prótons(base 2)(base 2)
derivado da base
2(ácido 2)(ácido 2)
derivado do ácido
1(base 1)(base 1)
equilíbrio deslocadoequilíbrio deslocado
NHNH22-- é uma base mais forte que é uma base mais forte que
NHNH33
Ácidos e Bases - Brønsted-Ácidos e Bases - Brønsted-LowryLowry
Conceito de Lewis:Conceito de Lewis:
HH++(aq) + :OH(aq) + :OH--(aq) H(aq) H22OO
ácido de Lewis: ácido de Lewis: aceptor pares de aceptor pares de
elétronselétrons
base de Lewis: base de Lewis: doador de pares doador de pares
de elétronsde elétrons
Ácidos e Bases - LewisÁcidos e Bases - Lewis
• Ácido de Brønsted-Lowry = doador de próton.• Focalizando nos elétrons: ácido de Lewis = aceptor de par de elétrons.
Ácidos e Bases - Ácidos e Bases - LewisLewis
• ácidos e bases de Lewis não ácidos e bases de Lewis não necessitam conter prótons. necessitam conter prótons.
ácido de Lewis: ácido de Lewis: recebe pares de recebe pares de
elétronselétrons
base de Lewis: base de Lewis: doa pares de doa pares de
elétronselétrons
Exemplo Exemplo 1:1:
todos os íons metálicos = ácidos de Lewis (diferente afinidade por ligante) e os ligantes = bases de Lewis
FeFe3+3+(aq) + SCN(aq) + SCN--(aq) [FeSCN](aq) [FeSCN]2+2+
((aq)aq)
Exemplo 2:Exemplo 2:
base de Lewisbase de Lewis ácido de Lewisácido de Lewis
HH33N + BFN + BF33 HH33N:BFN:BF33
Ácidos e BasesÁcidos e Bases
Ácido BaseÁcido Base
LewisLewis
Produzem íons H3O+ (H+)
= dissolvidos em H2O
Produzem íons OH-
= dissolvidos em H2O
BronsteBronsted - d -
LowryLowry
H+(aq) + :OH-(aq) H2O
Doa pares
de elétrons
Aceita pares de elétrons
ArrheniusArrhenius
Aceita um próton [H+]
=[H3O+]
H2O + H2O H3O+(aq) + OH-
(aq)a1a1
a2a2b2b2b1b1
Doa próton [H+] =[H3O+]
Reações opostas e competitivas entre ácidos e bases: temos duas bases competindo pelo mesmo próton: HOH e Cl-: a água tem maior afinidade pelo próton que o Cl- (a água é uma base a água é uma base mais forte que o Clmais forte que o Cl--);); HCl é melhor doador de prótons que o íon H3O+ (HCl = HCl = ácido forte, 100% dissociadoácido forte, 100% dissociado)
equilíbrio deslocadoequilíbrio deslocado
espécie que doa
H+
(ácido (ácido 1)1)
espécie receptor
a de prótons(base 2)(base 2)
derivado da
base 2(ácido (ácido
2)2)
derivado do ácido 1(base 1)(base 1)
HCl(aq) + HHCl(aq) + H22O(aq) HO(aq) H33OO++(aq) + Cl(aq) + Cl--
(aq)(aq)
Ácidos e Bases - Brønsted-Ácidos e Bases - Brønsted-LowryLowry
Ácidos e Bases - Brønsted-Ácidos e Bases - Brønsted-LowryLowry
HCl(aq) + H2O(l) H3O+(aq) + Cl-(aq)
HCl doa um próton a águaHCl = ácido conjugados 1
H2O aceita um próton do HCl
H2O = base conjugada 2
Cl- = base conjugada 1 H3O+ = ácido conjugado 2
Pares de Ácido-Base ConjugadosPares de Ácido-Base ConjugadosProduto do ácido após a doação do próton = base conjugadabase conjugada.Produto da base após aceitar o próton = ácido conjugadoácido conjugado.
HA(aq) + H2O(l) H3O+(aq) + A-(aq)
Ácidos e Bases - Brønsted-Ácidos e Bases - Brønsted-LowryLowry
HA (ácido) perde seu próton = convertido em A- (base). Portanto, HA e A- são pares ácido-base conjugados.
H2O (base) ganha próton = convertido em H3O+ (ácido). Portanto, H2O e H3O+ são pares ácido-base conjugados.
100% ionizado em H2O fo
rte
Ácido Base
insig
nific
ante
insig
nific
ante
fort
e
100% protonado
em H2O
fraco
fraco
Aum
ento
da
forç
a ác
ida
Aum
ento
da
forç
a bá
sica
As concentrações de íons H3O+ (H+) em solução são freqüentemente muito pequenas: trabalha – se com soluções diluídas.
Exemplo: [HExemplo: [H++] na solução saturada de CO] na solução saturada de CO22 = 1,2 x10= 1,2 x10-4-4 mol/L mol/L
Concentração de íons H+ = expressa em termos do negativo do logaritmo decimal de sua concentração(mol/L) = pH
pH = - log[HpH = - log[H++]]
pH (solução de CO2) = - log (1,2 x10-4) = 3,92
Água neutra: [HÁgua neutra: [H33OO++] = [OH] = [OH--] ] [H[H33OO++] = [OH] = [OH--] = 1,0 x 10] = 1,0 x 10-7-7 mol/L mol/L
pH = - log(1,0 x 10pH = - log(1,0 x 10-7-7) = 7) = 7
Escala de pHEscala de pH
Escala de pHEscala de pH
pH = - log[HpH = - log[H++] = - log[H] = - log[H33OO++] e ] e
pOH = - log[OHpOH = - log[OH--]]
Na água neutra a 25 C:
[H[H++] = [OH] = [OH--] = 1,0 x 10] = 1,0 x 10-7-7
pH = pOH = 7,0 (meio neutro)pH = pOH = 7,0 (meio neutro)
Em soluções ácidas:
[H[H++] > 1.0 ] > 1.0 10 10-7-7; pH < 7,0.; pH < 7,0.
Em soluções básicas:
[H[H++] < 1.0 ] < 1.0 10 10-7-7; pH > 7,0.; pH > 7,0.
Quanto > o pH, mais básica é a
solução.
Escala de pHEscala de pH
amônia
suco de limãovinagre
vinhotomate
café preto
leitesalivachuva
leite de magnésia
suco gástrico
bórax
água do marsangue, lágrimas
NaOH, 0,1mol/L
mai
s ác
ido
mai
s bá
sico
Medida de Medida de pH ?pH ?
• Método mais preciso de se medir o pH Método mais preciso de se medir o pH = pH metro ; escala em unidades de pH: = pH metro ; escala em unidades de pH: eletrodo de vidro combinado (ECS)eletrodo de vidro combinado (ECS)
Escala de pHEscala de pH
eletrodo de vidro:eletrodo de vidro: Ag-AgCl (eletrodo) (0,1M, HCl)Ag-AgCl (eletrodo) (0,1M, HCl)**
eletrodo de referência: eletrodo de referência: calomelano: solução de calomelano: solução de
KCl; Hg; HgKCl; Hg; Hg22ClCl22
ácidoácido
suco de limãomaçã
suco de tomate
básicobásico
**
ácido de bateria
vinagre
muitas espécies de
peixes mortos
água da chuva “pura”
leiteneutro
sangue humano
água do mar leite de
magnésia amônia
urina human
a
bicarbonato de sódio
SalivapH 5,7 – 7,1
pH 4,5 – 5 pH 5,6
membrana permeável a íons H+
• Certos tipos de pigmentos mudam de cor com a mudança de pH = indicadores ácido – base =indicadores ácido – base = ácidos/bases orgânicos fracos.
Medida de Medida de pH ?pH ?
Escala de pHEscala de pH
HIn(aq) H+(aq) + InHIn(aq) H+(aq) + In--
(aq) (aq) forma ácidaforma ácida forma básicaforma básica
faixa de viragemfaixa de viragem
KKindind = [H = [H++] [In] [In--]][HIn][HIn]
pKpKindind = - log K = - log Kindind = pH – log = pH – log [In-]/[HIn][In-]/[HIn]
pKind = pH pKind = pH ± 1± 1
[In[In--]/ [Hin] ]/ [Hin] [1/10 ou 10/1] : distinção de cores [1/10 ou 10/1] : distinção de cores
[HIn][HIn]KKindind [H[H++]] [In[In--]]==
Medida de pH ?Medida de pH ?Escala de pHEscala de pH
fenolftaleína
Amarelo de
alizarina R
Metil violeta
Azul de Timol
Alaranjado de metila
Vermelho de metila
Azul de bromotimol
amarelo
amarelo amarel
o
amarelo
amarelo
amarelo
amarelo
violeta
vermelho
vermelho
vermelho
vermelho
azul
azul
incolor rosa
pH - Faixa de viragem do indicador
OH
C
OHC OO
C OOO
O
C
Forma Forma básica básica = =
rosarosa
Forma ácida Forma ácida = incolor = incolor
Indicador ácido-baseIndicador ácido-basefenolftaleína (K = 4,0 x10fenolftaleína (K = 4,0 x10-10-10))
pH=9,4 - faixa de viragem: 8,3-pH=9,4 - faixa de viragem: 8,3-10,010,0
Indicador ácido-baseIndicador ácido-base
vermelho de metila (K = 1,3 x vermelho de metila (K = 1,3 x 1010-5-5))
pH=4,9 - faixa de viragem: pH=4,9 - faixa de viragem: 4,4-6,2 4,4-6,2
COCO22--
COCO22HH
N - NN - N
N NN N (CH(CH33))22NN
(CH(CH33))22NN ++
HHForma ácida = Forma ácida = vermelha vermelha
Forma básica Forma básica = amarela= amarela
Indicador universalIndicador universal
indicador universalindicador universal = vermelho de metila (0,120g) + fenolftaleína (1,00g) + azul de bromo timol (0,500g) em 1L de álcool e NaOH (0,050M) até ficar verde: gama de cores que variam de acordo com o valor do pH (1,0-12,0)
1 2 3 4
5 6 7 8
9 10 11 12
Papel indicador Papel indicador universaluniversal = mistura de corantes de permitem avaliar o pH no intervalo de 1 a 10, através da variação de corUsado em soluções coloridasUsado em soluções coloridas
• em uma solução o ácido forte = usualmente a única fonte H+; (se a concentração mol/L do ácido é menor que 10-6 mol/L deve-se considerar a auto-ionização da água.)
• pH da solução é dado pela concentração inicial mol/L do ácido.
HCl(aq) + HHCl(aq) + H22O(aq) HO(aq) H33OO++(aq) + Cl(aq) + Cl--
(aq)(aq)
HCl (0,01mol/L)
Ácidos fortesÁcidos fortes
HCl em água= ácido forte (100% dissociado)
pH = 2pH = 2
Ácidos fortesÁcidos fortes
Ácidos fortes mais comuns = HCl, HBr, HI, HNO3, HClO3, HClO4, and H2SO4.
Ácidos fortes são eletrólitos fortes.
Ácidos fortes = em solução se inoizam completamente :
Desde que pode-se usar H+ ou H3O+:
HNOHNO33((aqaq) ) H H++((aqaq) + NO) + NO33--
((aqaq))
HNO3(aq) + H2O(l) H3O+(aq) + NO3-(aq)
Ácidos fracos estão apenas parcialmente ionizados em solução. Há uma mistura de íons e ácido não ionizado na solução. Equilíbrio de ácidos fracos:
HA(aq) + H2O(l) H3O+(aq) + A-(aq)
HA(aq) H+(aq) + A-(aq)
[HA]]][AO[H -
3
aK
[HA]]][A[H -
aK
Ka = constante de dissociação do ácido
ou
Ácidos fracosÁcidos fracos
Ácidos fracos em águaÁcidos fracos em água
ÁcidoFórmula
molecularFórmula
estruturalBase
conjugada
Próton ionizável em azul
Fenol
Ciânico
Hipocloroso
Acético
Benzóico
Nitroso Fluorídrico H
H
H
H
HH
H
Ácidos fracosÁcidos fracos
Usando Usando KKaa para calcular o pH para calcular o pH
Escreva a equação química balanceada do equilíbrio. Escreva a expressão de Ka e as concentrações inicial e no equilíbrio (x = mudança na concentração de H+).
pH = - log [H+] = - log [1,4x 10-3]pH = 2,9
Ácidos fracosÁcidos fracos
% de ionização% de ionização = força do ácido
100]HA[
][Hionização %
0
. equ = 1,4 %
Ácidos fracosÁcidos fracos
Ácidos fracosÁcidos fracos
Concentração do ácido (mol/L)
% io
niza
ção
% ionização de um ácido fraco diminui com o aumento da
concentração (mol/L) da solução
Ácidos fracosÁcidos fracos
Ácidos PolipróticosÁcidos Polipróticos• Perda de prótons em etapas• A cada etapa corresponde um
valor de Ka• As constantes sucessivas variam
na ordem: Ka1 > Ka2 > .....
H2SO3(aq) H+(aq) + HSO3-(aq)
HSO3-(aq) H+(aq) + SO3
2-(aq)
Ka1 = 1.7 x 10-2
Ka2 = 6.4 x 10-8
• Quanto maior a carga negativa do ânion, mais difícil é remover o próton.
Ácidos fracosÁcidos fracos
Diagrama de distribuição das espécies em equilíbrio
H2CO3 HCO3- CO3
2-fração
()
0
0,2
0,4
0,6
0,8
0 2 4 6 8 10 12pH
Ácidos fracosÁcidos fracos
HCO3- (aq) H+(aq) + CO3
2-(aq) K2 = 5,6 x 10-11
H2CO3(aq) H+(aq) + HCO3- (aq) K1 = 4,3 x 10-7
Ácidos fracosÁcidos fracos
Solução aquosa de ácido fosfóricoSolução aquosa de ácido fosfórico
H3PO4(aq) H+(aq) + H2PO4- (aq)
K1 = 7,5 x 10-3
H2PO4- (aq) H+(aq) + HPO4
2- (aq)
K2 = 6,2 x 10-8
HPO42- (aq) H+(aq) + PO4
3-
(aq) K3 = 4,2 x 10-13
Somando-se as três equações de dissociação
H3PO4(aq) 3H+(aq) + PO43- (aq)
Cítrico
Oxálico
FosfóricoSulfuroso
SulfúricoTartárico
Carbônico
Ascórbico
Constantes de dissociação de alguns ácidos polipróticosConstantes de dissociação de alguns ácidos polipróticos
Nome Fórmula
Ácidos fracosÁcidos fracos
* A diferença de eletronegatividade entre C e H = pequena; a ligação C-H é não-polar; CH4 = propriedade nem ácida nem básica.
Propriedades nem ácida nem básica
Propriedades nem ácida nem básica
Base fraca
Base fraca
Ácido fraco
Ácido fraco
Ácido forte
Período 2
Período 3
Grupo ou Família
Aumento força do ácido
Aumento força do ácido
Aumento da força da base
Aumento da força da base
Ácidos BináriosÁcidos Binários
**
**
*
** HF, HCl, HBr, HI
Ácido fracoÁcidos fortes
Ácidos BináriosÁcidos Binários
> diferença eletronegatividade entre H e X (ligação mais polar)< raio do ânion (> força de atração H-X)
HF (Ka = 3,7 x 10-3)HCl (Ka = 1,8 x 108)HCl (Ka = 2,7 x 1010)HI (Ka = 2,0 x 1011)
Ligação de hidrogênio para o HF
HOCl , HClO2 , HClO3 , HClO4
< força do ácido
(ácido forte)
HOCl , HClO2 , HClO3 , HClO4
Oxiácidos Oxiácidos
Considerando HClO2: H – O – Cl - O
O (EN = 3,5) > Cl (EN = 3,0): atraí o par de elétrons da ligação (Cl–O) mais fortemente; por sua vez o Cl irá atrair mais fortemente o par de elétrons do O da ligação (O – H), deixando esta ligação mais polarizável (H+ mais facilmente ionizável). Ao se aumentar o número de átomos de oxigênio (O) ligados ao Cl aumenta-se a polaridade da ligação O-H e a força do ácido aumenta.
• A grande maioria dos hidróxidos iônicos são bases fortes (p.ex. NaOH, KOH, Ca(OH)2).• Bases fortes são eletrólitos fortes e se dissociam completamente em solução.• pOH (e portanto o pH) de uma base forte é dado pela concentração mol/L inicial da base. Cuidado com a estequiometria. • Bases não precisam ter o íon OH- na fórmula:O2- (aq) + H2O (l) 2OH- (aq)
H- (aq) + H2O (l) H2 (g) + OH- (aq)
N3- (aq) + H2O (l) NH3 (aq) + 3OH-
(aq)
Bases fortesBases fortes
Bases fracas removem prótons das substâncias.Há um equilíbrio entre a base e os íons resultantes:
Exemplo:
A constante de dissociação da base (Kb):
NH3(aq) + H2O(l) NH4+(aq) + OH-(aq)
]NH[]OH][NH[
3
-4
bK
Bases fracasBases fracas
Weak base + H2O conjugate acid + OH-Base fraca Ácido conjugado
Bases geralmente tem pares de
elétrons isolados ou cargas
negativas para poderem atacar
os prótons.
Muitas bases fracas neutras
contém nitrogênio.
Aminas são relacionadas com a
amônia e tem uma ou mais
ligações N-H trocador por
ligações N-C (p.ex. CH3NH2 =
metilamina).
Bases fracasBases fracas
Amônia(NH3)
Piridina(C5H5N)
Hidroxilamina(H2NOH)Metilamina(NH2CH3)
íon carbonato(CO3
2-)
íon hipocloroso(ClO-)
Estrutura Lewis
ácido conjugado Reação de
equilíbrio
Algumas bases fracas e seus equilíbrios em solução Algumas bases fracas e seus equilíbrios em solução aquosaaquosa
íon hidrogenosulfi
to(HS-)
Ácido: HA + HÁcido: HA + H22O HO H33OO+++ A+ A-- Ka Ka
Relação entre KRelação entre Kaa e e KKbb
• Quantificar a relação entre a força do ácido e da base conjugada
Base conjugada: HBase conjugada: H22O + AO + A-- HA + OH HA + OH-- Kb Kb
2H2O H3O++ OH- Kw = Ka x Kb
ppKKaa + p + pKKbb = p = pKKww
Para uma dado par ácido-base conjugado: Ka . Kb Para uma dado par ácido-base conjugado: Ka . Kb = Kw= Kw
Relação entre KRelação entre Kaa e e KKbb
Todas as soluções tem sempre o mesmo valor de pH?
o que significa?o que significa? sal formado = base forte (NaOH) + ácido forte (HCl) = 100% dissociados em solução = [H+] e [OH-] livres são iguais
pH reflete a neutralidade da pH reflete a neutralidade da soluçãosolução
Propriedades ácido- base de soluções Propriedades ácido- base de soluções de sais de sais
NaCl em água, qual é o NaCl em água, qual é o pH?pH?
1 2 3 4
5 6 7 8
9 10 11 12pH=7,0pH=7,0
Sal derivado de ácido fraco ou de base fraca
tendência a ficar associada
Base fracaBase fraca: B+(aq) + HOH BOH(aq) + H+(aq) pH<7,0pH<7,0
ácido fracoácido fraco: A-(aq) + HOH HA(aq) + OH-
(aq) (b2) (b2) (ac1)(ac1) (ac2) (ac2) (b1)(b1)
pH>7,0pH>7,0 HOH: doa 1 próton para o A- = ácido de Bronsted-LowryA-: recebe 1 próton da água = base de Bronsted-Lowry
Reação com a água: Reação com a água: HidróliseHidrólise
Propriedades ácido- base de soluções Propriedades ácido- base de soluções de sais de sais
Propriedades ácido - base das soluções dependem da reação dos íons com a água produzindo H+ ou OH- = hidrólise.hidrólise.
Solução de sais derivados de um ácido forte e de uma base forte = ácido forte e de uma base forte = neutraneutra [p.ex. NaCl, Ca(NO3)2].
Solução de sais derivados de uma base forte e de um ácido fraco = base forte e de um ácido fraco = básicabásica [p.ex. NaOCl, Ba(C2H3O2)2].
Solução de sais derivados de uma base fraca e de um ácido forte = base fraca e de um ácido forte = ácidaácida [p.ex. NH4Cl, Al(NO3)3].
Solução de sais derivados de um ácido fraco e de uma base fracaácido fraco e de uma base fraca = pode ser ácida ou básica = Regras do equilíbrio.
Propriedades ácido- base Propriedades ácido- base de soluções de sais de soluções de sais
Íons em solução aquosaÍons em solução aquosa
ÂnionÂnion
CátionCátion
Neutra Básica ÁcidaNeutra Básica Ácida
Cl-, NO3-,
Br-, I-, ClO4
-
OAc-, CN-, F-, NO2
-, HCO3-,
CO32-, S2-,
HS-, PO43-,
HPO42-
HSO4-,
H3PO4-
Li+, Mg2+, Na+,
Ca2+, K+, Ba2+
Al3+, NH4+
íons metais de transição
NaH2PO4
Dissociação ou Hidrólise?Dissociação ou Hidrólise?
Dissociação:Dissociação:
Hidrólise:Hidrólise:
Ka2 > KhKa2 > Kh
H2PO4- HPO4
2- + H+
Ka2 = [HPOKa2 = [HPO442-2-][H][H++]/[HPO]/[HPO44
2-2-] = 6,2 x 10] = 6,2 x 10-8-8
H2PO4- + H2O H3PO4 + OH-
Kh =[H3PO4-][H+][OH-]/[H+][H2PO4
-]= Kw/Ka1
Kh =1,0 x10-14/7,3 x 10Kh =1,0 x10-14/7,3 x 10-3-3= 1,4 x 10= 1,4 x 10-12-12
ocorre dissociaçãoocorre dissociação
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