EQUILÍBRIO IÔNICO
EM SOLUÇÕES AQUOSAS
REAÇÕES EM SOLUÇÃO
•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);
REAÇÃO DE AUTO IONIZAÇÃO DA ÁGUA
Friendrich Kohrausch (1840-1910)
a auto- ionização da água pura produz
concentração muito baixa de íons H3O+ e OH-
H2O + H2O H3O+(aq) + OH-(aq)
K = [H3O+] [OH-]
[H2O] 2
K [H2O] 2 = [H3O+] [OH-]
Kw = [H3O+] [OH-]
constante de ionização da água
REAÇÃO DE AUTO IONIZAÇÃO DA ÁGUA H2O + H2O H3O+(aq) + OH-(aq)
Medida de condutividade elétrica:
[H3O+] = [OH-] = 1,0 x 10-7 mol/L 25 ºC
Kw = 1,0 x 10-14 25 ºC
constante de ionização da
água
Kw = [H3O+] [OH-]
= (1,0 x 10-7) (1,0 x 10-7)
= 1,0 x 10-14
EQUILÍBRIO ÁCIDO-BASE Para soluções aquosas, 25 ºC:
Solução neutra: [H3O+] = [OH-]
[H3O+] = [OH-] = 1,0 x 10-7 mol/L
Solução ácida: [H3O+] > [OH-]
[H3O+] > 1,0 x 10-7 mol/L e
[OH-] < 1,0 x 10-7 mol/L
Solução básica: [H3O+] < [OH-]
[H3O+] < 1,0 x 10-7 mol/L e
[OH-] > 1,0 x 10-7 mol/L
ÁCIDOS E BASES
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.
Ácidos = substâncias que produzem íons H3O+ (H+), quando dissolvidos em água
Bases = 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.
ÁCIDOS E BASES
HCl(aq) + H2O(aq) H3O+(aq) + Cl-(aq)
HCl em água= ácido forte (100% dissociado)
Arrhenius
NaOH(aq) + H2O(aq) Na+(aq) + OH-(aq)
NaOH em água= base forte (100% dissociada)
ÁCIDOS E BASES-ARRHENIUS
Clusters H5O2+
• Em água, H+(aq)
forma clusters.
• O cluster mais
simples H3O+(aq).
• Usa-se ou H+(aq)
ou H3O+(aq).
O íon H+ em água
Clusters H9O4
+
ÁCIDOS E BASES - BRØNSTED-LOWRY
Reações de transferência de H+
Brønsted-Lowry: ácido doa H+ e base aceita H+.
Base de Brønsted-Lowry não necessita conter OH-.
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-Lowry: conceito de pares
conjugados (mais abrangente e pode ser aplicado a outros
solventes, além da água).
Equilíbrio da água
H2O + H2O H3O+(aq) + OH-(aq)
espécie que doa
H+
(ácido 1)
espécie receptora de prótons
(base 2)
derivado da base 2 (ácido 2)
derivado do ácido 1 (base 1)
Ácido: doadores de prótons
Base: receptores de prótons
ÁCIDOS E BASES-LEWIS
H+(aq) + :OH-(aq) H2O
ácido de Lewis: aceptor pares de
elétrons
base de Lewis: doador de pares de
elétrons
• Ácido de Brønsted-Lowry = doador de
próton.
• Focalizando nos elétrons: ácido de Lewis
= aceptor de par de elétrons.
Conceito de Lewis:
ÁCIDOS E BASES - LEWIS
base de Lewis: doa pares de elétrons
Exemplo 1:
todos os íons metálicos = ácidos de Lewis (diferente afinidade por ligante) e os ligantes = bases de Lewis
Fe3+(aq) + SCN-(aq) [FeSCN]2+(aq)
Exemplo 2:
base de Lewis ácido de
Lewis
H3N + BF3 H3N:BF3
• ácidos e bases de Lewis não necessitam conter prótons.
ácido de Lewis: recebe pares de elétrons
ÁCIDOS E BASES Ácido Base
Lewis
Produzem íons
H3O+ (H+)
= dissolvidos em
H2O
Produzem íons
OH-
= dissolvidos
em H2O
Bronsted - Lowry
H+(aq) + :OH-(aq) H2O
Doa pares de elétrons
Aceita pares de elétrons
Arrhenius
Aceita um próton [H+]
=[H3O+]
H2O + H2O H3O+(aq) + OH-(aq)
a1 a2 b2
b1
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 mais forte que o Cl-); HCl é melhor
doador de prótons que o íon H3O+ (HCl = ácido forte,
100% dissociado)
equilíbrio deslocado
espécie que doa
H+
(ácido 1)
espécie receptora
de prótons
(base 2)
derivado da base 2 (ácido 2)
derivado do ácido 1 (base 1)
HCl(aq) + H2O(aq) H3O+(aq) + Cl-(aq)
Ácidos e Bases - Brønsted-Lowry
Ácidos e Bases - Brønsted-Lowry
HCl(aq) + H2O(l) H3O+(aq) + Cl-(aq)
HCl doa um próton a água
HCl = 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 Conjugados
Produto do ácido após a doação do
próton = base conjugada.
Produto da base após aceitar o próton
= ácido conjugado.
H A ( a q ) + H 2 O ( l ) H 3 O + ( a q ) + A
- ( a q )
Ácidos e Bases - Brønsted-Lowry
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
Ácido Base
100% protonado em H2O
Aum
ento
da forç
a á
cida
Aum
ento
da forç
a b
ási
ca
As concentrações de íons H3O+ (H+) em solução são freqüentemente muito pequenas: trabalha – se com soluções diluídas.
Exemplo: [H+] na solução saturada de CO2 = 1,2 x10-4 mol/L
Concentração de íons H+ = expressa em
termos do negativo do logaritmo decimal
de sua concentração(mol/L) = pH
pH = - log[H+]
pH (solução de CO2) = - log (1,2 x10-4) = 3,92
Água neutra: [H3O+] = [OH-]
[H3O+] = [OH-] = 1,0 x 10-7 mol/L
pH = - log(1,0 x 10-7) = 7
Escala de pH
Escala de pH
pH = - log[H+] = - log[H3O+] e
pOH = - log[OH-]
Na água neutra a 25 C:
[H+] = [OH-] = 1,0 x 10-7
pH = pOH = 7,0 (meio neutro)
Em soluções ácidas:
[H+] > 1.0 10-7; pH < 7,0.
Em soluções básicas:
[H+] < 1.0 10-7; pH > 7,0.
Quanto > o pH, mais básica é a solução.
Escala de pH
amônia
suco de limão
vinagre
vinho tomate
café preto
leite saliva chuva
leite de magnésia
suco gástrico
bórax
água do mar sangue, lágrimas
NaOH, 0,1mol/L
ma
is á
cid
o
ma
is b
ásic
o
Medida de pH
• Método mais preciso de se medir o pH = pH metro ; escala em
unidades de pH
Escala de pH
ácido
suco de limão
maçã
suco de tomate
básico
*
ácido de bateria
vinagre
muitas espécies de
peixes mortos
água da chuva “pura”
leite
neutro
sangue humano
água do mar leite de
magnésia amônia
urina humana
bicarbonato de sódio
Saliva pH 5,7 – 7,1
pH 4,5 – 5 pH 5,6
membrana permeável a íons H+
Medida de pH ? Escala de pH
fenolftaleína
Amarelo de alizarina R
Metil violeta
Azul de Timol
Alaranjado
de metila
Vermelho de
metila
Azul de bromotimol
amarelo
amarelo amarelo
amarelo
amarelo
amarelo
amarelo
violeta
vermelho
vermelho
vermelho
vermelho
azul
azul
incolor rosa
pH - Faixa de viragem do indicador
OH
C
OH C O O
C O O O
O
C
Forma
básica = rosa
Forma ácida
= incolor
Indicador ácido-base
fenolftaleína (K = 4,0 x10-10)
pH=9,4 - faixa de viragem: 8,3-10,0
• 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 (0,01mol/L)
Ácidos fortes
pH = 2
Ácidos fortes
Ácidos fortes mais comuns = HCl, HBr, HI,
HNO3, HClO3, HClO4, and H2SO4.
Ácidos fortes são eletrólitos fortes.
Ácidos fortes = em solução se ionizam
completamente :
Desde que pode-se usar H+ ou H3O+:
HNO3(aq) H+(aq) + NO3-(aq)
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]
]][AO[H-
3
aK
Ka = constante de dissociação do ácido
Ácidos fracos
Ácidos fracos em água
Ácido Fórmula
molecular
Fórmula estrutural
Base conjugada
Próton ionizável em azul
Fenol
Ciânico
Hipocloroso
Acético
Benzóico
Nitroso
Fluorídrico H
H
H
H
H
H
H
Ácidos fracos
Usando Ka 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 fracos
% de ionização = força do ácido
100]HA[
][Hionização %
0
.
equ
= 1,4 %
Ácidos fracos
• 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 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 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 fracas
Ácido: HA + H2O H3O++ A- Ka
Relação entre Ka e Kb
• Quantificar a relação entre a força do
ácido e da base conjugada
Base conjugada: H2O + A- HA + OH- Kb
pKa + pKb = pKw
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