Ácidos e bases

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Química Geral Teórica
Aula 15- Ácidos e bases
camila.ribeiro@unb.br
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O pH de soluções de sais
 A reação entre um ácido e uma base é denominada reação de
neutralização, e o composto iônico produzido na reação é
chamado de sal.
 Contudo, se o pH de uma solução de um sal é medido, nem
sempre ele tem valor “neutro”
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O pH de soluções de sais
 Se uma solução 0,3 mol/L de NaOH(aq) for neutralizada com
uma solução 0,3 mol/L de CH3COOH(aq), a solução de
acetato de sódio resultante terá pH = 9,0.
 De acordo com a teoria de Brønsted-Lowry, um íon pode ser
um ácido ou uma base.
 O pH de uma solução de um sal depende da acidez e da
basicidade relativas de seus íons.
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O pH de soluções de sais
 Todos os cátions que são ácidos conjugados de bases fracas
produzem soluções ácidas. Exemplo NH4
+
 Cátions de metais, com carga elevada e volume pequeno, por
exemplo, Al3+ e Fe3+ produzem soluções ácidas, mesmo que
os cátions não tenham íons hidrogênio para doar.
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O pH de soluções de sais
 Pouquíssimos ânions que têm hidrogênio produzem soluções
ácidas.
 Todos os ânions que são bases conjugadas de ácidos fracos
produzem soluções básicas.
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O pH de soluções de sais
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O pH de soluções de sais
 Você trabalha no setor de emergência de um hospital, onde
um paciente com gripe desenvolveu alquilose metabólica, uma
condição caracterizada por valores muito elevados de pH do
sangue. Você pode administrar cloreto de amônio, que é
usado para reduzir o pH do sangue de pacientes com
alquilose, mas precisa saber seu pH. Calcule o pH de uma
solução 0,15 mol/L de NH4Cl(aq) em 25°C.
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O pH de soluções de sais
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O pH de soluções de sais
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Os ácidos e bases poliprótico
 Um ácido poliprótico é um composto que pode doar mais de
um próton. Exemplos: o ácido sulfúrico, H2SO4, e o ácido
carbônico, H2CO3, que podem doar dois prótons, e o ácido
fosfórico, H3PO4, que pode doar três prótons.
 Uma base poliprótica é uma espécie que pode aceitar mais
de um próton. Exemplos incluem os ânions CO3
2- e SO3
2-, que
podem aceitar dois prótons, e o ânion PO4
3-, que pode aceitar
três prótons.
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 O pH de uma solução de ácido poliprótico
 O ácido carbônico
 A base conjugada de H2CO3 no primeiro equilíbrio, o íon
HCO3
- ,age como um ácido no segundo equilíbrio. Esse íon,
por sua vez, produz sua própria base conjugada, CO3
2-
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 O pH de uma solução de ácido poliprótico
 O ácido sulfúrico é o único ácido poliprótico comum para o
qual a primeira desprotonação pode ser considerada
completa.
 À exceção do ácido sulfúrico, para calcular o pH de um ácido
poliprótico use o Ka1 e só leve em consideração a primeira
desprotonação.
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 O pH de uma solução de ácido poliprótico
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 As soluções de sais de ácidos polipróticos
 A base conjugada de um ácido poliprótico é anfiprótica.
 O comportamento na água desses sais é determinado pelos
valores relativos de Ka e Kb do íon.
 Se Ka > Kb, íon torna a solução ácida.
 Se Ka < Kb, ele torna a solução básica.
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 As soluções de sais de ácidos polipróticos
 Preveja se o sal Na2HPO4 forma uma solução ácida ou básica,
quando dissolvido em água.
 Essa substância é um composto iônico constituído de íons
Na+ e HPO4
2-
 HPO4
2- (aq) + H2O PO4
2- + H3O
+ Ka = 4,2 x 10
-13
 HPO4
2- (aq) + H2O H2PO4
- (aq) + OH- (aq)
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 As soluções de sais de ácidos polipróticos
 HPO4
2- (aq) + H2O PO4
2- + H3O
+ Ka = 4,2 x 10
-13
 HPO4
2- (aq) + H2O H2PO4
- (aq) + OH- (aq)
H2PO4
- tem Ka = 6,2 x 10
-8
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 Os tampões
 Um tampão é o tipo de solução mista em que o pH tende a
permanecer o mesmo após a adição de pequenas
quantidades de ácidos ou bases fortes.
 Uma solução, em água, de um ácido fraco e sua base
conjugada na forma de sal.
 Uma solução, em água, de uma base fraca e seu ácido
conjugado na forma de sal.
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 Os tampões
 Uma solução tampão contendo quantidades semelhantes de
uma base (NH3) e seu sal (NH4Cl):
 Íons OH- removem prótons dos íons NH4
+ para produzir
moléculas de NH3 e H2O.
 Os prótons que chegam ligam-se às moléculas de NH3 e
forma íons NH4
+
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 Os tampões
 Para escolher o sistema de tampão mais apropriado, você
precisa conhecer o valor do pH no qual um determinado
tampão estabiliza a solução.
 Uma mistura de ácido fraco e seu sal age como um tampão
em pH < 7 e é conhecido como tampão ácido.
 Uma mistura de base fraca e seu sal age como um tampão em
pH > 7 e é conhecido como tampão básico.
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 Os tampões
 Cálculo do pH de uma solução tampão
 Você trabalha em um laboratório de microbiologia e cultiva
bactérias que exigem um meio ácido. Sua tarefa é preparar
um tampão que mantenha a cultura no pH apropriado. Você
prepara uma solução tampão que é 0,040 mol/L de
NaCH3CO2(aq) e 0,080 mol/L de CH3COOH(aq) em 25°C.
Qual é o pH da solução.
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 Cálculo do pH de uma solução tampão
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 Cálculo do pH de uma solução tampão
 Em muitas situações, é conveniente fazer uma estimativa
rápida do pH do tampão empregando uma forma da expressão
de Ka que dá o pH diretamente para qualquer composição da
mistura.
 Equação de Henderson-Hasselbalch
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 Cálculo do pH de uma solução tampão
 Calcule a razão entre as concentrações molares dos íons
CO3
2- e HCO3
- necessária para obter um tampão em pH=
9,50. O pKa2 de H2CO3 é 10,25.
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 Cálculo do pH de uma solução tampão
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 As titulações ácido‐base
 A titulação é uma técnica analítica que envolve a adição de
uma solução, chamada de titulante, colocada em uma bureta,
a uma solução que contém a amostra, chamada de analito.
 No ponto estequiométrico de uma titulação ácido-base, a
quantidade de OH- (ou H3O
+) adicionada como titulante é igual
à quantidade de H3O
+ (ou OH-) inicialmente presente no
analito.
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 As titulações ácido forte‐base forte
 Quando um ácido forte é adicionado a uma base forte, ocorre
uma reação de neutralização:
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 As titulações ácido forte‐base forte
 Uma curva de pH é um gráfico do
pH da solução do analito em
função do volume do titulante
adicionado durante a titulação.
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 As titulações ácido forte‐base forte
Você precisa avaliar a precisão de um medidor de pH usado
para titulações e, assim, calcular o valor esperado do pH em
vários pontos durante uma titulação. O analito é 25,00 mL de
uma solução 0,250 mol/L em NaOH(aq) e o titulante é 0,340
mol/L de HCl(aq). Calcule (a) o pH da solução original de analito
e (b) o novo pH após a adição de 5,00 mL do ácido titulante.
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(a)o pH da solução original de analito
pOH= -log 0,25 = 0,602
pH = 14,00 – 0,602 = 13,40
(b) o novo pH após a adição de 5,00 mL do ácido
titulante. n = V x c
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 As titulações ácido forte‐base forte
(b) o novo pH após a adição de 5,00 mL do ácido titulante.
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 As titulações ácido forte‐base forte
(b) o novo pH após a adição de 5,00 mL do ácido titulante.
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 As titulações ácido forte‐base fraca
e ácido fraco‐base forte.
 O ponto estequiométrico não ocorre
em pH = 7.
 O pH do ponto estequiométrico
depende do tipo de sal formado na
reação de neutralização.
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 As titulações ácido forte‐base fraca e ácido fraco‐base forte.
 Titulação de ácido acético, CH3OOH, com hidróxido de sódio.
 Como os íons Na+ praticamente não afetam o pH e o íon
acetato, CH3CO2
- é uma base fraca, a solução é básica e o pH
é maior que 7.
 O oposto ocorrecom o ponto estequiométrico da titulação de
qualquer ácido fraco com uma base forte.
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 Considerando a forma
geral da curva de pH.
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 Os indicadores ácido‐base
 Um indicador ácido-base é um corante,
solúvel em água, cuja cor depende do pH.
 Um indicador ácido-base muda de cor com
o pH porque ele é um ácido fraco que tem
uma cor na forma de ácido (InH, em que In
significa indicador) e outra na forma de
base conjugada (In-)

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 Os indicadores ácido‐base
 Como é um ácido fraco, o indicador participa de um equilíbrio
de transferência de próton:
 O ponto final de um indicador é o ponto em que as
concentrações de suas formas ácida e básica são iguais.
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 Os indicadores ácido‐base
[H3O
+]ponto final = KIn -log [H3O
+]ponto final = -logKIn
pH= = pKIn
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 Os indicadores ácido‐base
 O ponto final é uma propriedade do indicador. O ponto
estequiométrico é uma propriedade da reação química que
ocorre durante a titulação.
 É importante selecionar um indicador com um ponto final
próximo do ponto estequiométrico da titulação.
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 Os indicadores ácido‐base
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 As titulações de ácidos polipróticos
 A titulação de um ácido poliprótico é muito semelhante à de
um ácido monoprótico, exceto que existem tantos pontos
estequiométricos quanto o número de átomos de hidrogênio
ácidos.
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 As titulações de ácidos
polipróticos