Ácidos e Bases Próticos - 3ª aula

Prévia do material em texto

Ácidos e Bases Próticos
Aula 3
Relembrando
Ácidos é toda espécie capaz de liberar um H+ em meio aquoso;
Base é toda espécie capaz de liberar um OH- em meio aquoso.
Ácidos e Bases de Bronsted-Lowry
Ácidos são doadores de prótons;
Bases são receptores de prótons.
Prótons – é a forma como se chama o íon H+;
ácido
Base
ácido
Base
H+
H+
Par ácido/base conjugado
Ácidos e bases conjugados são relacionados pelo ganho e perda de um próton. 
HCl/Cl-
NH4+/NH3
ácido
Base
ácido
Base
Sais
Sal é formado pela reação entre um ácido e uma base.
Sais iônicos sofrem dissociação quando em contato com a água.
Sais formados por metais alcalinos são sempre sais iônicos.
ácido
Base
Sal iônico
Sais iônicos
100%
dissociado
100%
dissociado
100%
dissociado
100%
dissociado
Autoprotólise da água
A água existe em equilíbrio com ela mesma, numa reação do tipo ácido e base.
Keq = [H3O+][OH-]
Kw = [H3O+][OH-]
Kw = 1X10-14	a 25ºC
Valores de Kw com a temperatura
Autoprotólise de outros compostos
Constante da água
Exemplo 1: Calcule a concentração de H+ e OH- em água pura, a 25ºC.
Exemplo 2: Qual é a concentração de OH- se [H+] = 1x10-3 M, a 25ºC?
pH
pH é o logaritmo negativo da concentração de H+:
pH = - log[H+]
pOH é o logaritmo negativo da concentração de OH-:
				pOH = - log[OH-]
Escala de pH
Relação entre pH e pOH
Considerando,
Kw = [H3O+][OH-]
Logaritimando os dois lados:
-log(Kw) = -log([H3O+][OH-])
-log(Kw) = (-log[H3O+]) + (- log[OH-])
-log(1x10-14) = pH + pOH
pH + pOH = 14
Água pura existe?
Resposta: Em laboratório, não.
A água para ser pura deveria ter pH = 7, a 25ºC;
A água destilada apresenta-se ácida devido a dissolução do CO2.
Íon
bicarbonato
Força de ácidos e bases
Ácidos e bases são normalmente classificados como fortes ou fracos se eles reagem “completamente” ou “parcialmente” para produzir H+ ou OH-.
Keq > 1 o ácido é considerado forte;
Keq < 1 o ácido é considerado fraco.
Constante ácida
Todos os ácidos fracos, representados por HA, reagem com água doando um próton para a água, formando o equilíbrio:
Ka = [H3O+][A-]
 [HA]
Constante Básica
Uma base fraca, representada por B, reage com a água recebendo um próton, formando o equilíbrio:
Kb = [BH+][OH-]
 [B]
Ácidos fracos comuns
Ácidos fracos = ácidos carboxílicos;
Bases fracos comuns
Bases fracas = aminas;
Relação entre Ka e Kb
Ka = [H3O+][A-]
 [HA]
Kb = [BH+][OH-]
 [B]
Calculando o pH
Exemplo 1 – Calcule o pH para as seguintes soluções:
A) solução 0,01 mol/L de HNO3
B) solução 0,035 mol/L de KOH
C) solução 3x10-5 mol/L de HCl
Calculando o pH
Exemplo 2 – Uma solução ácida contendo La3+ 0,01mol/L é tratada com base, NaOH, até que o La(OH)3 precipite. Em que pH isso ocorre? Kps = 2 x 10-21
Calculando o pH
Exemplo 3 - Calcule o pH para uma solução de acido acético 0,02 mol/L. Ka = 1,8 x 10-5
Exemplo 4 – Calcule o pH de uma solução formada por 20 g de acetato de sódio (CH3COONa) em 100 mL de água.
Calculando o pH
Exemplo 5 – Calcule o pH de uma solução formado por 0,05 mol/L de amônia. Kb = 1,8 x 10-5.
Exemplo 6 – Calcule o pH de uma solução formada pela adição de 10 g de cloreto de amônio, NH4Cl, em 500 mL de água.
Tampões
Uma solução tamponada resiste a uma mudança de pH quando ácidos e bases são adicionados ou quando ocorre uma diluição.
Um Tampão é uma mistura de um ácido e sua base conjugada.
A equação de Henderson-Hasselbach
A equação fundamental para os tampões é a equação de Henderson-Hasselbach:
Ka = [H3O+][A-]
 [HA]
Log Ka = log [H3O+][A-]
 [HA] 
Log ka = log [H3O+] + log [A-]
 [HA]
pKa = pH - log [A-]
	 [HA]
pH = pKa + log[A-]
 [HA]
Logaritmando
Calculando o pH de tampão
Calcule o pH de uma solução formado por 10 g de ácido acético com 10 g de acetato de sódio em 500 mL de água. Ka = 1,8x10-5
Se essa solução for diluída para 1 litro, qual será o novo valor de pH?
Cálculo de pH de tampão
Se a solução do exemplo 1 for adicionado 1 mL de ácido clorídrico 1 mol/L, qual será o valor do pH?
Se a solução do exemplo 1 for adicionado 1 mL de hidróxido de sódio 1 mol/L, qual será o valor do pH?