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EQUILÍBRIO ÁCIDOEQUILÍBRIO ÁCIDO--BASEBASE ProfaProfa. Lúcia Pires. Lúcia Pires Teoria de Arrhenius Ácido (HA) é uma substância que dissolvida em água, libera íons H+. HA A- + H+ H2O Base (BOH) é uma substância capaz de liberar íons hidroxila OH- em água. BOH B+ + OH-H2O 2 Teorias ácidos-bases H3O+ H2O + H+ ácido base H2SO4 HSO-4 + H+ ácido base HCl + H2O Cl- + H3O+ ácido1 base2 base1 ácido2 3 Ácido Base + prótons Teoria de Bronsted-Lowry Ácido: substância capaz de ceder prótons Base: substância capaz de absorver prótons, conforme o equilíbrio: Pares conjugados HCl: Em solução aquosa a ionização é quase que completa Ácido Forte HAc: Em solução aquosa se ioniza em menor extensão Ácido Fraco Propriedade dos pares ácido-básicos: a um ácido forte corresponde uma base conjugada fraca, e a um ácido fraco, uma base conjugada forte Quanto maior o valor numérico de Ka, maior a tendência para ceder prótons maior a força do ácido 4 FORÇA DE ÁCIDOS E BASES HCl + H2O Cl- + H3O+ Ka = é igual a da concentração de hidrônio que será igual a concentração molar do ácidoÁcido forte = Ácido clorídrico Ácido fraco = HAc (ácido acético) Ácido fraco (ácido carbônico) A constante de acidez (Ka) é proporcional a concentração dos íons, H+, formados. Portanto, quanto maior o valor de Ka mais ionizado é o ácido, consequentemente, maior a sua força. A constante de acidez depende da temperatura Quando a ionização ocorrer por etapas haverá uma constante de acidez para cada etapa: Primeira etapa: H2A + H2O HA- + H3O+ Segunda etapa: HA- + H2O A2- + H3O+ A acidez pode também ser expressa pelo pKa pKa = - log Ka (cologaritmo do Ka) Quanto menor o valor de pKa maior a acidez do ácido 6 Classificação dos Ácidos Inorgânicos Hidrácidos (ácidos sem oxigênio na molécula): São fortes os ácidos: HCl, HBr e HI. HF é o único moderado e os demais são ácidos fracos. Oxiácidos (ácidos com oxigênio na molécula): Considere a notação geral: Hx(Elemento)Oy Teremos: Ácido forte se: y - x = 2 Ácido moderado se: y - x = 1 Ácido fraco se: y - x = 0 (y = x) pH DE ÁCIDOS FRACOS Ácidos fracos não se ionizam completamente, portanto aplicar a fórmula da constante de equilíbrio químico Ácido acético 0,2% Temos: [CH3COO-] = [H+] Aplicando-se a lei de equilíbrio químico, tem-se: Então: 7 H2O H2O = Ac 8 Constante de Dissociação de Ácidos(Ka) 9 Constante de Dissociação de Ácidos (Ka) IONIZAÇÃO DAS BASES (Kb) 10 Base Forte NaOH Na+ + OH- Ionização quase total [NaOH] [OH-] Bases Fracas Ex1 Ex2 pH DE BASES FRACAS Bases fracas não se ionizam completamente: Ex: hidróxido de amônio (NH4OH) 11 mas [NH4+] = [OH-] então: Quanto maior o Kb mais forte é a base H2O 12 Classificação das bases quanto ao grau de dissociação Quanto mais solúvel em água a base, mais forte ela será. (Exceção do NH4OH, que é uma base solúvel porém fraca). Bases Fortes: São as bases do grupo 1A e 2A, pois apresentam uma alta solubilidade. Exemplos: LiOH, Ba(OH)2. Bases Fracas » São as bases formadas pelos demais elementos. Exemplos: Zn(OH)2, Fe(OH)3, AgOH. 13 Constante de Dissociação de Bases (Kb) Hidrólise Salina 1º. A reação de um sal com água, forma ácido e base. HCl + NaOH NaCl + H2O 2º. A água separa os íons que compõe o sal, i é,os íons dissociam segundo o esquema abaixo: NaCl Na+ + Cl- A hidrólise só ocorrerá se pelo menos um dos íons reagir com a água. H2O 14 Hidrólise de um sal é a reação entre a água e os íons do sal H2O 15 OsOs saissais sãosão substânciassubstâncias ionizadas,ionizadas, mesmomesmo nono estadoestado sólidosólido.. EmEm soluçãosolução aquosa,aquosa, osos saissais sese encontramencontram completamentecompletamente dissociadosdissociados:: BA BA BB++ + A+ A-- QuandoQuando oo salsal éé derivadoderivado dede umum ácidoácido forteforte ee basebase forteforte,, osos íonsíons nãonão terãoterão nenhumanenhuma açãoação sobresobre osos íonsíons dada águaágua ee aa soluçãosolução permanecerápermanecerá neutraneutra:: Como Como a base e o ácido são fortes, a base e o ácido são fortes, [H[H++] = [OH] = [OH--] ] Estes Estes reagem reagem novamente para novamente para formar a formar a molécula molécula de Hde H22O O pH DE SOLUÇÕES SALINAS DERIVADAS DE ÁCIDOS FORTES E BASES FORTES HH22OO ExemploExemplo:: NaCl deriva HCl (Ácido forte) H+ + Cl- NaOH (Base forte) Na++ OH- == HH22OO ee neutralizaneutraliza desta forma não sofre hidrólisedesta forma não sofre hidrólise 16 pH de Soluções Salinas Derivadas de Bases Fracas e Ácidos Fortes AA basebase NHNH44OHOH,, formadaformada nana hidrólise,hidrólise, sese dissociadissocia:: NHNH44OHOH NHNH44++ ++ OHOH-- KK (NH(NH44OH)OH) == [NH[NH44++][OH][OH--]] entãoentão KbKb == [NH[NH44++][OH][OH--]] [NH[NH44OH]OH] Reação ácida pH 7 [NH[NH44OH]OH] Ex: portanto: 17 RelacionandoRelacionando KwKw comcom KbKb ee sabendosabendo queque Kw=Kw= [H[H++]] [OH[OH--]] == 1010--1414 ee KbKb == [NH[NH44++][OH][OH--]] [NH[NH44OH]OH] KwKw == [H[H++][OH][OH--]][NH[NH44OH]OH] == [H[H++][NH][NH44OH]OH] KbKb [NH[NH44++][OH][OH--]] [NH[NH44++]] SendoSendo [NH[NH44++]=]=nnoo.. dede íonsíons positivospositivos provenientesprovenientes dodo sal,sal, oo nnoo.. dede íonsíons positivospositivos seráserá igualigual aoao nnoo.. dede moléculasmoléculas dodo sal,sal, porque,porque, emem umum salsal monovalentemonovalente todotodo salsal sese encontraencontra ionizadoionizado.. PortantoPortanto aa concentraçãoconcentração dodo salsal CsCs seráserá igualigual aa concentraçãoconcentração dede íonsíons NHNH44++,, istoisto éé:: CsCs =NH=NH44++ AA constanteconstante dede hidrólisehidrólise destedeste tipotipo dede salsal éé aa relaçãorelação entreentre oo produtoproduto iônicoiônico dada águaágua ee aa constanteconstante dede ionizaçãoionização dada basebase KwKw == [H[H++][NH][NH44OH]OH] comocomo [H[H++]] == [NH[NH44OH],OH], KwKw == [H[H++]]22 KbKb CsCs KbKb CsCs EntãoEntão [H[H++]] == KwKw..CsCs comocomo KwKw == 1010--1414,, teremosteremos KbKb = Cs= Cs 18 pH de Sais derivados de Base Forte e Ácido Fraco SejaSeja oo salsal KCNKCN KCNKCN KK++ ++ CNCN-- Relacionando com Relacionando com KwKw com Ka teremos:com Ka teremos: Reação básica pH 7 KCN deriva KOH, base forte HCN, ácido fraco Como oComo o Sofre hidróliseSofre hidrólise A constante de hidrólise será:A constante de hidrólise será: pH de um Sal derivado de Ácido Fraco e Base Fraca Nessas soluções ambos os processos hidrolíticos ocorrem simultaneamente. O caráter ácido ou básico da solução dependerá da relação das constantes de ionização do ácido e base: Ka = Kb (solução neutra) Ka > Kb (solução ácida) Ka < Kb (solução alcalina) 19 Lembre-se que: pH das Soluções Tampão (SOLUÇÃO BUFFER) São soluções que não sofrem variações acentuadas, no pH, mesmo quando se adicionam quantidades apreciáveis de ácidos ou bases fortes. Ácido fraco e seu sal CH3COONa CH3COO- + Na+ se dissocia totalmente em água haverá um aumento [CH3COO-] que combinará com H+ para produzir CH3COOH 20 H2O H2O A adição de um sal com íon comum ao ácido provocará uma diminuição da ionização do ácido, devido ao efeito do íon comum acetato. Após o equilíbrio, devido ao íon comum, cada molécula de ácido que ioniza corresponde a um íon H+, portanto o número de moléculas do ácido que permanecerá no estado molecular será: [HAc]=Ca- [H+] onde Ca = concentração inicial do ácido HAc = concentração do ácido no estado molecular A concentração de íons acetato também corresponde à mesma concentração de [H+] 21 As [H+] podem ser desprezadas devido ao efeito do íon comum [Ac-], apresentarem, valores muito pequenos, portanto:
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