QUI205 Aula 1 cidos e Bases

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Universidade Federal de Minas Gerais 
Instituto de Ciências Exatas 
Departamento de Química 
Conceitos de Ácidos e Bases 
Prof. Gilson de Freitas Silva 
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Ácidos e Bases 
 Ácido: substância ou íon capaz de doar prótons e que reage 
com base para formar sal e água (HOUAISS). 
 
 Base: substância que libera o íon hidroxila (OH‒) em solução 
aquosa; substância ou íon capaz de reagir com um próton (íon 
hidrogênio) para formar um novo composto; substância que 
reage com (ou neutraliza) ácidos para formar sal e água 
(HOUAISS). 
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Ácidos e Bases 
 Classificação de ácidos e bases 
 Arrhenius (1884) 
 Bronsted-Lowry (1923) 
 Lewis (1923) 
 Pearson (1963) 
 
 Lux-Flood 
 Sistema Solvente 
 Usanovich 
menos comuns 
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Conceito de Arrhenius 
 Ácido: espécie que em solução aquosa libera íons H+. 
Exemplos: HCl, H2SO4, HBrO3, HNO3. 
 
 Base: espécie que em solução aquosa libera íons OH‒. 
Exemplos: NaOH, Ca(OH)2, KOH, Fe(OH)2. 
 
 Importante: a espécie deve conter “H” ou “OH” (constitutivo). 
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Conceito de Bronsted-Lowry 
 Ácido: espécie capaz de doar um próton (H+). 
 Base: espécie capaz de receber um próton (H+). 
 Este conceito é mais amplo e não limitado pelo solvente. 
 
HClO4(aq) + H2O(l)  H3O
+(aq) + ClO4
‒(aq) pKa = - 1,6 
NH3(g) + H2O(l) ⇌ NH4
+(aq) + OH‒(aq) pKb = 4,75 
NH4
+(aq) + S2‒(aq) ⇌ NH3(aq) + HS
‒(aq) 
HClO4(aq) + NH3(aq) ⇌ NH4
+(aq) + ClO4
‒(aq) 
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 Forças relativas de ácidos e bases 
Ácidos Bases Conjugadas 
HI I‒ 
HBr Br‒ 
H2SO4 HSO4
‒ 
HNO3 NO3
‒ 
H3O
+ H2O 
HNO2 NO2
‒ 
H3CCOOH H3CCOO
‒ 
H2S HS
‒ 
NH4
+ NH3 
HCO3
‒ CO3
2‒ 
H2O OH
‒ 
H2 H
‒ 
OH‒ O2‒ 
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A
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 b
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a
 
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 Ácido e base forte: as espécies estão quase 
completamente ionizadas em água. Exemplos: HClO4 (pKa = - 
1,6), HSCN (pKa = - 1,8), NaOH, Ca(OH)2, HIO4 (pKa = 1,64) 
 
 Ácido e Base fraca: as espécies estão pouco ionizadas em 
água. Exemplos: HF (pKa = 3,20), HN3 (pKa = 4,6), H2NOH (pKb 
= 8,06), H3CCOOH (pKa = 4,76), Cl3CCOOH (pKa = 0,66), H2O 
(pKa = 14), H2S (pKa = 7,05). 
 
 Acidez dos íons metálicos: Ca2+ (pKa = 12,6), Mg
2+ (pKa = 
11,4), Sr2+ (pKa = 13,2), Al
3+ (pKa = 5,0). 
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 Explorando os conhecimentos adquiridos... 
1. Escreva equações químicas que representem os dois equilíbrios de 
transferência de prótons (em sistema aquoso) para os compostos 
abaixo. Identifique em cada equilíbrio os pares ácido-base conjugados. 
 a) HCO3
‒ b) HPO4
2‒ c) HC2O4
‒ d) NH3 
 
2. Quais das reações representadas abaixo podem ser classificadas como 
reações entre ácidos e bases de Bronsted-Lowry? Identifique os ácidos 
e as bases em cada processo. 
a) NH4I(aq) + H2O(l)  NH3(aq) + H3O
+(aq) + I‒(aq) 
b) NH4I(s)  NH3(g) + HI(g) 
c) H3CCOOH(aq) + NH3(aq)  H3CCONH2(aq) + H2O(l) 
d) NH4I(am) + KNH2(am)  KI(am) + 2 NH3(l) 
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Estrutura Molecular e a Força de 
Ácidos/Bases 
 A força da ligação química 
 A eletronegatividade 
 O estado de oxidação 
Ácido/base pKa/pKb Ácido/base pKa/pKb 
H2S 7,05 H2Te 2,60 
HClO 7,40 HIO 10,5 
HClO2 1,94 HClO4 ‒ 1,60 
Al3+ 5,0 Ca2+ 12,6 
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Conceito de Lewis 
 Ácido: espécie capaz de aceitar um par eletrônico. 
 Base: espécie capaz de doar um par eletrônico. 
 Conhecimento sobre a estrutura de Lewis das espécies é 
importante. 
H2O(l) + CO2(g) ⇌ H2CO3(aq) 
BF3(g) + N(CH3)3(g)  F3B-N(CH3)3(g) 
 O aduto mais estável é com o BBr3! 
 Reatividade do SiF4 e do CF4 frente a íons fluoreto (formação 
de SiF6
2‒ e CF6
2‒, respectivamente). 
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 Explorando os conhecimentos adquiridos... 
1. Considere as seguintes espécies químicas: óxido de enxofre(VI), tricloreto de 
alumínio, pentafluoreto de antimônio e íon óxido. Apresente as estruturas de 
Lewis para cada uma delas. Considerando a teoria de Lewis, indique o 
comportamento ácido/básico de cada uma delas. 
 
2. O sulfeto de alumínio, Al2S3, emite um odor característico de sulfeto de 
hidrogênio quando úmido. Escreva a equação química balanceada que 
representa a reação que ocorre e discuta a ocorrência da reação considerando 
as classificações de ácidos e bases. 
 
3. Determine qual dos ácidos,em cada par abaixo, é o mais forte e explique sua 
escolha. 
 a) HBrO3 e HBrO b) HF e HCl c) HClO4 e H3PO4 
 
Conceito de Pearson 
 Ácido: recebe o par de elétrons. 
 Base: doa o par de elétrons. 
 
 Ácido Duro 
 número de oxidação elevado (carga positiva); 
 raio iônico pequeno. 
 
 Ácido Macio 
 número de oxidação baixo; 
 raio iônico relativamente grande. 
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 Base Dura 
 baixa polarizabilidade; 
 elevada eletronegatividade. 
 
 Base Macia 
 elevada polarizabilidade; 
 baixa eletronegatividade. 
Conceito de Pearson 
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 Polarizabilidade 
Fe3+(aq) + 6 F‒(aq) ⇌ [FeF6]
3‒(aq) Kformação = 2 × 10
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Fe3+(aq) + SCN‒(aq) ⇌ [FeSCN]2+(aq) Kformação = 1,4 × 10
3 
 
Hg2+(aq) + 4 I‒(aq) ⇌ [HgI4]
2‒(aq) Kformação = 6,58 × 10
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Hg2+(aq) + 4 NH3(aq) ⇌ [Hg(NH3)4]
2+(aq) Kformação = 1,26 × 10
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 Em geral, os ácidos são identificados como duros ou macios pela estabilidade 
termodinâmica dos complexos que eles formam. 
Espécies DUROS FRONTEIRA MACIOS 
Ácidos 
H+, Li+, Na+, K+, Be2+, 
Mg2+, Ca2+,Cr2+, Cr3+, 
Al3+, SO3, BF3 
Fe2+, Co2+, Ni2+, Cu2+, 
Zn2+, Pb2+, SO2, BBr3 
Cu+, Ag+, Au+, Tl+, Hg+, 
Pd2+, Cd2+, Pt2+, Hg2+, 
BH3, M
0 (metais não 
oxidados) 
Bases 
F‒, OH‒, H2O, NH3, 
CO3
2‒, NO3
‒, O2
‒, 
SO4
2‒, PO4
3‒, ClO4
‒ 
NO2
‒, SO3
2‒, N3
‒, N2, 
C6H5N, SCN
‒, Br‒ 
H‒, R‒, CN‒, CO, I-, 
SCN‒, R3P, C6H6, R2S, 
RSH 
Conceito de Pearson 
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 Em geral, os ácidos são identificados como duros ou macios pela 
estabilidade termodinâmica dos complexos que eles formam. 
 “Estabilidade” (Kformação) 
S>N>O  metais com + elétrons “d”. 
O>N>S  metais com nenhum ou 
 poucos elétrons “d”. 
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Espécies DUROS FRONTEIRA 
Ácidos 
H+, Li+, Na+, K+, 
Be2+, Mg2+, Ca2+, 
Cr2+, Cr3+, Al3+, 
SO3, BF3 
Fe2+, Co2+, Ni2+, 
Cu2+, Zn2+, Pb2+, 
SO2, BBr3 
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Conceito do Sistema Solvente (1905) 
 Todo solvente é capaz de sofrer um processo de auto-ionização, 
gerando o cátion (ácido) e ânion (base) característicos. 
 Ácido: espécie capaz de aumentar a concentração do cátion 
característico do solvente. 
 Base: espécie capaz de aumentar a concentração do ânion 
característico do solvente. 
 
2 H2O(l) ⇌ H3O
+(aq) + OH‒(aq) K = 1  10‒14 
2 NH3(l) ⇌ NH4
+(am) + NH2
‒(am) K = 1  10‒29 
2 H2SO4(l) ⇌ H3SO4
+(sulf) + HSO4
‒(sulf) K = 1  10‒4 
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Conceito do Sistema Solvente (1905) 
 Efeito nivelador do solvente: em água, todos os ácidos mais 
fortes que o íon H3O
+, são nivelados para a acidez deste íon. 
 O que se pode esperar da solubilização de ácido perclórico 
(HClO4) e ácido acético (H3COOH) em água e amônia? 
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Conceito de Lux-Flood (1939-1947) 
 Ácido: espécie capaz de receber um ânion óxido (O2‒). 
 Base: espécie capaz de doar um ânion óxido (O2‒). 
 Este conceito é importante quando se pensa na química que 
envolve os óxidos fundidos. 
 
CaO(l) + SiO2(l)  CaSiO3(l) 
SiO2 + H2O  H2SiO3 (reação muito lenta) 
 
 Uma base de Lux-Flood é um óxido básicoe um ácido de 
Lux-Flood é um óxido ácido. 
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Conceito de Lux-Flood (1939-1947) 
H = (aB – aA)
2 
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Conceito de Usanovich (1939) 
 Ácido: espécie capaz de reagir com uma base, doando 
cátions, ou aceitando ânions ou elétrons. 
 Base: espécie capaz de reagir com um ácido, doando ânions 
elétrons, ou combinando-se com cátions. 
 É um conceito pouco difundido, porém ele engloba as 
reações de oxidação e redução (em função disso, recebe 
críticas da comunidade científica).