ÁCIDOS, BASES E SAIS

1. ÁCIDOS, BASES E SAIS

2. ÁCIDOS

3. BASES

4. SAIS

5. FORMAÇÃO DE SAIS • A reação entre um ácido e uma base é chamada de reação de neutralização, e o composto iônico produzido na reação é chamado sal. A forma geral de uma reação de neutralização em solução aquosa é:

6. FORMAÇÃO DE SAIS

7. DEFINIÇÕES DE ÁCIDOS E BASES • Ácidos e Bases de Arrhenius. • Ácidos e Bases de Bronsted-Lowry. • Ácidos e Bases de Lewis.

8. ÁCIDOS E BASES DE ARRHENIUS Svante Arrhenius (1859-1927): Ácidoé uma substância que contém hidrogênio e libera o íon hidrogênio (H+) como um dos produtos de ionização em água.

9. ÁCIDOS E BASES DE ARRHENIUS Svante Arrhenius (1859-1927): Baseé um composto que libera íons hidróxido em água.

10. AUTO-IONIZAÇÃO DA ÁGUA • Duas moléculas de água podem interagir mutuamente para formar um íon hidrônio e um íon hidróxido pela transferência de um próton de uma molécula para outra:

11. AUTO-IONIZAÇÃO DA ÁGUA AUTO-IONIZAÇÃO DA ÁGUA Friedrich Kohlrausch (1840-1910) Demonstrou que a água mesmo depois de purificada, ainda tinha uma pequena condutividade elétrica, pois auto-ionização provocava a presença de concentrações muito baixas de H3O+ e OH- mesmo na água mais pura.

12. ÁCIDOS E BASES DE BRONSTED 1923 • Johannes N. Bronsted (1879-1947) em Copenhague (Dinamarca) • Thomas M. Lowry (1874-1936) em Cambridge (Inglaterra) Novo conceito para o comportamento dos ácidos e bases.

13. ÁCIDOS E BASES DE BRONSTED ÁCIDO • Qualquer substância capaz de doar um próton a qualquer outra substância. Assim, os ácidos podem ser: • Neutros, como o ácido nítrico, ácido • Ou podem ser cátions ou ânions, ácido ácido

14. ÁCIDOS E BASES DE BRONSTED BASE • Substância que pode receber um próton de uma outra substância. Podem ser: • Um composto neutro, base • Ou um ânion, base base

15. ÁCIDOS E BASES DE BRONSTED ÁCIDOS E BASES POLIPRÓTICAS

16. ÁCIDOS E BASES DE BRONSTED PARES ÁCIDO-BASES CONJUGADOS • Transferência de um próton para a água ou da água: Ácido Ácido Base Base • O conceito de equilíbrio (representado por ) envolvendo ácidos e bases conjugadas é o princípio fundamental da teoria de Bronsted.

17. ÁCIDOS E BASES DE BRONSTED PARES ÁCIDO-BASES CONJUGADOS Base Ácido Ácido conjugado da H2O Base conjugada do HCO3- • Um par de compostos que diferem pela presença de uma unidade H+ é denominado par ácido-base conjugado.

18. ÁCIDOS E BASES DE LEWIS • Teoria de Bronsted e Lowry para o comportamento ácido-base, anos 20, opera bem para soluções em água. • Anos 30:Gilbert N. Lewis (1875-1946) Desenvolveu uma teoria mais geral. Compartilhamento do par de elétrons entre um ácido e uma base e não na transferência de um próton.

19. ÁCIDOS E BASES DE LEWIS ÁCIDO DE LEWIS É uma substância que pode receber um par de elétrons de outro átomo para formar uma nova ligação. BASE DE LEWIS É uma substância que pode ceder um par de elétrons para outro átomo formar uma nova ligação.

20. ÁCIDOS E BASES DE LEWIS • Uma reação ácido-base no sentido de Lewis só pode ocorrer se houver uma molécula (ou um íon) com uma par de elétrons que possa ser cedido e uma outra molécula (ou um íon) que possa receber este par de elétrons: Ácido Base Aduto ou complexo (Ligação covalente coordenada)

21. ÁCIDOS E BASES DE LEWIS

22. ÁCIDOS E BASES DE LEWIS ÁCIDOS DE LEWIS CATIÔNICOS • Cátions metálicos: são ácido de Lewis potenciais (orbitais vazios). • OH-:é uma excelente base de Lewis e liga-se facilmente a cátions metálicos formando hidróxidos. Ácido de Lewis Base de Lewis Base de Bronsted Ácido de Bronsted

23. ÁCIDOS E BASES DE LEWIS ÁCIDOS DE LEWIS MOLECULARES • Óxidos dos não-metais: comportamento ácido. Base de Lewis Íon bicarbonato Base de Lewis Ácido de Lewis

24. FORÇAS RELATIVAS DOS ÁCIDOS E BASES • Alguns ácidos são melhores doadores de prótons do que outros, e algumas bases são melhores aceitadoras de prótons que outras. EXEMPLO -Solução diluída de ácido clorídrico: • É constituída, em grande parte, por íons H3O+(aq) e Cl-(aq).

25. FORÇAS RELATIVAS DOS ÁCIDOS E BASES • O ácido está quase 100% ionizado, e por isso é considerado como um ácido de Bronsted forte: • Ácido forte ( ≈ 100% ionizado) • [H3O]+ ≈ concentração inicial do ácido • Uma solução aquosa de HCl 0,1 M é constituída, na realidade, por H3O+ 0,1 M e Cl- 0,1 M.

26. FORÇAS RELATIVAS DOS ÁCIDOS E BASES • O ácido acético, por sua vez, ioniza-se muito pouco, e por isso é considerado um ácido de Bronsted fraco. • Ácido fraco (<100% ionizado) • [H3O]+<<concentração inicial do ácido • Uma solução aquosa de CH3CO2H 0,1 M é apenas 0,001 M em H3O+(aq) e 0,001 M no CH3CO2-(aq). Cerca de 99% do ácido acético não estão ionizados.

27. FORÇAS RELATIVAS DOS ÁCIDOS E BASES • O íon óxido é uma base de Bronsted muito forte em solução aquosa. É tão forte que não existe livre na água. • Base forte. • [OH-] = 2 x (concentração inicial do O2-).

28. FORÇAS RELATIVAS DOS ÁCIDOS E BASES • A amônia aquosa e o íon carbonato em água, ao contrário, provocam concentração muito baixa do íon OH-, e por isso são considerados bases de Bronsted fracas. • Bases fracas. • [OH-] << concentração inicial da base.

29. FORÇAS RELATIVAS DOS ÁCIDOS E BASES MODELO DE BRONSTED QUANTO MAIS FORTE FOR O ÁCIDO, MAIS FRACA SERÁ A SUA BASE CONJUGADA.

30. FORÇAS RELATIVAS DOS ÁCIDOS E BASES

32. ÁCIDOS E BASES FRACOS • A grande maioria dos ácidos e das bases é fraca. CONSTANTE DE EQUILÍBRIO:A força relativa de um ácido ou de uma base que pode ser expressa quantitativamente. Ka–constante de equilíbrio para ácidos fracos Kb–constante de equilíbrio para bases fracas

33. ÁCIDOS E BASES FRACOS ÁCIDOS FRACOS BASES FRACAS • K é menor do que 1 para um ácido e uma base fraca.