AULA equilibrio ácido base

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Para soluções aquosas, 25 ºC:
Solução neutra: [H3O+] = [OH-] 
[H3O+] = [OH-] = 1,0 x 10-7 mol/L
Solução ácida: [H3O+] > [OH-] 
[H3O+] > 1,0 x 10-7 mol/L e 
[OH-] < 1,0 x 10-7 mol/L
Solução básica: [H3O+] < [OH-] 
[H3O+] < 1,0 x 10-7 mol/L e 
 [OH-] > 1,0 x 10-7 mol/L
Equilíbrio Ácido-Base
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Ácidos e Bases: Uma breve revisão
Arrhenius: ácidos aumentam a [H+] e bases aumentam a [OH-] em uma solução aquosa.
Arrhenius: ácido + base  sal + água.
Problema: a definição se aplica a soluções aquosas.
Ácidos = substâncias que produzem íons H3O+ (H+), quando dissolvidos em água
Bases = substâncias que produzem íons OH-, ao serem dissolvidos em água
 Ácido: gosto azedo e causa mudança de cor em pigmentos.
 Bases: gosto amargo e sensação escorregadia.
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HCl em água= ácido forte (100% dissociado) 
Arrhenius
NaOH em água= base forte (100% dissociada) 
Ácidos e Bases - Exemplos
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Reações de transferência de H+
Brønsted-Lowry: ácido doa H+ e base aceita H+.
Base de Brønsted-Lowry não necessita conter OH-.
Ácidos e Bases - Brønsted-Lowry
 exemplo: HCl(aq) + H2O(l)  H3O+(aq) + Cl-(aq)
 HCl doa um próton a água. Portanto, HCl é um ácido.
 H2O aceita um próton do HCl. Portanto, H2O é uma base.
 Água = comportamento de ácido ou de base.
 Substâncias Anfóteras = comportamento como ácidos ou como bases.
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Conceito de Bronsted-Lowry: conceito de pares conjugados (mais abrangente e pode ser aplicado a outros solventes, além da água).
Equilíbrio da água
espécie que doa H+
(ácido 1)
espécie receptora de prótons
(base 2)
derivado da base 2
(ácido 2)
derivado do ácido 1
(base 1)
Ácido: doadores de prótons: > a concentração de íons [H3O+], acima do valor determinado pela auto dissociação da água
Base: receptores de prótons: < a concentração de íons [H3O+], qualquer substância que forneça OH- (é uma base); retira H+ com formação de água
Ácidos e Bases - Brønsted-Lowry
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Outros solventes
Bronsted-Lowry
espécie que doa H+
(ácido 1)
espécie receptora de prótons
(base 2)
derivado da base 2
(ácido 2)
derivado do ácido 1
(base 1)
equilíbrio deslocado
NH2- é uma base mais forte que NH3
Ácidos e Bases - Brønsted-Lowry
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Conceito de Lewis:
ácido de Lewis: aceptor pares de elétrons
base de Lewis: doador de pares de elétrons
Ácidos e Bases - Lewis
 Ácido de Brønsted-Lowry = doador de próton.
 Focalizando nos elétrons: ácido de Lewis = aceptor de par de elétrons.
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Ácidos e Bases - Lewis
 ácidos e bases de Lewis não necessitam conter prótons. 
ácido de Lewis: recebe pares de elétrons
base de Lewis: doa pares de elétrons
Exemplo 1:
todos os íons metálicos = ácidos de Lewis (diferente afinidade por ligante) e os ligantes = bases de Lewis
Exemplo 2:
base de Lewis
ácido de Lewis
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Ácidos e Bases
 Ácido Base 
Lewis
Produzem íons H3O+ (H+) 
= dissolvidos em H2O
Produzem íons OH- 
= dissolvidos em H2O
Bronsted - Lowry
Doa pares de elétrons
Aceita pares de elétrons
Arrhenius
Aceita um próton [H+] =[H3O+] 
a1
a2
b2
b1
 Doa próton [H+] =[H3O+] 
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As concentrações de íons H3O+ (H+) em solução são freqüentemente muito pequenas: trabalha – se com soluções diluídas.
Exemplo: [H+] na solução saturada de CO2 = 1,2 x10-4 mol/L 
Concentração de íons H+ = expressa em termos do negativo do logaritmo decimal de sua concentração(mol/L) = pH
pH = - log[H+]
pH (solução de CO2) = - log (1,2 x10-4) = 3,92
Água neutra: [H3O+] = [OH-] 
[H3O+] = [OH-] = 1,0 x 10-7 mol/L
pH = - log(1,0 x 10-7) = 7
Escala de pH
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Escala de pH
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Medida de pH ?
 Método mais preciso de se medir o pH → pH metro ; escala em unidades de pH: eletrodo de vidro combinado (ECS)
Escala de pH
eletrodo de vidro:
 Ag-AgCl (eletrodo) (0,1M, HCl)* 
eletrodo de referência: 
calomelano: solução de KCl; Hg; Hg2Cl2
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 Certos tipos de pigmentos mudam de cor com a mudança de pH = indicadores ácido – base = ácidos/bases orgânicos fracos.
Medida de pH ?
Escala de pH
forma ácida
forma básica
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Indicador ácido-base
fenolftaleína (K = 4,0 x10-10)
pH=9,4 - faixa de viragem: 8,3-10,0
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Indicador ácido-base
vermelho de metila (K = 1,3 x 10-5)
pH=4,9 - faixa de viragem: 4,4-6,2 
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Indicador universal
indicador universal - vermelho de metila (0,120g) + fenolftaleína (1,00g) + azul de bromo timol (0,500g) em 1L de álcool e NaOH (0,050M) até ficar verde: gama de cores que variam de acordo com o valor do pH (1,0-12,0) 
Papel indicador universal = mistura de corantes de permitem avaliar o pH no intervalo de 1 a 10, através da variação de cor
Usado em soluções coloridas
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 em uma solução o ácido forte é usualmente a única fonte H+; (se a concentração mol/L do ácido é menor que 10-6 mol/L deve-se considerar a auto-ionização da água.)
 pH da solução é dado pela concentração inicial mol/L do ácido.
HCl (0,01mol/L)
Ácidos fortes
HCl em água= ácido forte (100% dissociado) 
pH = 2
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 A grande maioria dos hidróxidos iônicos são bases fortes (p.ex. NaOH, KOH, Ca(OH)2).
 Bases fortes são eletrólitos fortes e se dissociam completamente em solução.
 pOH (e portanto o pH) de uma base forte é dado pela concentração mol/L inicial da base. 
 Bases não precisam ter o íon OH- na fórmula
Exemplo: NH3
Bases fortes
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Sal derivado de ácido fraco ou de base fraca
tendência a ficar associada
Base fraca: B+(aq) + HOH BOH(aq) + H+(aq) 
					 pH<7,0
HOH: doa 1 próton para o A- = ácido de Bronsted-Lowry
A-: recebe 1 próton da água = base de Bronsted-Lowry
Reação com a água: Hidrólise
Propriedades ácido- base de soluções de sais 
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Íons em solução aquosa