347607 Aula 1 Acidos Bases Bronsted

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Química Inorgânica I
Prof. Pedro V. M. Dixini
Roteiro da Aula
u Relembrando – Estrutura de Lewis.
u Ácidos e Bases de Bronsted-Lowry
u Características dos ácidos de Bronsted,
u Tendências Periódicas nos aquaácidos;
u Oxoácidos Simples:
u Oxoácidos substituídos;
u As regras de Pauling;
u Anomalias estruturais;
u Óxidos anidros:
u Óxidos ácidos e básicos;
u Anfoterismo;
u Formação de polioxocompostos.
Estrutura de Lewis
u Lewis propôs que a existência da chamada ligação covalente:
u Átomos também podem possuir pares de elétrons não ligantes, ou pares 
isolados.
u Os pares isolados irão influencias na geometria molecular e também em suas 
propriedades químicas!
A:B ou A-B
A::B ou A=B
A:::B ou A≡B�̈�:B
Estrutura de Lewis
u É importante lembrar que, a estrutura de Lewis irá ajudar na escolha da
geometria molecular!
Figura 1: Estruturas químicas variadas.
Estrutura de Lewis
u Lewis conseguiu explicar a estrutura de diversas moléculas propondo a regra do octeto:
u A partir da regra do octeto, podemos facilmente determinar estruturas de diversas moléculas.
u Fazer: SO2, NH3, SO3, H2SO4, SO42-.
u É importante lembrarmos que:
u O átomo menos eletronegativo é quase sempre o átomo central;
u Sempre observe o número de elétrons de valência de todos os átomos envolvidos, pois eles 
precisam ser representados;
u Distribua os elétrons em pares, de forma que haja um par de elétrons formando uma ligação 
simples entre cada par de átomos ligados entre si.
“Cada átomo compartilha elétrons com seus átomos vizinhos para alcançar um total de 
oito elétrons de valência.”
Ácidos e Bases de Bronsted-Lowry
u Acidez e basicidade foi primeiramente conceituado por Arrhenius (1884);
u Um ácido seria uma espécie capaz de produzir um íon hidrogênio em água.
u Entretanto, a teoria de Arrhenius não era ampla o suficiente.
u Em 1923 Bronsted e Lowry, propuseram definições diferentes a de Arrhenius:
u Um ácido de Bronsted é um doador de prótons e uma base de Bronsted um receptor 
de prótons.
u Na teoria de Bronsted-Lowry, a propriedade ácida ou básica da substância não 
está presa ao solvente! 
𝐻𝑁𝑂' → 𝐻)+𝑁𝑂'+
Ácidos e Bases de Bronsted-Lowry
u Um exemplo de ácido de Bronsted é o HF:
u Já um exemplo de base de Bronsted é o NH3:
𝐻𝐹 +𝐻-𝑂 → 𝐻'𝑂) + 𝐹+
Íon H+ ou próton doado pelo ácido de Bronsted.
𝑁𝐻' +𝐻-𝑂 → 𝑁𝐻.)+ 𝑂𝐻+
Íon H+ ou próton recebido pela base de Bronsted.
Ácidos e Bases de Bronsted-Lowry
u Ácidos e bases conjugados:
u Na reação do HF, ele age como um ácido de Bronsted, enquanto que a água, 
atua como base de Bronsted!
u Entretanto, o F-, pode agir como uma base e receber um próton do H3O+:
u Logo, neste caso, o F- é chamado de base conjugada do HF e o H3O+ de ácido 
conjugado da H2O.
𝐻𝐹 +𝐻-𝑂 → 𝐻'𝑂) + 𝐹+
𝐻'𝑂) + 𝐹+ → 𝐻𝐹 + 𝐻-𝑂
Ácidos e Bases de Bronsted-Lowry
u A reação do HF e da água, pode então, produzir um equilíbrio dinâmico, onde:
u A partir do equilíbrio, podemos determinar a força de um ácido ou de uma base 
de Bronsted, considerando um ácido HX:
𝐻𝐹 + 𝐻-𝑂 ⇄ 𝐻' 𝑂) + 𝐹+
• As velocidades das reações direta e inversa são idênticas;
• A taxa de formação dos produtos é igual a de formação dos reagentes.
𝐾 = 𝐻'𝑂) .[𝑋+][𝐻𝑋]𝐻𝑋+𝐻-𝑂 ⇄ 𝐻' 𝑂) + 𝑋+
Ácidos e Bases de Bronsted-Lowry
u K é a constante de dissociação ácida e quanto maior for o seu valor maior será
a força do ácido em questão!
u A força de um ácido está ligada com a taxa de formação dos produtos, ou seja:𝐻'𝑂) . 𝑋+ > [𝐻𝑋]
Ácido Forte!
𝐻'𝑂) . 𝑋+ < [𝐻𝑋]
Ácido Fraco!
Ácidos e Bases de Bronsted-Lowry
u As bases de Bronsted podem ser analisadas de modo análogo:
u E, neste caso, quanto maior for K, maior será a força da base em questão e 
vice-versa.
𝐵𝐻 +𝐻-𝑂 → 𝐵𝐻2 + +𝑂𝐻+ 𝐾 = [𝐵𝐻-)]. [𝑂𝐻+][𝐵𝐻]
Ácidos e Bases de Bronsted-Lowry
u Exercícios:
u 1) O Kb da amônia em água é 1,8.10-5. Calcule o Ka do ácido conjugado NH4+.
u 2) O valor de Kb para a piridina, C5H5N, é 1,8.10-9. Calcule o Ka para o ácido 
conjugado, C5H5NH+.
Ácidos e Bases de Bronsted-Lowry
u O Efeito Nivelador do Solvente:
u Um solvente com uma constante de autoprotólise grande, pode ser usado para
distinguir uma grande variedade de forças ácidas e básicas!
u Ou seja, um ácido fraco em água, pode parecer forte em um solvente que seja um
melhor receptor de prótons, e vice-versa.
u Primeiramente, é importante lembrarmos que, qualquer ácido mais forte que o H3O+
(pKa = 7,0), em água irá doar um próton para água formando H3O+.
u Por exemplo, é impossível, em água, determinarmos se o HBr ou o HI são mais
fortes, pois ambos se apresentam como uma solução de H3O+.
u Portanto, dizemos que a água possui um efeito nivelador que rebaixa todos os ácidos
mais fortes para a acidez do H3O+.
Ácidos e Bases de Bronsted-Lowry
u O Efeito Nivelador do Solvente.
u No caso do HBr e HI, um solvente menos básico que água pode ser utilizado para 
distinguir a força dos ácidos, por exemplo, o ácido acético anidro, uma vez que, o 
HBr e o HI, irão se comportar como ácidos fracos neste solvente.
u O efeito nivelador pode ser expresso em termos do pKa do ácido. Por Exemplo:𝐻𝐶𝑁(<=>) + 𝐻𝑆𝑜𝑙(>) ⇄ 𝐻-𝑆𝑜𝑙(<=>)) + 𝐶𝑁(<=>)+
𝐾C = 𝐻-𝑆𝑜𝑙) . [𝐶𝑁+][𝐻𝐶𝑁]
u O HCN, dissolvido em Hsol, é classificado como forte se pKa < 0, onde Ka é a 
constante de acidez do ácido no solvente Sol.
Ácidos e Bases de Bronsted-Lowry
u O Efeito Nivelador do Solvente.
u No caso das bases, podemos realizar um tratamento análogo, logo:
u O efeito nivelador de uma base pode ser expresso em termos do seu pKb. Um base
dissolvida em Hsol é classificada como forte se pKb < 0, onde Kb é a constante de
basicidade da base em Hsol:𝑁𝐻'(<=>) + 𝐻𝑆𝑜𝑙(>) ⇄ 𝑁𝐻.(<=>)) + 𝑆𝑜𝑙(<=>)+
𝐾D = 𝑁𝐻.) .[𝑆𝑜𝑙+][𝑁𝐻']
u Portanto, todas as bases com pKb < 0, apresentam a basicidade do Sol-. Como pKa
+ pKb = pKsol, este critério para o nivelamento pode ser expresso da seguinte
forma: Todas as bases com pKa > pKsol terão um valor negativo de pKb e se
comportarão como Sol- no solvente Hsol.
Ácidos e Bases de Bronsted-Lowry
u Características do ácidos de Bronsted:
u São três os tipos de ácidos:
u Aquaácidos;
u Hidroxoácidos;
u Oxoácidos.
Ácidos e Bases de Bronsted-Lowry
u Aquaácido: Próton ácido está ligado a uma molécula de água coordenada a um
íon metálico central (átomos centrais em baixos estados de oxidação):
u Hidroxoácido: Próton ácido está em um grupo hidroxila, sem um grupo oxo
vizinho (= O), por exemplo:
[𝐹𝑒(𝑂𝐻-)F]') + 𝐻-𝑂 ⇄ [𝐹𝑒(𝑂𝐻-)G𝑂𝐻]-) +𝐻'𝑂)
Íon hexaaquoferro (III)
𝑇𝑒(𝑂𝐻)F ⇄ 𝑇𝑒 𝑂𝐻 G𝑂 + 𝐻)
Ácidos e Bases de Bronsted-Lowry
u Oxoácidos: Neste caso, o próton ácido está num grupo hidoxila com um grupo
oxo (= O) ligado ao mesmo átomo.
Ionização do Ácido Acético, um oxoácido.
Ácidos e Bases de Bronsted-Lowry
u As três classes de ácidos, podem ser consideradas como estágios sucessivos
da desprotonação de um aquaácido:
[𝑅𝑢𝐿.(𝑂𝐻-)-].) ⇄ [𝑅𝑢𝐿.(𝑂𝐻)-]-) ⇄ [𝑅𝑢𝐿. 𝑂𝐻 𝑂])
Aquaácido Hidroxoácido Oxoácido
Ácido e Bases de Bronsted-Lowry
u A força dos aquaácidos está relacionada com:
u A carga positiva do íon central;
u Decréscimo do Raio Iônico!
Ácidos e Bases de Bronsted-Lowry
u O diagrama ao lado, trás a relação da
acidez com um parâmetro eletrostático de
alguns íons metálicos, temos:
u Os íons do bloco “s”, seguem bem o modelo;
u Íons com cargas maiores e tamanhos de
raios iônicos menores se desviam do
modelo.
Ácidos e Bases de Bronsted-Lowry
u Portanto:
u A medida que nos deslocamos no período, a ligação Metal-Oxigênio, vai se tornando
COVALENTE, istoporque, a força dos ácidos, está ligada com a deslocalização da
carga positiva do íon central!.
Ácidos e Bases de Bronsted-Lowry
u Exemplo:
u Justifique a tendência na acidez [𝐹𝑒(𝑂𝐻-)F]-) < [𝐹𝑒(𝑂𝐻-)F]') < [𝐴𝑙(𝑂𝐻-)F]')
u Coloque em ordem crescente de acidez: [𝑁𝑎(𝑂𝐻-)F]), [𝑆𝑐(𝑂𝐻-)F]'), [𝑀𝑛(𝑂𝐻-)F]-)	𝑒	[𝑁𝑖(𝑂𝐻-)F]-)
Ácidos e Bases de Bronsted-Lowry
u Oxoácidos simples:
u Formados pelos elementos
eletronegativos do lado
superior da tabela;
u Ocorrência de algumas
moléculas planas, por exemplo:
HNO3, H2CO3, B(OH)3
Ácidos e Bases de Bronsted
u Os oxoácidos simples, possuem a estrutura planar devido a formação de
ligações π das substâncias do segundo período:
Ácidos e Bases de Bronsted-Lowry
u Oxoácidos substituídos:
u Ocorrem quando um ou mais grupos –OH são substituídos por outros grupos.
u Este fato pode afetar a acidez das substâncias. Por exemplo:
Ácido aminossulfúrico. Ácido fluorossulfúrico.
Ácidos e Bases de Bronsted-Lowry
u As regras de Pauling:
u A força dos oxoácidos é
dependendo da quantidade
dos números de oxigênio!
u Tabela: A estrutura e os
valores de pKa de alguns
oxoácidos.
Ácidos e Bases de Bronsted-Lowry
u As tendências das forças de ácidos, podem ser sistematizadas
semiquantitativamente aplicando-se duas regras elaboradas por Linus Pauling:
u Para o oxoácido OpE(OH)q, pKa ≈ 8 – 5p.
u Os valores sucessivos de pKa dos ácidos polipróticos (q>1) aumentam de 5
unidades para cada transferência sucessiva de próton.
u Os hidroxoácidos neutros (p = 0), tem pKa ≈ 8, os ácidos com grupo oxo tem
pKa ≈ 3 e os ácidos com dois grupos oxo tem pKa ≈ -2,0.
Ácidos e Bases de Bronsted-Lowry
u Óxidos anidros: A reação de hidratação de um óxido, pode levar a uma base
ou um ácido, dependendo da natureza do átomo central.
Óxido anidro
Oxoácido Base
Óxidos metálicos;
Maioria iônicos.
Óxidos de não metais;
Maioria covalentes.
𝑆𝑂'(S) + 𝐻-𝑂(>) ⇄ 𝐻-𝑆𝑂.(CT) 𝐵𝑎𝑂(<) + 𝐻-𝑂(>) ⇄ 𝐵𝑎(𝑂𝐻)-(CT)
Ácidos e Bases de Bronsted-Lowry
u Anfoterismo:
u Óxidos que reagem com ácidos e bases.
u O anfoterismo está relacionado com um significativo grau
de caráter covalente nas ligações formadas pelos
elementos.
u Exemplo: O Be é fortemente polarizante e com isso,
introduz certo grau de covalência ao oxigênio ligado a ele.
O Sb por outro lado, é polarizado pelo átomo de O ligado a
ele.
Ácidos e Bases de Bronsted-Lowry
u Formação de polioxocompostos:
u Ácidos que contem o grupo OH, podem condensar para formar polioxoânions, a
formação dos policátions ocorre a partir de aquacátions simples pela perde H2O.
u O aumento do pH, leva a polimerização e precipitação de metais que formam óxidos
básicos ou anfóteros. Por exemplo, o Fe (III) e o Al (III):[𝐹𝑒(𝑂𝐻-)F]')+ (3 + 𝑛)𝐻-𝑂→ 𝐹𝑒 𝑂𝐻 '.𝑛𝐻-𝑂 𝑠 + 3𝐻'𝑂)[𝐴𝑙(𝑂𝐻-)F]')+ (3 + 𝑛)𝐻-𝑂→ 𝐴𝑙 𝑂𝐻 '.𝑛𝐻-𝑂 𝑠 + 3𝐻'𝑂)
Ácidos e Bases de Bronsted-Lowry
u A formação de polioxoânio a partir de oxoânions ocorre pela protonação de um
átomo de O e sua retirada como H2O.
2[𝐶𝑟𝑂.]-+ + 2𝐻'𝑂) → [𝑂'𝐶𝑟𝑂𝐶𝑟𝑂']-+ + 3𝐻-𝑂
Ácidos e Bases de Bronsted-Lowry
u Exercícios:
u 1) Identifique as bases conjugadas correspondentes aos seguintes ácidos:
[Co(NH3)5(OH2)]3+, HSO4-, CH3OH, H2PO4-, Si(OH)4 e HS-.
u 2) O valor de pKa do HAsO42- é 11,6. Este valor é compatível com as regras de
Pauling?
u 3) Organize os ácidos HSO4-, H3O+, H4SiO4, NH3 e HSO3F, na ordem crescente de
acidez.
u 4) Em fase gasosa, a força básica das aminas aumenta regularmente ao longo da
série NH3 < CH3NH2 < (CH3)2NH < (CH3)3N. Considere o papel do efeito estéreo e
da capacidade doadora de elétrons do CH3 na determinação desta ordem. Em
solução aquosa esta ordem é invertida. Qual o efeito de solvatação deve ser o
responsável ?