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Equilíbrio ácido-base

Igor Silveira Melo Cavalcanti 14452 Conrado Henrique Alves Sanches Cardoso Neves 15801. Equilíbrio ácido-base. Ácidos e Bases.

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Equilíbrio ácido-base

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  1. Igor Silveira Melo Cavalcanti 14452 Conrado Henrique Alves Sanches Cardoso Neves 15801 Equilíbrio ácido-base

  2. Ácidos e Bases Os ácidos tem sabor azedo e fazem determinados corantes mudar de cor (o tornassol fica vermelho no contato com ácidos). A palavra ácido vem da palavra latina Acidus, que significa azedo.  As bases tem sabor amargo e dão a impressão de serem escorregadias. A palavra base vem do inglês arcaico ‘rebaixar’.

  3. Definição de Arrhenius Em 1880 Svante Arrhenius ligou o comportamento ácido com a presença de íons H+ , e o comportamento básico com a presença de íons OH- em solução aquosa. Então ele definiu ácidos como substâncias que produzem íons H+ em água, e bases como substâncias que produzem íons OH- em água. Cloreto de hidrogênio é um ácido de Arrhenius HCl(g) ---> H+(aq) + Cl-(aq) O Hidróxido de sódio é uma base de Arrhenius NaOH ---> Na+ + OH-

  4. Definição de Brønsted-Lowry • Os conceitos de Arrhenius são limitados a soluções aquosas. A transferência do íon H+ (próton)

  5. Definição de Brønsted-Lowry • Ácido é uma substância (molécula ou íon) que pode doar um próton para outra substância. • Uma base é uma substância que pode receber um próton.

  6. Pares ácido-base conjugados

  7. Forças relativas de ácidos e bases • Alguns ácidos são melhores doadores de prótons que outros. • Algumas bases são melhores receptoras de próton do que outras.

  8. A auto ionização da água • Uma molécula de água pode doar um próton para outra molécula de água • Na água pura, a cada 10 bilhões de moléculas, apenas duas estão ionizadas. Por isso ela é má condutora de eletricidade.

  9. Produto iônico da água • Esta equação é particularmente útil porque ela não é só aplicável à água pura, mas à qualquer solução aquosa. Pode-se calcular H+ se OH- menos for conhecida e vice-versa. • A água é uma substância anfótera.

  10. A Escala de pH pH = -log[H+] (concentração molar) pH = -log(1,0 x 10-7)= -(-7,00)= 7,00

  11. A Escala de pH pOH = -log[OH-]

  12. Indicadores ácido-base

  13. Ácidos fortes - Ionizam-se totalmente em soluções aquosas; - Em uma solução aquosa de ácidos fortes, esses são as fontes de íons H+ da solução; - Exemplo: HNO3(aq) + H2O(l) -> H3O+(aq) + NO3-(aq) Ionização completa HNO3(aq) -> H+(aq) + NO3-(aq) Simplificação

  14. Basesfortes - Dissociam-se totalmente em soluções aquosas; - Em uma solução aquosa de bases fortes, quase não são encontradas moléculas da base na solução; - Exemplo: N3-(aq) + 3H2O(l) -> NH3 (aq) + 3OH-(aq)

  15. Ácidos Fracos • Ionizam-se parcialmente; • - Constante de dissociação ácida: - Ácido poliprótico: mais de um íon ionizável

  16. Bases Fracas Constante de Dissociação Básica: Tipos de bases fracas : Primeira categoria: são as que têm um átomo com um par de elétrons não-ligantes que pode servir como receptor de prótons - Amina e Amônia Segunda categoria: consiste em ânions de ácidos fracos.

  17. Relação entre Kae Kb NH4+(aq)  NH3(aq) + H+(aq) NH3(aq) + H2O(l)  NH4+(aq) + OH-(aq) Ka x Kb = [H+][OH-] = Kw pKa + pKb = pKw onde p é o cologaritmo (-log)

  18. Exercício Resolvido Calcular o pH de uma solução de ácido acético 0,30 mol/L, a 25ºC  1º passo: escrever a equação de equilíbrio da ionização 2º passo: escrever a expressão da constante de equilíbrio (pela tabela, temos Ka = 1,8  10-5) Ka = [H+]  [C2H3O2-] / [HC2H3O2] = 1,8  10-5 HC2H3O2(aq) ↔ H+(aq) + C2H3O2-(aq)

  19. 3º passo: obter as concentrações das espécies químicas participantes do equilíbrio HC2H3O2(aq) ↔ H+(aq) + C2H3O2-(aq) • 4º passo: colocar as concentrações do equilíbrio na expressão da constante de equilíbrio Ka = (x) (x) / (0,30 – x) = 1,8  10-5 x = [H+] = 2,3  10-3 M 5º passo: calcular o pH pH = - log (2,3  10-3) = 2,64

  20. Comportamento ácido-base e estrutura química • Os fatores que afetam a força ácida:  Polaridade (H-C em CH4, neutra)  Força das ligações (H-F)  Estabilidade da base conjugada (quanto maior a estabilidade da base conjugada mais forte é o ácido)

  21. Hidrólise • Reação de íons com água • Variação resultante no pH • Cátions dos metais alcalinos, alcalinos terrosos e ânions de ácidos fortes não sofrem hidrólise

  22. Ácidos e bases de Lewis • Ácido de Lewis: É um receptor de par de elétrons • Base de Lewis: É um doador de par de elétrons H F H F H N: + B F  H N B F H F H F Base Ácido

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