Equilíbrio ácido-base

Igor Silveira Melo Cavalcanti 14452

Conrado Henrique Alves Sanches Cardoso Neves 15801

Ácidos e BasesOs 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’.

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-

Definição de Brønsted-Lowry

Os conceitos de Arrhenius são limitados a soluções aquosas.

A transferência do íon H+ (próton)

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.

Pares ácido-base conjugados

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.

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.

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.

A Escala de pH

pH = -log[H+] (concentração molar)

pH = -log(1,0 x 10-7)= -(-7,00)= 7,00

A Escala de pH

pOH = -log[OH-]

Indicadores ácido-base

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

Bases fortes

- 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)

Ácidos fortes Ácidos fortes comunscomuns

Bases Fortes comunsBases Fortes comuns

Clorídrico, HClHidróxidos dos metais 1A (LiOH,

NaOH, KOH, RbOH, CsOH)

Hidróxidos dos metais mais pesados do grupo 2A (Ca(OH)2,

Sr(OH)2,Ba(OH)2)

Bromídrico, HBr

Iodídrico, HI

Clórico, HClO3

Perclórico, HClO4

Nítrico, HNO3

Sulfúrico, H2SO4

Ácidos Fracos

][

][][

HA

AHKa

- Ionizam-se parcialmente;

- Constante de dissociação ácida:

- Ácido poliprótico: mais de um íon ionizável

Bases Fracas

]B[

]OH[]HB[Kb

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.

Relação entre Ka e Kb

NH4+

(aq) NH3(aq) + H+(aq)

NH3(aq) + H2O(l) NH4+

(aq) + OH-(aq)

][

]][[

4

3

NH

HNHK a ][

]][[

3

4

NH

OHNHKb

Ka x Kb = [H+][OH-] = Kw

pKa + pKb = pKw onde p é o cologaritmo (-log)

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

HCHC22HH33OO22 (aq)(aq) ↔ H ↔ H++ (aq)(aq) + C + C22HH33OO22--

(aq)(aq)

3º passo: obter as concentrações das espécies químicas participantes do equilíbrio

InicioInicio 0,300,30 00 00

VariaçãoVariação - xx + x+ x + x+ x

EquilíbrioEquilíbrio (0,30 – x)(0,30 – x) xx xx

HCHC22HH33OO22 (aq)(aq) ↔ H ↔ H++ (aq)(aq) + C + C22HH33OO22--

(aq)(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

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)

Comportamento ácido-base e estrutura química

Hidrólise- Reação de íons com água- Variação resultante no pH

- Cátions dos metais alcalinos, alcalinos terrosos e ânions de ácidos fortes não sofrem hidrólise

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

H

H N: + B

F

F

F

H

H

H N B

F

F

F

Base Ácido