Aula de Ácidos e Bases

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Prof. Antonio Guerra – IQ/UFRJ 
UNIVERSIDADE FEDERAL DO RIO DE JANEIRO – UFRJ 
INSTITUTO DE QUÍMICA 
Ácidos e Bases 
Química Geral I – IQG115 
Departamento de Química Inorgânica - DQI 
Prof. Antonio Guerra – IQ/UFRJ 
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 Características Principais dos Ácidos e bases 
 Ácidos apresentam sabor azedo: 
 Sucos cítricos – ácido cítrico 
 Vinagre – ácido acético 
 Reagem com certos metais (Zn, Mg, Fe, etc.) produzindo H2 
 Bases apresentam sabor amargo e são escorregadias: 
 Leite de magnésio – hidróxido de magnésio 
 Diabo verde – hidróxido de sódio 
 Ácidos e bases conduzem eletricidade! 
 Provocam mudança de cor em certos corantes: 
 Tornassol – vermelho (ácido) e azul (básico) 
 
 
 
Ácidos e Bases 
FONTE: Atkins, P. e Jones, L., Princípios de Química. 
Questionando a Vida Moderna e o Meio Ambiente. 
Trad. Ignez Caracelli, et. al. Porto Alegre: Bookman, 2001. 
914p. 
Extrato de repolho roxo 
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 Conceitos: 
 O que se observa na literatura são definições do que é um ácido 
ou uma base! 
 Os vários conceitos ácido-base buscam indicar a definição mais 
conveniente em uma situação particular! 
 Todas as definições ácido-base são compatíveis. 
 Estudar diferentes teorias ajuda a nos posicionarmos frente 
diferentes situações químicas  soluções aquosas de íons, 
reações orgânicas, titulações em meio não-aquoso, etc. 
Ácidos e Bases 
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 Diferentes Conceitos: 
Ácidos e Bases 
Definições Exemplos 
Descrição Data Ácido Base Ácido Base 
Lavoisier 1776 Óxidos de N, P, S Reage com ácido SO3
 NaOH 
Liebig 1838 H substituível por metal Reage com ácido HNO3
 NaOH 
Arrhenius 1894 Forma H3O
+ Forma OH– H+ OH– 
Brønsted-Lowry 1923 Doador de H Receptor de H H3O
+ H2O 
Lewis 1923 
Receptor de par de 
elétrons 
Doador de par de 
elétrons 
Ag+ NH3 
Ingold-Robinson 1932 
Eletrófilo (receptor de 
par de elétrons) 
Nucleófilo (doador de 
par de elétrons) 
BF3 NH3 
Lux-Flood 1939 Receptor de O2- Doador de O2- SiO2 CaO 
Usanovich 1939 Receptor de életron Doador de életron Cl2 Na 
Sistema Solvente 1950 Solvente catiônico Solvente aniônico BrF2
+ BrF4
– 
Orbitais de fronteira 1960 LUMO do receptor HOMO do doador BF3 NH3 
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 O Conceito de Arrhenius – Svante Arrhenius (1859-1927) 
 Ácido – contém hidrogênio e reagem com a água, produzindo íons H+(aq)! 
 
 
 
 
 Base – produz íons OH(aq) na presença de água! 
 
 
Definições de Ácidos e Bases 
H2SO4(l) + H2O(l)  SO4
2(aq) + 2H+(aq) 
NH3(aq) + H2O(l)  NH4
+(aq) + OH(aq) 
Definição específica para a água como solvente! 
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 O Conceito de Brønsted-Lowry – Johannes Brønsted (1879-1947) e Thomas 
Lowry (1874-1936) 
 
 
 
 Ácido – doador de prótons (H+(aq))! 
 
Definições de Ácidos e Bases 
H2SO4(l) + 2H2O(l)  SO4
2(aq) + 2H3O
+(aq) 
Envolve transferência de íons H+! 
Íon hidrônio 
Existem evidências experimentais 
para H5O2
+ e H9O4
+ ! 
H+(aq) + H2O(l)  H3O
+(aq) 
 Base – receptor de prótons (H+(aq))! 
2NH3(aq) + H2SO4(l)  2NH4
+(aq) + SO4
2(aq) 
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 Par ácido-base Conjugados 
 
Definições de Ácidos e Bases 
H2SO4(l) + 2H2O(l)  SO4
2(aq) + 2H3O
+(aq) 
doa H+ 
recebe H+ 
Ácido Base 
conjugada 
Base Ácido 
conjugado 
NH3(aq) + H2O(l)  NH4
+(aq) + OH(aq) 
recebe H+ 
doa H+ 
Ácido Base 
conjugada 
Base Ácido 
conjugado 
BASE ácido conjugado recebe H
+ ÁCIDO base conjugada doa H
+ 
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 O Conceito de Lewis 
 
 
 
 
 
 
 
 Ácido – receptor de par de elétrons! 
 Base – doador de par de elétrons! 
 
 
Definições de Ácidos e Bases 
Definição mais geral para ácidos e bases! 
N H••
H
H
H+ +
acido base
N H
H
H
H
+
H+ H O H
••
••
+ OH-••••
••
acido base
Próton (ácido de Brønsted) 
Receptor de prótons (base de Brønsted) 
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 O Conceito de Lewis 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 Não precisam conter prótons! 
 Os ácidos de Lewis: 
 Apresentam um octeto incompleto (BF3) 
 Apresentam orbitais vazios (metais de transição – [Fe(CN)6]
3) 
 Apresentam ligações do tipo  (CO2) 
 
 
Definições de Ácidos e Bases 
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 Sistema Solvente: 
 É uma extensão do conceito de Arrhenius para outros solventes 
que apresentem autodissociação. 
 Ácido – o cátion resultante da autodissociação do solvente. 
 Base – o ânion resultante da autodissociação do solvente. 
 
 
 
 
 
 Substância que aumenta a concentração de ânions 
relacionados ao solvente  ácido! 
 
Comportamento de Ácidos e Bases 
2H2O (l)  H3O
+(aq) + OH–(aq) 
ácido base solvente 
2NH3(l)  NH4
+ + NH2
–(aq) 
ácido base solvente 
2SO2(l)  SO
2+ + SO3
2–(aq) 
ácido base solvente 
H2SO4(l) + H2O(l)  H3O
+(aq) + HSO4
–(aq) 
ácido solvente ácido 
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 Sistema Solvente: 
 Substância que aumenta a concentração de cátions 
relacionados ao solvente  base! 
 
 
 
 Solventes sem hidrogênio: 
 
 
 
 
 
 
 
 Reação ácido-base  ácido + base → solvente 
Comportamento de Ácidos e Bases 
NaOH(s) + H2O(l)  Na
+(aq) + OH–(aq) 
base solvente base 
2BrF3(l)  BrF2
+ + BrF4
– 
ácido base solvente 
F– + BrF3(l)  BrF4
– 
 base solvente base 
SbF5 + BrF3(l)  BrF2
+ + SbF6
– 
ácido solvente ácido 
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 Forças Relativas de Ácidos e Bases 
 Quanto mais forte for um ácido, mais fraca será a sua base conjugada! 
 Quanto mais forte for uma base, mais fraco será o seu ácido conjugado! 
 
Comportamento de Ácidos e Bases 
Transferência completa 
de prótons (H+(aq)) 
Baixa recepção 
de prótons (H+(aq)) 
Baixa transferência 
de prótons (H+(aq)) 
Alta recepção de 
prótons (H+(aq)) 
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H2O 
H3O
+ 
Cl 
HF 
F 
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 Forças Relativas de Ácidos e Bases 
 Grau de dissociação! 
 
Comportamento de Ácidos e Bases