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Ácidos e Bases (introdução) Prof. Dr. Marcelo Henrique Sousa QAF – UnB - FCE 1 Qual a importância de se estudar A-B? Área da saúde Muitos fármacos são ácidos ou bases O organismo é um “sistema ácido-base” Intracelular Extracelular 2 Definições de sistemas ácido-base Arrhenius Ácido - Aumenta a concentração de H+ Bases - Aumenta a concentração de OH- Bronsted-Lowry Ácido - Doador de prótons (H+ ou H3O+) Base - Receptor de prótons (H+ ou H3O+) Lewis Ácido – Receptor de par de elétrons Base – Doador de par de elétrons 3 Bronsted-Lowry (par conjugado) Ácidos Sentido direto : HCl doa seu próton para a água, logo o HCl é um ácido H2O recebe o H+ do HCl, logo a água é uma base Sentido inverso : H3O+ doa seu próton para o Cl-, logo o hidrônio é um ácido Cloreto recebe o H+ do H3O+, logo Cl- é uma base A1 B2 A2 B1 Pares conjugados HCl e Cl- H2O e H3O+ 4 Bronsted-Lowry (par conjugado) Bases Sentido direto : H2O doa seu próton para a NH3, logo a água é um ácido Amônia recebe o H+ da água, logo NH3 é uma base Sentido inverso : NH4+ doa seu próton para a água, logo o NH4+ é um ácido OH- recebe o H+ do NH4+, logo OH- é uma base B1 A2 B2 A1 Pares conjugados NH3 e NH4+ H2O e OH- 5 Bronsted-Lowry (par conjugado) Toda espécie ácida tem seu par conjugado que é uma base A base conjugada de um ácido tem a mesma fórmula desse ácido, subtraída de um átomo de hidrogênio B1 A1 A1 B1 6 Ácidos A1 B2 A2 B1 A1 B2 A2 B1 A1 B2 A2 B1 A1 B2 A2 B1 A1 B2 A2 B1 7 Bases B1 A2 B2 A1 B1 A2 B2 A1 B1 A2 B2 A1 8 Anfóteros (anfipróticos) (comportamento como ácido ou como base) B1 A2 B2 A1 A1 B2 A2 B1 B1 A2 B2 A1 B1 A2 B2 A1 9 Poliácidos + Monoprótico HCl, HNO3 HClO, NH4+ CH3COOH Diprótico H2S H2CO3, H2SO4 H2C2O4 Triprótico H3PO4 H3BO3 C6H8O7 10 Força relativa Quanto mais forte é o ácido, mais fraca é sua base conjugada Quanto mais forte é a base, mais fraco é seu ácido conjugado Dois grupos: ácidos e bases fortes ácidos e bases fracos 11 11 Força relativa 12 12 Estruturas moleculares (HCl) (HNO3) (CH3COOH) (H2CO3) (H3PO4) (NH3) 13 Força relativa (ácidos) Quanto mais forte a ligação do H à molécula, mais fraco é o ácido 14 Força relativa (ácidos) Quanto mais fraca a ligação do H à molécula, mais forte é o ácido HClO é mais forte que o HIO 15 FORÇA BÁSICA Força relativa (bases) Quanto maior a tendência em receber íons H+, mais forte é a base Quanto mais forte a ligação do H à molécula, mais forte é a base 16 A água e a escala de pH A reação abaixo representa a auto-ionização da água No equilíbrio, a constante de ionização da água (Kw) é: Em água pura, a 25ºC: 17 A escala de pH O pH de uma solução está relacionado a sua acidez (basicidade) A acidez de uma solução é relacionada à [H3O+] A basicidade de uma solução é relacionada à [OH-] O pH é o negativo do logaritmo (base 10) da [H3O+] Na prática os valores de pH variam de 0 a 14 (escala) 0 14 7 ácido pH < 7 neutro pH = 7 básico pH > 7 18 A escala de pH Em uma solução neutra, [H3O+] = [OH-]: [H3O+] = [OH-] = 1,0x10-7 mol/L pH = pOH = 7 Em uma solução ácida, [H3O+] > [OH-]: [H3O+] > 1,0x10-7 mol/L e [OH-] < 1,0x10-7 mol/L pH < 7 e pOH > 7 Em uma solução básica, [H3O+] < [OH-]: [H3O+] < 1,0x10-7 mol/L e [OH-] > 1,0x10-7 mol/L pH > 7 e pOH < 7 19 20 21 Medindo pH Indicadores de mudança de cor pH metro (preciso e exato) 22 Ácidos fortes Eletrólitos fortes. HCl, HNO3, HClO3, HClO4, e H2SO4. Ionizam completamente em solução: Geralmente é a única fonte de H3O+. Se CA > 10-6 mol/L, a auto-ionização da água pode ser desconsiderada Para um ácido forte: HA, CHA ~ [H3O+] Em uma solução de ácido clorídrico 0,1 mol/L: [H3O+] ~ 0,1 mol/L [HCl] ~ 0 mol/L 23 Bases fortes Eletrólitos fortes KOH, NaOH, (O2-, H-, N3-) → Refletem a [OH-] O2- + H2O 2OH- H- + H2O H2 + OH- N3- + 3H2O NH3 + 3OH- Dissociam completamente em solução Geralmente é a única fonte de OH-. Se CB > 10-6 mol/L, a auto-ionização da água pode ser desconsiderada Para uma base forte B, CB ~ [OH-] Em uma solução de hidróxido de sódio 0,1 mol/L: [OH-] ~ 0,1 mol/L [NaOH] ~ 0 mol/L 24 Calculando o pH em sistemas fortes 1- Seja uma solução de ácido clorídrico (HCl) 0,01 mol/L: Calcule o pH dessa solução Calcule o seu pOH Calcule a concentração de H3O+ e de OH- 25 2- Uma solução de hidróxido de sódio tem pH = 13 : Calcule a concentração de H3O+ e de OH- Calcule o seu pOH Calcule a concentração de hidróxido de sódio Ácidos fracos Eletrólitos fracos. Maioria dos ácidos (CH3COOH, H2CO3, HF, H2S, AAS). Ionizam parcialmente em solução: Para o ácido acético, uma solução 0,05 mol/L está 2,0 % ionizada, enquanto uma solução 0,15 mol/L está 1,0 % ionizada. CHA [H3O+] 26 Ácidos fracos Constante de dissociação do ácido Quanto maior o valor de Ka, mais forte é o ácido, pois maior será a [H3O+] no equilíbrio Ka >> 1, o ácido é considerado forte (porém ácido forte não tem Ka) forma ionizada forma não ionizada HNO3 não possui Ka HNO2 Ka = 4,5x10-4 NH4+ Ka = 5,6x10-10 HPO4- Ka = 3,6x10-13 27 Bases fracas Constante de dissociação da base Quanto maior o valor de Kb, mais forte é a base, pois maior será a [OH-] no equilíbrio Kb >> 1, a base é considerada forte (porém base forte não tem Kb) 28 Relação entre Ka e Kb 29 30 Relação entre Ka e Kb Valores maiores de Ka (menores de pKa) → ácidos mais fortes Valores maiores de Kb (menores de pKb) → bases mais fortes 31 32 33 Ordem de força Faça uma lista das espécies, do ácido mais forte, para o mais fraco NaOH, HCl, NH3 (Kb = 1,810-5); H2CO3 (Ka = 4,210-7); HCO2H (Ka = 1,810-4); H2O (pKa = 14); C6H5OH; (pKb = 14) 34 ordem Espécie pKa Ka Kb pKb Fórmula -logKa 10-pKa 10-pKb -logKb Fórmula 14-pKb 10-14/Kb 10-14/Ka 14-pKa 7 NaOH 1 HCl NH3 1,810-5 H2CO3 4,210-7 HCO2H 1,810-4 H2O 14 C6H5OH 4,1 35 Planilha Excell Ácidos fracos (equilíbrio químico) CHA [H3O+]0 0 -x +x +x CHA - x ([H3O+]0 + x) x início estequiometria equilíbrio 36 37 38 Equação Exata Equação Aproximada 39 40 Bases fracas (equilíbrio químico) 41 Equação Exata Equação Aproximada Calculando o pH em sistemas fracos 42 1- Seja uma solução de ácido nitroso (HNO2) 0,01 mol/L: Calcule o pH dessa solução Calcule o seu pOH Calcule a concentração de H3O+ e de OH- (Ka = 7,51x10-4) 2- Uma solução de amônia tem pH = 9 : Calcule a concentração de H3O+ e de OH- Calcule o seu pOH Calcule a concentração da base (NH3) (Kb = 1,8x10-5) 3- A solução de um ácido, de concentração 0,2 mol/L, tem pH = 2,5: Calcule o valor de Ka Calcule o valor de pKa Soluções aquosas de sais neutros básicos ácidos ânions Cl-NO3- Br-ClO4- I- CH3COO-CN-SO4- HCO2-PO43-HPO42- CO32-HCO3-SO3- S2-HS-OCl- F-NO2- HSO4- H2PO4- HSO3- cátions Li+Mg2+ Na+Ca2+ K+Ba2+ Cátionssemi-hidratados de metais NH4+ Cátionshidratados de metais de transição Em geral: Ânions (bases conjugadas) de ácidos fortes são neutros Ânions (bases conjugadas) de ácidos fracos são básicos Ânions ácidos originam-se de ácidos polipróticos Cátions de metais alcalinos ou alcalinos terrosos são neutros 43 Reações entre um ácido e uma base Ácido forte com base forte A mistura equimolar de um ácido forte com uma base forte produz uma solução neutra Ácido fraco com base forte A mistura equimolar de um ácido fraco com uma base forte produz um sal cujo ânion é a base conjugada do ácido fraco. A solução é básica e o pH está relacionado ao Kb do ânion 44 Ácido forte com base fraca A mistura equimolar de um ácido fraco com uma base forte produz um sal cujo cátion é o ácido conjugado da base fraca. A solução é ácida e o pH está relacionado ao Ka do cátion Reações entre um ácido e uma base Ácido fraco com base fraca A mistura equimolar de um ácido fraco com uma base forte produz um sal cujo cátion é o ácido conjugado da base fraca e cujo ânion é a base conjugada do ácido fraco. O pH depende dos valores relativos de Ka e Kb. 45 Tampões: controlando o pH Constituído por pares conjugados ácido-base Mantém o pH da solução “constante” Adições de ácidos ou bases alteram levemente o pH do sistema forma básica forma ácida Adição de um ácido Adição de uma base Deslocamentos do equilíbrio 46 Tampões: cálculo do pH Equação de Henderson-Hasselbalch 47 48 49 Tampões: eficiência Controle de pH: a melhor eficiência do tampão ocorre na condição: Capacidade de tamponamento: Quanto maior a concentração de um tampão, maior será sua capacidade em manter o pH constante, uma vez que possui mais matéria para reagir frente adições de ácidos ou bases 50 Tampões: composição do sistema 51 52 Tampões: capacidade tamponante 53 Calculando o pH em sistemas tampão 1- Seja uma solução formada por uma mistura de 1 mol de ácido acético e 0,5 mol de acetato de sódio. Sabendo que o volume dessa solução e 2 L, calcule o seu pH. (Ka = 1,8x10-5) 2- Três soluções foram preparadas usando as combinações de quantidades de carbonato de sódio e de bicarbonato de sódio abaixo estabelecidas. Sabendo que o pKa dessa espécie é 10,25, calcule o pH de cada solução. NaHCO3 e Na2CO3 0,15 e 0,25 (mol/L) 0,38 e 0,38 (mol/L) 0,17 e 0,09 (mol/L) 54 3- Qual deve ser a razão entre a concentração de formiato de sódio e ácido fórmico para que o pH de uma solução contendo essas duas espécies seja 3,5? (pKa = 3,75) 4- Em uma solução, a concentração de cloreto de amônio é 0,25 mol/L. Qual deve ser a concentração de amônia para se obter uma solução tampão com pH = 10 ? (pKa = 9,25) 5- O pH de uma solução tampão é 8,2. Sabendo que a concentração da espécie ácida é cinco vezes maior que a concentração da espécie básica, calcule o pKa dessa espécie. 6- Usando a tabela fornecida, indique pares conjugados para se preparar os seguintes tampões: a) 9,0 b) 4,0 55 56 57 58 59 60 CASIO Fx-82ms Plan1 inserir pKa pKb Ka Kb pKa 14.00 14.00 0.00 1.0E-14 1.0E+00 pKb 4.10 9.90 4.10 1.3E-10 7.9E-05 Ka 4.2E-07 6.38 7.62 4.2E-07 2.4E-08 Kb 1.8E-05 9.26 4.74 5.6E-10 1.8E-05
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