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Capítulo 16 Ácidos e Bases Prof. Dr. Élcio Rogério Barrak

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Capítulo 16 Ácidos e Bases Prof. Dr. Élcio Rogério Barrak. Luis Fernando Ribeiro Ferreira 17101 EEL Tadeu Victor Braga Polo 16983 ECA. Universidade Federal de Itajubá. 2/25. Introdução. Conceitos de ácidos e bases de Arrhenius , Br önsted-Lowry e Lewis Auto- ionização da água

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cap tulo 16 cidos e bases prof dr lcio rog rio barrak

Capítulo 16Ácidos e BasesProf. Dr. Élcio Rogério Barrak

Luis Fernando Ribeiro Ferreira 17101 EELTadeu Victor Braga Polo 16983 ECA

Universidade Federal de Itajubá

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Introdução

  • Conceitos de ácidos e bases de Arrhenius, Brönsted-Lowry e Lewis
  • Auto-ionização da água
  • A escala de pH
  • Ácidos e bases fortes e fracos
  • Relação entre Ka e Kb
  • Caráter ácido e base de soluções salinas
  • Comportamento ácido-base e estrutura química
  • Comportamento anfótero das aminas
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Introdução

  • Porque estudar ácidos e bases?
  • Qual sua importância?
cidos e bases de arrhenius

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Ácidos e Bases de Arrhenius
  • Ácido:

Segundo Arrehnius é uma substância que libera íons H+ em meio aquoso

HCl(aq) + H2O(l) → H+(aq) + Cl-(aq)

  • Base:

Segundo Arrehnius é a substância que em meio aquoso libera íons OH-

NaOH(aq) + H2O(l) → Na+(aq) + OH-(aq)

cidos e bases de br nsted lowry

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Ácidos e bases de BrØnsted-Lowry
  • Em 1923, Johannes Brönsted e Thomas Lowry propuseram uma definição mais geral de ácidos e bases, baseada na transferência de H+ entre substâncias.
  • ÁCIDO doa H+ enquanto BASE recebe esse H+.

HCl(g) + H2O(l) → H3O+(aq) + Cl-(aq)

Ácido Base

cidos e bases de br nsted lowry1

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Ácidos e bases de Brönsted-Lowry

Pares ácido-base conjugados

Um ácido e uma base como HX e X-, que diferem apenas pela presença ou ausência de um próton, são chamados de par ácido-base conjugados. Exemplos:

HCl + H2O  H3O+ + Cl-

ÁCIDO BASE ÁCIDO BASE

CONJUGADO CONJUGADA

NH3 + H2O  NH4+ + OH-

BASE ÁCIDO ÁCIDO BASE

CONJUGADO CONJUGADA

cidos e bases de br nsted lowry2

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Ácidos e bases de Brönsted-Lowry
  • Quanto mais forte o ácido, mais fraca é sua base conjugada.
  • Quanto mais forte a base, mais fraco é seu ácido conjugado.

Forças relativas

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auto ioniza o da gua

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Auto-ionização da água

A auto-ionização da água explica o fato da água ser considerada às vezes ácido e às vezes base.

H2O(l) + H2O(l) H3O+(aq) + OH-(aq)

Produto iônico da água:

Keq = Kw = [H3O+][OH-] = 1,0 ∙ 10-14 a 25ºC

escala de ph

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Escala de pH
  • Em 1909 Sorensen sugeriu uma maneira de medir a concentração de H+, a fim de determinar o grau de acidez ou de alcalinidade a 25ºC.

pH = -log[H+] pOH = -log[OH-]

[H+] = Kw/[OH-] pH + pOH = 14

pH > 7 básico; pH = 7 neutro; pH < 7 ácido

escala de ph1

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Escala de pH

Indicadores ácido-base

São substâncias que alteram a coloração de acordo com o pH do meio em que estão, e são usadas para determinar se um composto é ácido, básico ou neutro.

cidos e bases fortes

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Ácidos e bases fortes
  • Ácidos fortes:

São ácidos que se ionizam totalmente em solução aquosa. Exemplos:

HCl, HBr, HI, HNO3, HClO3, HClO4 e H2SO4.

  • Bases fortes:

São bases que se dissociam totalmente em solução aquosa. Exemplos:

NaOH, KOH, Ca(OH)2

(cátions do grupo 1 e 2, óxidos metálicos, hidretos e nitretos)

cidos fracos

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Ácidos fracos
  • Maioria dos ácidos são ácidos fracos, e ionizam parcialmente em solução aquosa. Para eles, pode-se chegar a uma constante (Ka) medida quando a reação de ionização está em equilíbrio:

HA(aq) H+(aq) + A-(aq)

cidos fracos1

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Ácidos fracos

Ácidos Polipróticos

  • É um ácido que tem mais de um H ionizável.

H2SO3(aq)  H+(aq) + HSO3-(aq) Ka1 = 1,7 x 10-2

HSO3-(aq)  H+(aq) + SO32-(aq) Ka2 = 6,4 x 10-8

Ka1 > Ka2

bases fracas

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Bases fracas
  • As bases fracas ionizam parcialmente em solução aquosa.

B(aq) + H2O  HB+ + OH-(aq)

  • Sua constante básica (Kb), quando em equilíbrio na reação de ionização, é dada por:

Kb = [HB+][OH-]

[B]

  • Quanto maior o Kb mais forte é a base.
bases fracas1

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Bases fracas

Existem 2 tipos de bases fracas:

  • Ânions de ácidos fracos

ClO-(aq) + H2O(l)  HClO(aq) + OH-(aq)

Kb = 3,33 x 10 -7

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Bases fracas

2. Substâncias neutras que têm átomos com um par de elétrons não-ligantes que pode servir como um receptor de próton (H+). A maioria dessas bases contém um átomo de nitrogênio ou a função amina.

Kb = 4,2 x 10-4

rela o entre k a e k b

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Relação entre Ka e Kb
  • A medida que a força de uma ácido aumenta, a força de sua base conjugada diminui. Portanto:

KaKb = Kw

pKa + pKb = pKw = 14,00 a 25ºC

  • O par conjugado tende a se neutralizar, restando apenas a ionização da água.
car ter cido e b sico de solu es salinas

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Caráter ácido e básico de soluções salinas
  • Os sais dissolvidos em água estão completamente dissociados.
  • Quase todos os sais são eletrólitos fortes.
  • O pH resultante pode ser básico, ácido ou neutro, dependendo da origem do sal.
for a do cido em rela o estrutura qu mica

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Força do ácido em relação à estrutura química
  • Fatores que afetam a força de um ácido:
    • Polaridade
    • Força das ligações
    • Estabilidade da base conjugada

Ácidos binários: a força de ligação diminui e a acidez aumenta ao descer no grupo da tabela periódica.

Oxiácidos: a força ácida aumenta com o aumento da eletronegatividade do átomo central.

Ácidos carboxílicos: a força do ácido aumenta à medida que o número de átomos eletronegativos no ácido aumenta.

cidos e bases de lewis

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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;

Esta definição aumenta o número de espécies que podem ser consideradas ácidos.

cidos e bases de lewis1

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Ácidos e bases de Lewis
  • A maioria dos íons metálicos se comportam como ácidos em soluções aquosas.
  • Hidratação é a interação em que um íon metálico atrai os elétrons não compartilhados da água.

Fe(H2O)63+(aq)  Fe(H2O)5(OH)2+(aq) + H+(aq)

Ka = 2 x 10-8

  • Ka para reações de hidrólise em geral aumenta com o aumento da carga e a diminuição do raio dos íons.
comportamento anf tero dos amino cidos

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Comportamento anfótero dos aminoácidos
  • É uma característica dos aminoácidos, onde eles se comportam tanto como ácido (ácido carboxílico) quanto como base (amina).
comportamento anf tero dos amino cidos1

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Comportamento anfótero dos aminoácidos
  • Devido a este comportamento, ocorre uma reação interna formando uma molécula chamada zwitterion (do alemão, íon híbrido).
refer ncia bibliogr fica

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Referência bibliográfica
  • T.L.Brown. H.E. LeMay, B.E. Bursten, Química: a Ciência Central, 9ª. ed.. São Paulo: Pearson Prentice Hall, 2005.