Ácidos e Bases: Teorias e Forças

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ÁCIDOS E BASES:
Arrhenius:	ácido - aumenta a concentração do íon hidrônio (H3O+) em solução aquosa.
		base - aumenta a concentração do íon hidroxila (OH-) em solução aquosa.
Brönsted & Lowry:	ácido - substância capaz de doar um próton (H+) a outra substância.
			base - substância capaz de aceitar um próton (H+) a outra substância.
Lewis:	ácido - substância capaz de aceitar um par de e- para a formação de uma ligação 		covalente.
	base - substância capaz de doar um par de e- para a formação de uma ligação 		covalente.
		
Ex:	1.	HCl + H2O ( H3O+ + Cl - 	 NH3 + H2O ( NH4+ + OH -
	 H F
2.	H ( N: + B ( F ( H3N ( BF3 
	 H	 F
3.	Na2O + H2O ( 2 NaOH
4.	Na2O + SO3 ( Na2SO4 (obs: não houve troca de prótons)
5. reação em espaçonaves para captação de CO2: CO2 (g) + LiOH ( LiHCO3 (s)
FORÇAS DE ÁCIDOS E BASES:
ARRHENIUS (suíço) ( estudou o comportamento de ácidos e bases em água.
H2O (l) + H2O (l) (( H3O+ + OH-
Ácidos Fortes ( se ionizam completamente em solução aquosa, fornecendo H3O+ e 			 ânion (como os eletrólitos fortes).
Ex.: 	HClO4 + H2O (l) ( H3O+ (aq.) + ClO4- (aq.)
	HCl, HBr, HI, HNO3
Bases Fortes ( se ionizam completamente em solução aquosa, fornecendo OH- e cá-
		 tion (como os eletrólitos fortes).
Ex.:	NaOH (s) + H2O (l) ( Na+ (aq.) + OH- (aq.)
	KOH, LiOH, Ba(OH)2, Ca(OH)2, Sr(OH)2 ( hidróxidos dos elementos dos Grupos 							IA e IIA (exceto Be) - Tabela Periódica.
	Mg(OH)2 ( não é muito solúvel em água.
Ácidos e Bases Fracos ( não se ionizam completamente em água (como os eletró-
				 litos fracos).
Ex.:	CH3COOH (aq.) + H2O (l) (( H3O+ (aq.) + CH3COO- (aq.)
BRÖNSTED & LOWRY ( responsáveis pela expansão da teoria ácido-base; se basean-
(dinamarquês / inglês) do no transporte de H+ (estudo independente).
			competição pelo H+
Ex:	HCl (aq.) + H2O (l) (( H3O+ (aq.) + Cl- (aq.)
	ácido	 base 	 ácido	 base
	NH3 (aq.) + H2O (l) (( NH4+ (aq.) + OH- (aq.)
	base	 ácido	 ácido conj.	 base conj.
		
		diferem em apenas um próton (H+)
BRÖNSTED & LOWRY ( qualquer reação ácido-base pode ser encarada como uma 				competição por próton; forte ou fraco só no sentido compara-
				tivo (mas tem que comparar em diversos solventes).
HCl (aq.) + H2O (l) (( H3O+ (aq.) + Cl- (aq.)
deslocamento para direta
	A posição de equilíbrio se situa na direção do ácido e base mais fracos.
HCl (aq.) + H2O (l) ( H3O+ (aq.) + Cl- (aq.) (100% dissociado)
	 ácido forte				base fraca
HF (aq.) + H2O (l) (( H3O+ (aq.) + F- (aq.) (( 3% de dissociação)
	 ácido fraco			 base forte
		 íon amideto
NH2- (aq.) + H2O (l) ( NH3 (aq.) + OH- (aq.) (100%)
		 base forte		 ácido fraco
NH3 (aq.) + H2O (l) (( NH4+ (aq.) + OH- (aq.) (( 0,4%)
		 base forte		 ácido fraco
À medida que um ácido se torna mais forte, sua base conjugada é mais fraca; e as bases se tornam mais fortes à medida que seu ácido conjugado se torna mais fraco.
Generalizando (	HA + B ( A- + HB+	 HNO3 + NH3 ( NH4+ + NO​3- ((100%)
		 ácido base base ácido
		 forte forte fraca fraco	 HAc + Cl- ( não reagem
SUBSTÂNCIAS ANFÓTERAS ( são aquelas que podem se comportar como ácido ou como base, dependendo do reagente com que são confrontados; ou seja, são substâncias capazes de participar de uma reação de neutralização como ácido ou como base.
Ex.: 	como ácido ( Al(OH)3 (s) + OH- (aq.) ( [Al(OH)3]- íon tetraidroxialuminato
	como base ( Al(OH)3 (s) + 3H+ (aq.) ( Al3+ + 3H2O
 outros exemplos ( H2O, HCO3-
EFEITO NIVELADOR E DIFERENCIADOR:
HCl		( em água ( quase 100% dissociados (efeito nivelador).
HNO3		(
HClO4		( em HAc ( diferentes força (solvente diferenciador).
HClO4 ( HCl ( HNO3
O2-		( 
NH2		( em água ( são todas bases fortes (efeito nivelador).
H-		(
( Em geral, solventes básicos tendem a exercer efeito nivelador em ácidos.
( Em geral, solventes ácidos tendem a exercer efeito nivelador em bases.
LEWIS ( observou que algumas reações químicas têm características de reações ácido-	 base, mas não se enquadravam no modelo de Brönsted & Lowry.
( As forças dos ácidos e bases de Lewis podem ser comparados se observando a tendência que eles têm de formar uma ligação covalente.
	lig.cov.
 base ( ácido		átomos grandes mais facilmente polarizados que os pequenos
 nuvem de elétrons
deformada ou polarizada
Ex.: (CH3)S x (CH3)O S ( O, então a primeira é uma base mais forte!
Por outro lado:
(CF3)S x (CH3)S, a primeira é uma base mais fraca pq o F é mais eletronegativo e puxa 											os e( do S!
 ácido base 		ácido base
 HCl + H2O ((	H3O+ + Cl-
 ác. mais forte do que		maior afinidade com H+
 água pq perde H+ com		do que Cl-, então é base 
 mais facilidade		mais forte
BCl3 - ácido mais forte do que AlCl3 (B - 5 e Al - 13).
Fe3+ (férrico) - ácido mais forte do que Fe2+ (ferroso).
Solução de HCl em água ( 100% ionizado.
Solução de HF em água ( 3% ionizado (H3O+ + F-).
( Então, em água, o HCl é um ácido mais forte do que HF; F- é uma base mais forte do que Cl- porque em solução aquosa, a maior parte do F- está protonado.
( Para ácidos, átomos pequenos atraem elétrons melhor do que átomos grandes.
												
 ÁCIDO CONJUGADO					BASE CONJUGADA
aumenta									 força da base
	HClO4	 (							ClO4-	
	H2SO4	 ( (						HSO4-
	HCl	 ( ( 100% ionizados em água			Cl-
	HNO3	 ( (						NO3-
	H3O+ ( 							H2O
	H2SO3	 (	ácidos fortes					HSO3-
	HSO4	 (							SO4-
	HF	 (							F-
	HNO2	 (							NO2-			
	HC2H3O2 (							C2H3O2-
	H2S	 (							HS(
	HSO3-								SO32- (sulfito)
	H2O								OH-
	HS-	( ácidos fracos					S2-
	OH-	(							O2-
força do ácido								H- (hidreto)
									NH2- (amideto)
											 aumenta
ESTRUTURA MOLECULAR E FORÇA DA LIGAÇÃO:					
( Dois fatores são importantes na determinação das forças relativas dos ácidos:
(a). polaridade da ligação (eletronegatividade de X) ( H(+ ( X(( (HF ( H2O)
(b). intensidade da ligação (valor da união do próton) ( depende do tamanho de X (quanto maior X, mais fraca a ligação e mais forte o ácido).
Ex.: HF ( HCl ( HBr ( HI
EQUILÍBRIO DA REAÇÕES ÁCIDO-BASE
Ex.:	CH3COOH (( CH3COO( + H+ 		Ka = [H+] [CH3COO(] = 1,76 x 10-5
								[CH3COOH]
	
		HA (( A( + H+			Ka = [H+] [A(] 
	 ácido base conj.				[HA]
Quanto maior a força do ácido ( maior a dissociação ( maior o valor de Ka
ÁCIDOS MONOPRÓTICOS E POLIPRÓTICOS ( se dissociam em 2 ou mais estágios
		(			H2A (( HA( + H+	 e	HA( (( A2( + H+
	se dissociam em
	apenas 1 estágio		Ka1 = [H+] [HA(] 		Ka2 = [H+] [A2(] 
						 [H2A]				 [HA(]
					Ex.: H2SO4 (aq.) ( H+ (aq.) + HSO4- (aq.)
					 ác. forte		 íon hidrogenossulfato
					Ex.: H2CO3 (1( H+ + HCO3- (2( H+ + CO32-
					 ác. fraco	(		 (
						 (	 Ka2 = [H+] [CO32(] = 4,8 x 10-11
							(		 [HCO3-]
					Ka1 = [H+] [HCO3(] = 4,3 x 10-7
						[H2CO3-]
Ex.: H3PO4
Ka1 = [H+] [H2A(] 		
	 [H3A]
Ka2 = [H+] [HA2(] 	onde Ka1 ( Ka2 ( Ka3
	 [H2A(]
Ka3 = [H+] [A3(] 
	 [HA2(]
( Em geral, tanto para um ácido forte quanto para um ácido fraco, a segunda constante de ionização (Ka) de um ácido poliprótico é bem menor do que a primeira.
CONSTANTES DE IONIZAÇÃO DE BASES:
Ex.: NH4OH (( NH4+ + OH-		Kb = [NH4+] [OH(] = 1,79 x 10-5 (a 25oC)
						 [NH4OH]
	
	BOH (( B+ + A(			Kb = [B+] [OH(] 
 base						[BOH]
Quanto maior a força da base, maior a dissociação, e maior o valor de Kb.
AUTO-IONIZAÇÃO DA ÁGUA ( nas soluções aquosas, doisíons são predominantes:
	H+ e OH-
H2O (l) + H2O (l) (( H3O+(aq.) + OH- (aq.) ( ( ( ( ( ( ( ( ( condutividade extremamente 								 baixa
Keq = [H3O+] [OH(] = 1,81 x 10-16 ( valor muito baixo!! Em ( 550.000.000 moléculas de
	 [H2O]2			 água, apenas uma se ioniza (grau de ionização baixo).
[H2O]2. Keq = [H3O+] [OH(] (a 25oC)
(((((
 Kw
Assim, o produto de ionização da água pode ser definido por:
Kw = [H+] [OH(] = 1,0 x 10-14 (a 25oC)
* varia com a temperatura - Kw = 2,5 x 10-14 (a 37oC)
Se Kw = [H+] [OH(] ( Kw = x . x (Kw = x2), 
x2 = 1,0 x 10-14, então x = 1,0 x 10-7 mol/L.
[H+] = [OH(] = 1,0 x 10-7 mol/L.
Quando [H+] = [OH(] = 1,0 x 10-7 ( Solução neutra
Quando se coloca ácido, aumenta a [H+], então [H+] ( [OH(] ( Solução ácida
Quando se coloca base, aumenta a [OH-], então [H+] ( [OH(] ( Solução básica
H2O (( H+ + OH- 
				[H2O] ( 10-7			+ básico
						+ ácido
Quando [H+] = 1,0 x 10-7 ( Solução neutra
Quando [H+] ( 1,0 x 10-7 ( Solução ácida
Quando [H+] ( 1,0 x 10-7 ( Solução básica ou alcalina
pH DE UMA SOLUÇÃO ( O caráter ácido, neutro ou alcalino de uma solução aquosa depende, portanto, das concentrações do íon H+ (variam de 10 a 10-14).
Notação Logarítmica (na base 10) ( pX = log 1 = - log X
							 X
Se Kw = [H+] [OH(], então log Kw = log [H+] + log [OH- ] (multiplicando tudo por -1):
- log Kw = - log [H+] + (- log [OH- ]), sendo finalmente pKw = pH + pOH
E se Kw = 1,0 x 10-14, então pKw = 14 e pH + pOH = 14 (pH = 14 - pOH).
	pH = log 1 = - log [H+]	 e	pOH = - log [OH- ]
		 [H+]
	[H+] = antilog (- pH) = 10pH		[OH- ] = antilog (-pOH) = 10pOH	
Se, numa solução [H+] = 10-3 mol/L, então pH = - log (10-3) = -(-3) / pH = 3
Se, numa solução [H+] = 10-4 mol/L, então pH = 4.
Resumindo:
Solução
[ H+ ]
[OH-]
pH
pOH
Ácida
( 10-7
( 10-7
( 7
( 7
Neutra
10-7
10-7
7
7
Básica
( 10-7
( 10-7
( 7
( 7
										 ** Exercícios
DISSOCIAÇÃO DE ELETRÓLITOS FRACOS:
	Ka = [H+] [A(] 			Kb = [B+] [OH(]
		[AH]					[BOH]
				
		 Têm valores muito pequenos
			
		 pKa = - log Ka e pKb = - log Kb
Exemplos:	HAc	pKa = - log Ka = - log (1,7 x 10-5)
			pKa = - log (1,8 + log 10-5) = 5 - 0,255 = 4,74
		Piridina	pKb = - log Kb = - log (1,7 x 10-9)
				pKb = - (log 1,7 + log 10-9) = - (0,23 + 9)
				pKb = 9 - 0,23 = 8,77
Quanto menor o valor de Ka ou Kb, menor o grau de ionização e mais fraco é o ácido ou 
											 a base.
Quanto menor o valor de pKa ou pKb, mais forte é o ácido ou a base.
Exemplo:	HC2H3O2	pKa = 4,74
		HC2H2ClO2	pKa = 2,85		acidez HAc ( ác. ClAc ( ác. diClAc
		HC2HCl2O2	pKa = 1,30
EQUILÍBRIO DE IONIZAÇÃO DE ÁCIDOS E BASES (em soluções aquosas):
Solução de ácido fraco (
			 (	Eletrólitos fracos
Solução de base fraca (	Ex.: AAS, sacarina, ác. nicotínico (B), fenobarbital (sedativo).
Exemplo:	HC2H3O2 (aq.) + H2O (l) (( H3O+ (aq.) + C2H3O2- (aq.)
		 (
		ionização ( 1%
no ácido forte, a [H+] é dada pela concentração inicial do ácido.
no ácido fraco, a [H+] é determinada pela constante de ionização (ou dissociação) Ka do ácido, que é a constante de equilíbrio de ionização do ácido fraco.
HA (aq.) + H2O (l) (( H3O+ (aq.) + A- (aq.)
	Keq = [H3O+] [A(] 			[H2O] Keq = [H3O+] [A(]
	 [HA] [H2O]			((((	 [HA]
			(			 Ka
		em soluções diluídas,
	a [H2O] é praticamente constante
	A constante de ionização dos ácidos fracos é determinada experimentalmente por dois métodos:
(a). condutividade elétrica da solução (ou propriedade coligativa).
(b). determinação do pH [H+] da solução do ácido fraco.
** Exercícios
1). O ácido nicotínico (niacina - Vit.B) é um ácido monoprótico, cuja fórmula é C6H5NO2. Uma solução de ácido nicotínico 0,012 mol/L tem pH 3,39, a 25oC. Qual é a constante de ionização (Ka) do ácido nesta mesma temperatura?
										
conc. molar (mol/L)		HNic. (aq.) (( H+ (aq.) + Nic( (aq.)
início				0,012		 ~0		0
variação			 - x		 + x	 + x
equilíbrio		 (0,012 - x)	 x		x
						 (
						 (
						 [H+]
x = [H+] = antilog (- pH) = antilog (- 3,39) = 10(3,39 = 4,1 x 10(4 ou 0,00041 mol/L
Ka = [H+] [Nic] 	Ka = x2 .
	[Hnic]		 (0,012 - x)
Ka = (0,00041)2 . = 1,0 x 10(7 = 1,45 x 10(5
 (0,012 - 0,00041) 0,01159
Grau de ionização = quant. ácido ionizado por L sol. = 0,00041 = 0,034 ou 3,4%
			 quant. ácido inicial por L sol. 0,012
2). Quais são as concentrações do ácido nicotínico, de [H+] e do íon nicotinato (base conjugada) numa solução de ácido nicotínico 0,10mol/L, a 25oC. Qual é o pH da solução?
Ka (ác. nicotínico) = 1,4 x 10(5
conc. molar (mol/L)		HNic. (aq.) (( H+ (aq.) + Nic( (aq.)
início				0,10		 ~0		0
variação			 - x		 + x	 + x
equilíbrio		 (0,10 - x)		 x		x
3). O ácido lático (HC3H​5O3) é encontrado no leite talhado, onde se forma pela ação do lactobacilo sobre a lactose (açúcar do leite). Uma solução de ác. lático 0,025 mol/L tem pH 2,75 (a 25oC). Qual é a constante de ionização (Ka) do ácido?
conc. molar (mol/L)		HLac. (aq.) (( H+ (aq.) + Lac( (aq.)
início				0,025		 0		0
variação			 - x		 + x	 + x
equilíbrio		 (0,025 - x)	 x		x
4). Qual é o pH, a 25oC, da solução obtida pela dissolução de um comprimido de 0,325g de ácido acetilsalicílico (AAS) em 0,5L de água? Ka (AAS) = 3,3 x 10(4 / M (HC9H7O4​​) = 180,2g
conc. molar (mol/L)		HAAS. (aq.) (( H+ (aq.) + AAS( (aq.)
início				0,0036		 0		0
variação			 - x		 + x	 + x
equilíbrio		 (0,0036 - x)	 x		x
====================================
EQUILÍBRIOS DE IONIZAÇÃO DE BASES:
NH3 (aq.) + H2O (l) (( NH4+ (aq.) + OH- (aq.)
						 cte
	Keq = [NH4+] [OH(] 			[H2O] Keq = [HB+] [OH(]
	 [NH3] [H2O]			((((	 [B]
						 Kb
* Exercícios: