Unidade II ACIDOS E BASES

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Unidade II - ACIDOS E BASES
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			Ácidos e bases são encontrados em quase todo lugar. No interior de cada célula viva, existe uma fábrica que produz os ácidos e as bases que suportam a vida e controlam a composição de nosso sangue e fluídos celulares;
			Ácidos e bases afetam o sabor, a qualidade e a digestão de nossa comida;
			Na leitura de qualquer jornal é possível ler estudos realizados sobre as chuvas ácidas;
			Quase todos os produtos que no rodeiam, tecidos sintéticos, tintas, metais, plásticos – fizeram uso de ácidos ou bases no decorrer e sua fabricação;
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Conceito de Arrhenius
Svante Arrhenius(1859-1927) : 
Acidos : são substâncias que, quando dissolvidas em água, fornece o cátions hidrogênio H+.
Ex.: ácido clorídrico , HCl
			HCl(aq) → H+(aq) + Cl-(aq)
Bases: são substâncias que, quando dissolvidas em água, fornece o ânion hidróxido OH-.
Ex.: hidróxido de sódio , NaOH
			NaOH(aq) → Na+(aq) + OH-(aq)
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Ácidos em solução aquosa produzem ions H+ (protons)
Ácidos monopróticos : 
			HCl(aq) → H+(aq) + Cl-(aq)
Acidos dipróticos
			H2SO4(aq) → 2 H+(aq) + SO4-(aq)
Acidos tripróticos
			H3PO4(aq) → 3 H+(aq) + PO4-3(aq)
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Força de ácidos e bases 
			Ácidos e bases são eletrólitos, ou seja , se dissociam em íons, quando dissolvidos em água. 
	HCl(aq) → H+(aq) + Cl-(aq)
	NH3(aq) + H2O(l) → NH4+(aq) + OH-(aq)
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Acidos Fortes
Ácidos fortes : se encontram completamente ionizados em solução aquosa . Ex.:
	HCl , ácido clorídrico
	HBr, ácido bromídrico
	HI, ácido iodídrico
	HNO3, ácido nítrico
	HClO4 , ácido perclórico
	H2SO4, ácido sulfúrico 
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Bases fortes
			Bases fortes: se encontram completamente ionizados em solução aquosa . 
Ex.:
LiOH =
NaOH =
KOH =
RbOH = 
CsOH =
Ca(OH)2 =
Sr(OH)2 =
Ba(OH)2 =
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Caráter ácido-base de óxidos
Óxidos ácidos : óxidos dos não-metais . 
Ex. :
	CO2(g) + H2O(l) →H2CO3(aq)
Óxidos básicos : óxidos dos metais alcalinos e alcalino-terrosos formam bases fortes. 
	
CaO(s) + H2O(l) → Ca(OH)2(s)
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Caráter ácido-base de óxidos
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Óxidos anfóteros 
Óxidos anfóteros : reagem com ácidos e com bases 
	Al2O3(s) + 6 HCl(aq)  AlCl3(aq) + 3 H2O(l) 
	
	Al2O3(s) + 3 NaOH(aq) + H2O(l)  2 Na[Al(OH)4](aq)
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Reação de Neutralização
			Em uma reação de neutralização em meio aquoso, um ácido reage com uma base para produzir um sal e água: 
	HCl(aq) + NaOH(aq) →NaCl(aq) + H2O(l)
	(ácido) (base) (sal) (água)
H+(aq) +Cl-(aq) +Na+(aq) + OH-(aq) →Na+(aq) + Cl-(aq) + H2O(l)
					H+(aq) + OH-(aq) →H2O(l)
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Exemplo
		Quantos mililitros de uma solução 0,120 M de HCl são necessários para neutralizar completamente 50 mL de uma solução 0,101 M de Ba(OH)2 ? 
Resposta: Ba(OH)2 + 2 HCl → BaCl2 + H2O
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Exemplo 
Quais são as molaridades de H3O+ e de OH- , em uma solução de Ba(OH)2(aq) 0,0030 M ? 
	Ba(OH)2(aq) →
	
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Caráter ácido-base de sais
1.Sal de reação ácida 
	ácido forte + base fraca 
	HCl(aq) + NH3(aq) →NH4Cl(aq)
2. Sal de reação neutra
	ácido forte + base forte 
	H2SO4(aq) + Ca(OH)2(aq) →CaSO4(aq) + 2 H2O(l)
3.Sal de reação básica 
	ácido fraco + base forte
	CH3COOH(aq) + NaOH(aq) →NaCH3COO(aq) + H2O(l)
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Ácidos e bases de Brönsted-Lowry 
		Johannes Brönsted(1879-1947) e Thomas Lowry(1874-1936) em 1923 propuseram que
Um ácido é um doador de prótons(H+)
A base conjugada de um ácido é a base formada quando o ácido perde um próton. Ex.: 
		HCl(aq) + H2O(l) → H3O+(aq) + Cl-(aq)
	ácido				 ion hidrônio base conjugada
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Uma base é um receptor de próton (H+)
			O ácido conjugado de uma base é o ácido que se forma quando a base aceitou o próton
	
	NH3(aq) + H2O(l) → NH4+(aq) + OH-(aq)
	base ácido conjugado ion hidróxido
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CH3COOH(aq) + NH3(aq) → NH4+(aq) + CH3COO-(aq)
 ácido 1 base 2 ácido 2 base 1
Pares ácido-base conjugados : 
	CH3COOH – CH3COO-
	ácido acético íon acetato
	NH3 – NH4+
	amônia íon amônio
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ÁCIDOS E BASES DE LEWIS
Ácido – Toda substância que aceita um par de elétrons.
Base – Toda substância que doa um par de elétrons.
Ex: CO2 – ácido, 
OH- (base) 
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 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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Auto ionização da água 
A água é anfiprótica: pode agir como um doador de próton ou um receptor de próton.
Reação de autoprótolise da água 	
H2O(l) + H2O  H3O+(aq) + OH-(aq) 
ácido 1 base 2 ácido conjugado base conjugada
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Produto iônico da água 
	 H2O(l) + H2O(l)  H3O+(aq)+ OH-(aq) 
A constante de equilíbrio pode ser expressa como : 
	Kc = [H3O+] [OH-]
				 [H2O]2
Para soluções diluídas [H2O]= 1
Em água pura , 
			[H3O+] =	 [OH-] = 1,0 x 10-7 M a 25 o C , assim: 
			Kw = [H3O+] [OH-] = 1,0 x 10-14
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Conceito de pH
	A escala de Sorensen permite traduzir a concentração de ions H+ através da relação:
 
A 25 ºC, para a água pura obtemos:
pH = 7 é o pH neutro.
	Como as concentrações de H3O+ podem variar em muitas ordens de grandeza, Para facilitar a quantificação, a concentração de H3O+ foi determinada em termos do logaritimo negativo. Assim: 
 pH =1/[H+] 
 
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Kw é o produto iónico da água. A 25 ºC, Kw = 1× 10-14
Para um par ácido-base conjugado, obtem-se:
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Em solução aquosa, as concentrações de ions H3O+ e OH- estão relacionados pelo equilíbrio da autoprotólise.
		H2O(l) + H2O(l)  H3O+(aq)+ OH-(aq)
Se a concentração de um dos íons é aumentada, a concentração do outro íon deve decrescer para manter constante o valor de Kw.
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Escala de pH 
A escala de pH é usada para indicar a molaridade de H3O+ em uma solução
				 pH = - log [H3O+] 
pH da água pura 
				pH = - log (1,0 x 10-7) = 7,0
0 →→→→→→→7 →→→→→→14
 ácido neutro básico
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Escala de pH
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Indicadores de pH
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pOH de soluções 
			pOH = - log[OH-] 
Para uma solução de Ba(OH)2 0,0030 M , o pH é calculado como
	Ba(OH)2(aq) →Ba+2(aq) + 2 OH-(aq)
	[OH-] = 2 x 0,0030 M = 0,0060 M 
	pOH = -log 0,0060 = 2,22
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Kw = [H3O+] [OH-] = 1,0 x 10-14
log Kw = log [H3O+] + log [OH-] = log(1,0 x 10-14)
- log Kw = - log [H3O+] - log [OH-] = - log(1,0 x 10-14)
					
					pH + pOH = 14,00
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Exemplo
Calcule o pH e o pOH de uma solução 3,5 x 10-4 M de Ca(OH)2
Resposta:
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