AULA_12_QAM100_ACIDOS_BASES

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QAM100
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 Nos idos de 1750, o francês G. F. Rouelle comentava que um sal natural se formava pela reação entre um ácido e qualquer substância capaz de servir de “base” - um álcali solúvel em água, uma “terra” (CaCO3 - calcário), um metal. Assim, a palavra base entrou para o vocabulário da química.
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 A palavra ácido vem do latim acidus. Foi possivelmente aplicada originalmente ao vinagre e depois estendida a outras substâncias com o mesmo gosto acre. 
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ÁCIDOS E BASES DE ARRHENIUS
O químico sueco Svante August Arrhenius viveu entre 1859 a 1927. Ele recebeu o Prêmio Nobel em 1903. Em 1887 ele propôs o que hoje conhecemos como Teoria de Arrhenius de Ácidos e Bases.
Svante August Arrhenius
(1825-1923)
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ÁCIDOS E BASES DE BRØNSTED E LOWRY
Brønsted (Dinamarca) e Lowry (Inglaterra) sugeriram simultânea e independentemente em 1923, um novo modelo para o comportamento dos ácidos e bases. 
 Ácido é qualquer substância que possa transferir um próton para outra espécie química. (doam íons H +)
 Base é qualquer substância que possa aceitar um próton. (recebem íons H +)
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 Pares ácido-base conjugados:
HCO3- (aq) + H2O (l) H3O+ (aq) + CO32- (aq) 
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Um par de compostos neutros ou íons que se diferem pela presença de uma unidade H+.
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 Pares ácido-base conjugados:
HCl (aq) + H2O (l) H3O+ (aq) + Cl- (aq) 
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ÁCIDOS E BASES DE LEWIS
 Um ácido de Lewis é um receptor de par de elétrons.
 Uma base de Lewis é um doador de par de elétrons.
Os ácidos de Lewis devem ter um orbital vazio (para o qual os pares de elétrons possam ser doados).
As bases de Lewis devem ter um par de elétrons livres.
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Gilbert N. Lewis
(1875–1946) 
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Ácido Forte
Ácido Fraco
 Antes da No
 ionização equilíbrio
 Antes da No
 ionização equilíbrio
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 Ácido fraco é aquele que não está completamente dissociado
HA (aq) H+ (aq) + A- (aq)
(Arrhenius)
 Constantes de Dissociação para Ácidos Fracos:
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Tab. I: Constantes de dissociação de alguns ácidos fracos (25oC).
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 Ácidos Polipróticos:
HPO42- (aq) + H2O (l) PO43- (aq) + H3O+ (aq) 
H3PO4 (aq) + H2O (l) H2PO4- (aq) + H3O+ (aq) 
K1 = 7,1 x 10-3
H2PO4- (aq) + H2O (l) HPO42- (aq) + H3O+ (aq) 
K2 = 6,3 x 10-8
K3 = 4,4 x 10-13
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Qual é a concentração de cada espécie derivada do soluto numa solução de ácido acético (HC2H3O2) 0,50 molL-1?
(Ka = 1,8 x 10-5)
HC2H3O2 (aq) H+ (aq) + C2H3O2- (aq)
 Cálculos para Ácidos Fracos:
x 2 + (1,8x10-5)x – 9,0x10-6 = 0
x = 3,0x10-3
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HC2H3O2 (aq) H+ (aq) + C2H3O2- (aq)
x = 3,0x10-3
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TAREFA:
Calcule a concentração de todas as espécies de soluto presentes em uma solução 0,10 molL-1 de ácido hipocloroso, HOCl (Ka = 3,2x10-8).
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A DISSOCIAÇÃO DE BASES FRACAS
 A dissociação de uma base fraca é semelhante à de um ácido fraco.
 Constantes de Dissociação para Bases Fracas:
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Tab. II: Constantes de dissociação de algumas bases fracas (25oC).
 A visão de Brønsted-Lowry é normalmente mais conveniente para descrever bases fracas. 
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 Cálculos para Bases Fracas:
Calcule a concentração de cada espécie de soluto presente numa solução de NH3 0,40 molL-1. Qual é a porcentagem de dissociação nesta solução? (Kb = 1,8x10-5 a 25oC).
O equilíbrio de dissociação é:
NH3 (aq) + H2O (aq) NH4+ (aq) + OH- (aq)
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A DISSOCIAÇÃO DA ÁGUA
 A água pura apresenta condutividade elétrica, ela sofre autodissociação.
K’ = [H+] [OH-] = K’ [H2O] = Kw
Kw = 1,0x10-14 a 25oC
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H2O + H2O H3O+ (aq) + OH- (aq)
ou como:
K” =
[H3O+] [OH-]
[H2O]2
K” = [H3O+] [OH-] = K” [H2O] = Kw
Kw = [H3O+] [OH-]
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pH e pOH
 A concentração hidrogeniônica ou potencial hidrogeniônico (pH) em uma solução pode variar de 10 molL-1 até 1x10-15 molL-1.
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Tab. III: pH, pOH e acidez (25oC).
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Solução
pH
Tab. IV: Valores de pH de algumas substâncias comuns
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HIDRÓLISE
 A palavra hidrólise significa “quebra pela água”.
 A hidrólise é uma reação entre um ânion ou um cátion é a água, com fornecimento de íons OH- ou H+ para a solução.
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 As constantes de hidrólise raramente são dadas em tabelas:
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 A Hidrólise do Cátion:
 Os produtos da hidrólise de um cátion são uma base fraca é íons H+.
Na realidade: Cr(H2O)63+
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Hidrólise Ácida do Crômio 
Aquo-complexo
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 Hidrólise e pH:
 A hidrólise pode ser considerada como sendo um distúrbio do equilíbrio da autodissociação da água.
 A hidrólise de um ânion, A-, de um ácido fraco pode ser considerada em duas etapas:
A- (aq) + H+ (aq) HA (aq)
1a etapa:
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 O pH de Soluções de Sais:
 Quando um sal dissolve em água, a solução resultante pode ser neutra, básica ou ácida.
Se for um sal de um ácido forte e de uma base forte, a solução é neutra, por exemplo o NaCl.
NaCl (s) Na (aq) + Cl- (aq)
F- (aq) + H2O (aq) HF (aq) + OH- (aq)
Se for um sal de um ácido fraco e de uma base forte, a solução é básica, por exemplo o NaF.
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Se for um sal de um ácido forte e de uma base fraca, a solução é ácida, por exemplo o NH4Cl
NH4+ (aq) + H2O (aq) NH3 (aq) + H3O+ (aq)
O sal de um ácido fraco e de uma base fraca. Não é possível generalizar
Se a base é um eletrólito mais forte que o ácido, a solução do sal será básica.
Se o ácido é um eletrólito mais forte que a base, a solução do sal será ácida.
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Por exemplo, NH4F:
O cátion hidrolisa
NH4+ (aq) + H2O (aq) NH3 (aq) + H3O+ (aq)
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INDICADORES ÁCIDO-BASE
 Um indicador é um par conjugado de ácido e base de Brønsted-Lowry cujo ácido apresenta uma coloração e a base apresenta outra. Algumas vezes umas das duas é incolor.
Tab. V: Indicadores e suas mudanças de cor.
Ponto de equivalência: é o ponto onde números iguais de equivalentes de ácido e base foram adicionados.
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Antes do ponto de equivalência
Fenolftaleina
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NaOH
HCl
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HC20H13O4 (aq) + H2O (l) C20H13O4- (aq) + H3O+ (aq)
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 Exemplos de Indicadores:
Fenolftaleina
Azul de Bromofenol
Vermelho de Metacresol
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TITULAÇÕES ÁCIDO-BASE
 A análise ácido-base de uma solução de concentração desconhecida é geralmente feita por um procedimento conhecido como titulação.
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CURVAS DE TITULAÇÃO
 É possível calcular o pH de uma solução sendo titulada em cada ponto de titulação, se forem conhecidas as concentrações do ácido e da base.
Quatro tipos de reações:
(1) titulações que envolvem um ácido forte e uma base forte.
(2) titulações envolvendo um ácido fraco e uma base forte.
(3) titulações que envolvem um ácido forte e uma base fraca.
(4) titulações que envolvem um ácido fraco e uma base fraca.
(complicadas em razão da hidrólise do cátion e do ânion do sal formado)
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(1) Titulações Ácido Forte e Uma Base Forte
NaOH 	0,10 molL-1
HCl	0,10 molL-1
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 É possível calcular o pH da solução em cada fase da titulação:
1. Após a adição de 10,0 mL de solução 0,100 molL-1 de NaOH a 25 mL de solução 0,100 molL-1 de HCl. O volume total da solução é 35,0 mL.
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Portanto,a quantidade de HCl que resta depois da neutralização parcial é:
(2,5x10-3) – (1,00x10-3) = 1,5x10-3 mols de HCl restantes
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2. Após a adição de 25,0 mL de solução 0,100 molL-1 de NaOH a 25 mL de solução 0,100 molL-1 de HCl.
Esse cálculo é simples, porque envolve uma reação de neutralização completa e o sal (NaCl) não hidrolisa.
No ponto de equivalência, [H+] = [OH-] = 1,0x10-7 molL-1
pH = -log [H+] = 1,0x10-7 molL-1 = 7,00
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O número de mols de HCl em 25,0 mL de solução é 2,50x10-3. Depois da neutralização completa do HCl, o número
de mols de NaOH em excesso é:
(3,50x10-3 – 2,50x10-3) = 1,00x10-3 mol de NaOH em excesso
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(2) Titulações Ácido Fraco e Uma Base Forte
NaOH 	0,10 molL-1
HAc	0,10 molL-1
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Calcule o pH na titulação de 25,0 mL de solução 0,100 molL-1 de ácido acético com hidróxido de sódio, depois de se adicionar à solução do ácido (a) 10,0 mL de NaOH 0,100 molL-1, (b) 25,0 mL de NaOH 0,100 molL-1, (c) 35,00 mL de NaOH 0,100 molL-1.
EXEMPLO:
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A partir de agora trabalhamos com mols porque, quando duas soluções se misturam, o volume aumenta. Como o volume aumenta a molaridade varia, mas o número de mols continua: 
As variações no número de mols:
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x = 2,7x10-5
[H+] = 2,7x10-5 molL-1
pH = - log [H+] = 4,57
Entretanto, o HC2H3O2 remanescente sofre dissociação:
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0,10 mol . 25 mL
(b) 25,0 mL de NaOH 0,100 molL-1
Essas quantidades, isto é, 25 mL de NaOH 0,10 molL-1 reagindo com 25 mL de CH3COOH 0,10 molL-1 correspondem ao ponto de equivalência. O número de mols de NaOH em 25 mL de solução é:
x =
1000 mL
= 2,50x10-3 mols de NaOH
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No ponto de equivalência, as concentrações do ácido e da base são zero. O volume total é (25 + 25) mL e, assim, a concentração do sal é:
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(c) 35,00 mL de NaOH 0,100 molL-1
Depois da adição de 35,0 mL de NaOH, a solução já ultrapassou o ponto de equivalência. O número de mols de NaOH originalmente presentes:
0,10 mol . 35 mL
x =
1000 mL
= 3,50x10-3 mols de NaOH
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Neste ponto da titulação, temos OH- e CH3COO-, entretanto, OH- é uma base muito mais forte que o CH3COO-, podemos desprezar a hidrólise dos íons CH3COO-.
O volume total da solução é (25 + 35) mL, portanto calculamos a concentração de OH-.
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NH4+ (aq) + H2O (l ) NH3 (aq) + H+ (aq)
No ponto de equivalência (pH < 7):
(3) Titulações Ácido Forte e Uma Base Fraca
HCl 	0,10 molL-1
NH3	0,10 molL-1
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TAMPÕES
Uma solução tampão é uma solução de:
Um ácido fraco ou uma base fraca e
sua base ou ácido conjugados. 
Ambos devem estar presentes !
A solução tampão tem a capacidade de resistir a variações de pH quando se adicionam H+ ou OH- 
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Queremos preparar uma solução-tampão com determinado valor de pH. Como fazê-lo?
Por exemplo: CH3COOH e CH3COONa
Aplicando o logaritmo negativo nos dois lados da equação temos:
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Ou:
-log [H+] = 
 [C2H3O2-]
[C2H3O2H]
-log Ka
+ log 
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Calcule o pH do tampão 0,30 molL-1 NH3 / 0,36 molL-1 NH4Cl. (Ka = 5,6x10-10)
Exercício:
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(b) Qual é o pH após a adição de 20,0 mL de NaOH 0,050 molL-1 em 80 mL da solução-tampão? 
Encontramos o número de mols de NH4+ , OH- e NH3:
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0,30 mol . 80 mL
x =
1000 mL
= 0,024 = 2,40x10-2 mols de NH3
Para NH3
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[NH4+] = 
0,100 L
[NH3] = 
2,50x10-2 mol
0,100 L
2,78x10-2 mol
= 
0,278 molL-1
0,250 molL-1
= 
pH inicial da solução-tampão 0,30 molL-1 NH3 / 0,36 molL-1 NH4Cl:
9,17
Após a adição de 20,0 mL de NaOH 0,050 molL-1 em 80 mL da solução-tampão:
9,20
Variação no valor de pH: 0,03
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