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Equilíbrio Ácido-Base Bruno Biscaia de Góes, 15719 Thaís Bosquê Hidalgo Ribeiro, 15746 Prof. Dr. Élcio Rogério Barrak

UNIFEI Universidade Federal de Itajubá. Engenharia de Produção Mecânica. Equilíbrio Ácido-Base Bruno Biscaia de Góes, 15719 Thaís Bosquê Hidalgo Ribeiro, 15746 Prof. Dr. Élcio Rogério Barrak. Tópicos Abordados. Conceitos de ácido e base de Arrhenius, de Br önstead-Lowry e de Lewis

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Equilíbrio Ácido-Base Bruno Biscaia de Góes, 15719 Thaís Bosquê Hidalgo Ribeiro, 15746 Prof. Dr. Élcio Rogério Barrak

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Presentation Transcript

  1. UNIFEI Universidade Federal de Itajubá Engenharia de Produção Mecânica Equilíbrio Ácido-Base Bruno Biscaia de Góes, 15719 Thaís Bosquê Hidalgo Ribeiro, 15746 Prof. Dr. Élcio Rogério Barrak

  2. Tópicos Abordados Conceitos de ácido e base de Arrhenius, deBrönstead-Lowry e de Lewis Auto-ionização da água Escalas de pH Indicadores ácido-base Ácidos e bases: fortes e fracos Caráter anfótero das substâncias

  3. A importância da apresentação Compreender os conceitos de ácido e de base de acordo com três teorias distintas, tendo em vista que essas substâncias se fazem fortemente presentes no cotidiano, bem como o conceito de pH, decorrente dos conceitos citados

  4. Ácidos e Bases: uma breve revisão Ácidos e bases de Arrhenius Ácidos: Substâncias que produzem íons H+ em meio aquoso. HCl  H+ + Cl- Bases: Substâncias que produzem íons OH- em meio aquoso. NaOH  Na+ + OH- H2O H2O

  5. Ácidos e Bases de Brönsted-Lowry • Reações ácido-base envolvem transferência de íons H+ de uma espécie química para outra O íon H+ em água • Um íon H+ pode ser considerado simplesmente um próton

  6. Reações de transferência de próton HCl (g) + H2O (l) H3O+(aq) + Cl-(aq) • Ácido de Brönsted-Lowry: espécie que pode ceder um próton • Base de Brönsted-Lowry: espécie que pode receber um próton cedido por outra  Espécie anfótera: substância ou íon capaz de agir como ácido ou como base

  7. Pares ácido-base conjugados Base conjugada: Formada pela remoção de um próton de seu ácido conjugado. Ácido conjugado: Formado pela adição de um próton à sua base conjugada. NH3 + H2O  NH4+ + OH- Adicionar H+ Base conjugada Base Ácido Ácido conjugado Remover H+

  8. Na prática • Exercício resolvido • O íon sulfito, HSO3-, é anfótero. • Escreva a equação entre HSO3- e a água, na qual o íon age como ácido. • (b) Escreva a equação da reação entre HSO3- e a água, na qual o íon atua como base. (a) HSO3- (aq) + H2O (l)↔ SO32-(aq) + H3O+(aq) Ácido Base Base conjugada Ácido conjugado (b) HSO3- (aq) + H2O (l) ↔ H2SO3(aq) + OH- (aq) Base Ácido Ácido conjugado Base conjugada

  9. Forças relativas de ácidos e bases • Quanto mais forte o ácido, mais fraca é sua base conjugada. • Quanto mais forte a base, mais fraco é seu ácido conjugado. Em toda reação ácido-base, a posição de equilíbrio favorece a transferência do próton e sempre do ácido mais forte para a base mais forte.

  10. Na prática Exercício Resolvido Determinar se na seguinte reação de transferência de próton o equilíbrio está mais deslocado para a direita ou para a esquerda. HSO4- (aq) + CO32-(aq) ↔ SO42-(aq) + HCO3-(aq) Como o HSO4- é ácido mais forte que o HCO3-, pela regra enunciada anteriormente o equilíbrio está deslocado para a direita.

  11. Auto-ionização da água O processo pode ser representado pela equação simplificada: H2O (l)↔ H+(aq) + OH-(aq) O produto iônico da água Keq = [H+][OH-] Kw = [H+][OH-] = 1,0  10-14 (a 25ºC)

  12. A escala de pH • Indica o grau de acidez, neutralidade ou alcalinidade de um meio qualquer. pH = -log [H+] pOH = -log [OH-] pH + pOH = 14 (a 25°C) Observação: A regra para usar os algarismos significativos com logaritmo é de que o número de casas decimais nos logaritmos deve ser igual ao número de algarismos significativos no número original

  13. Relações entre [H+], [OH-] e pH a 25°C:

  14. Medindo o pH Medidor de pH digital Indicadores ácido-base Exemplos: papel de tornassol, alaranjado de metila, fenolftaleína

  15. Ácidos e bases fortes • Os ácidos e as bases fortes são eletrólitos, existindo em solução aquosa, inteiramente como íons • Os ácidos fortes mais comuns são: HCl, HBr, HI, HNO3, HClO3, HClO4 e H2SO4. E em uma solução aquosa o ácido é normalmente a única fonte significativa de íons H+ • As bases fortes, solúveis, mais comuns, são da família dos metais alcalinos (grupo 1A) e alcalino-terrosos (grupo 2A)

  16. Ácidos fracos • A maioria das substâncias ácidas é ácido fraco e ioniza-se parcialmente em soluções aquosas. • É comum utilizar-se a constante de equilíbrio da reação de ionização para quantificar o grau de ionização do ácido em questão • Para um ácido fraco genérico (HA), temos: • HA (aq) H+ (aq) + A-(aq) • Então para o equilíbrio temos a constante de dissociação ácida (Ka): Ka = [H+][A-]/[HA]

  17. ↑Ka mais forte é o ácido No caso de compostos orgânicos, o comportamento ácido deve-se aos átomos de hidrogênio ligados aos átomos de oxigênio

  18. Na prática 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. Muitos ácidos têm mais de um átomo de H ionizável, os quais são chamados de ácidos polipróticos. Exemplo: H2SO3(aq)  H+(aq) + HSO3-(aq) Ka1 = 1,7  10-2 HSO3-(aq)  H+(aq) + SO32-(aq) Ka2 = 6,4  10-8 H2SO3(aq)  2 H+(aq) + SO32-(aq) Ka1> Ka2 > Ka3

  21. Bases fracas • As bases fracas reagem com a água, abstraindo prótons da mesma. Desta forma temos, para uma base fraca genérica (B): B(aq) + H2O  HB+ + OH-(aq) • A expressão da constante de equilíbrio (Kb), fica: Kb = [HB+][OH-]/[B] • Muitas substâncias comportam-se como bases em água (amônia e aminas, por exemplo)

  22. Tipos de bases fracas • As bases fracas estão classificadas em duas categorias: • Substâncias neutras que têm um átomo com um par de elétrons não-ligante que pode servir como um receptor de próton. A maioria dessas bases contém um átomo de nitrogênio e a função amina • Ânions de ácidos fracos • ClO-(aq) + H2O (l)↔ HClO (aq) + OH-(aq) Kb = 3,33  10-7

  23. Relação entre Ka e Kb • O produto da constante de dissociação ácida para um ácido e da constante de dissociação básica para a respectiva base conjugada, é a constante do produto iônico da água Ka Kb = Kw = 1,0  10-14 (a 25 ºC) pKa+ pKb = pKw = 14,00 (a 25 ºC)

  24. Propriedade ácido-base de soluções de sais Depende das habilidades relativas dos íons em reagir com a água

  25. 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)

  26. Ácidos e bases de Lewis Ácido de Lewis: receptor de par de elétrons Base de Lewis: doador de par de elétrons H+ é um ácido de Lewis, mas não é o único! H F H F Base doador de par de elétrons H N: + B F  H N B F F H F H Ácido receptor de par de elétrons

  27. Referência bibliográfica Brown, LeMay, Bursten. Química: A Ciência Central, 9ª edição, Ed. Pearson – São Paulo

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