Baixe o app para aproveitar ainda mais
Prévia do material em texto
Ácidos e Bases • Ácidos: têm gosto azedo e fazem com que os corantes mudem de cor. • Bases: têm gosto amargo e são escorregadias. • Arrhenius: os ácidos aumentam a [H+] e as bases aumentam a [OH-] em solução. • Arrhenius: ácido + base sal + água. • Problema: a definição nos limita à solução aquosa. Ácidos e bases: uma breve revisão Ácido de Arrhenius é uma substância que produz H+ (H3O +) em água. Base de Arrhenius base é uma substância que produz OH- em água. O íon H+ em água • O íon H+(aq) é simplesmente um próton sem elétrons. (O H tem um próton, um elétron e nenhum nêutron.) • Em água, o H+(aq) forma aglomerados. • Geralmente usamos H+(aq) e H3O +(aq) de maneira intercambiável. Ácidos e bases de Brønsted-Lowry Ácidos e bases de Brønsted-Lowry Reações de transferência de Próton • Brønsted-Lowry: o ácido doa H+ e a base recebe H+. • A base de Brønsted-Lowry não precisa conter OH-. ácido base ácido base ácido Base conjugado base Ácido conjugado Pares ácido-base conjugados Ácidos e bases de Brønsted-Lowry Ácidos e bases de Brønsted-Lowry Pares ácido-base conjugados • O que quer que tenha sobrado do ácido após o próton ter sido doado é chamado de sua base conjugada. • Similarmente, o que quer que tenha sobrado da base após ela ter recebido o próton é chamado de um ácido conjugado. • Considere – Após o HA (ácido) perder seu próton ele é convertido em A- (base). Conseqüentemente o HA e o A- são pares ácido-base conjugados. – Após a H2O (base) receber um próton, ela é convertida em H3O + (ácido). Conseqüentemente, a H2O e o H3O + são pares ácido-base conjugados. HA(aq) + H2O(l) H3O +(aq) + A-(aq) Pares ácido-base conjugados Ácidos e bases de Brønsted-Lowry Auto-ionização da água O produto iônico da água • Em água pura, estabelece-se o seguinte equilíbrio • H2O (l) H + (aq) + OH- (aq) O H H + O H H O H H H O H - + [ ] + H2O + H2O H3O + + OH- ácido Base conjugada base Ácido conjugado Autoionização da água a 25 C 14- 3 - 3 2 2 2 2 - 3 100.1]OH][OH[ ]OH][OH[]OH[ ]OH[ ]OH][OH[ w eq eq K K K • O descrito acima é chamado de auto-ionização da água. • Na maioria das soluções a [H+(aq)] é bem pequena. • Definimos • Em água neutra a 25 ºC, pH = pOH = 7,00. • Em soluções ácidas, a [H+] > 1,0 x 10-7, então o pH < 7,00. • Em soluções básicas, a [H+] < 1,0 x 10-7, então o pH > 7,00. Auto-ionização da água ]OHlog[pOH ]Hlog[]OHlog[pH -3 Qual a concentração de íons OH- em uma solução de HCl em que a concentração é 1,3 mol/L? Kw = [H +][OH - ] = 1.0 x 10 -14 [H+] = 1,3 M [OH-] = Kw [H+] 1 x 10-14 1,3 = = 7,7 x 10-15 M Ácidos e bases de Brønsted-Lowry Forças relativas de ácidos e bases • Quanto mais forte é o ácido, mais fraca é a base conjugada. • O H+ é o ácido mais forte que pode existir no equilíbrio em solução aquosa. • O OH- é a base mais forte que pode existir no equilíbrio em solução aquosa. A escala de pH • A maioria dos valores de pH e de pOH está entre 0 e 14. • Não há limites teóricos nos valores de pH ou de pOH. (por exemplo, o pH de HCl 2,0 mol/L é - 0,301.) Outras escalas ‘p’ • Em geral, para um número X, • Por exemplo, pKw = -log Kw. XlogXp 14pOHpH 14]OHlog[]Hlog[ 14]OH][H[logpK 100.1]OH][H[ - - w 14- wK A escala de pH pH 3H O 10 + -é ù =ë û pOHOH 10 - -é ù =ë û w 3 K [OH ] [H O ] - + =w 3 K [H O ] [OH ] + - = Quando uma das concentrações é conhecida, pode-se utilizar as seguintes equações: A escala de pH Medindo o pH • O método mais preciso de medir o pH é usar um medidor de pH. • Entretanto, alguns corantes mudam de cor quando o pH varia. Esses são indicadores. • Os indicadores são menos precisos que os medidores de pH. • Muitos indicadores não têm uma mudança acentuada como uma função do pH. • A maioria dos indicadores tende a ser vermelho em soluções mais ácidas. A escala de pH A escala de pH A escala de pH A escala de pH Ácidos fortes • Os ácidos comuns mais fortes são HCl, HBr, HI, HNO3, HClO3, HClO4, e H2SO4. • Ácidos fortes são eletrólitos fortes. • Todos os ácidos fortes ionizam completamente em solução: Ácidos e bases fortes HCl (aq) + H2O (l) H3O + (aq) + Cl- (aq) HNO3 (aq) + H2O (l) H3O + (aq) + NO3 - (aq) HClO4 (aq) + H2O (l) H3O + (aq) + ClO4 - (aq) H2SO4 (aq) + H2O (l) H3O + (aq) + HSO4 - (aq) Bases fortes • As bases fortes são eletrólitos fortes e dissociam-se completamente em solução. • O pOH (e, conseqüentemente, o pH) de uma base forte é dado pela concentração em quantidade de matéria inicial da base. Tenha cuidado com a estequiometria. • As bases não têm que conter o íon OH-: • O2-(aq) + H2O(l) 2OH -(aq) • H-(aq) + H2O(l) H2(g) + OH -(aq) • N3-(aq) + 3H2O(l) NH3(aq) + 3OH -(aq) Ácidos e bases fortes • Os ácidos fracos são apenas parcialmente ionizados em solução. • Existe uma mistura de íons e ácido não-ionizado em solução. • Conseqüentemente, os ácidos fracos estão em equilíbrio: HA(aq) + H2O(l) H3O +(aq) + A-(aq) ]HA[ ]A][OH[ -3 aK HA(aq) H+(aq) + A-(aq)]HA[ ]A][H[ - aK Ácidos fracos Ácido Forte Ácido Fraco • Ka é a constante de dissociação de ácido. • Observe que a [H2O] é omitida na expresão de Ka. (a H2O é um líquido puro.) • Quanto maior o Ka, mais forte é o ácido (neste caso, mais íons estão presentes no equilíbrio em relação às moléculas não-ionizadas). • Se Ka >> 1, o ácido está completamente ionizado e o ácido é um ácido forte. Ácidos fracos Cálculo de Ka a partir do pH • Os ácidos fracos são simplesmente cálculos de equilíbrio. • O pH fornece a concentração no equilíbrio de H+. • Usando Ka, a concentração de H + (e, conseqüentemente, o pH) pode ser calculada. – Escreva a equação química balanceada mostrando claramente o equilíbrio. – Escreva a expressão de equilíbrio. Encontre o valor para Ka. – Anote as concentrações iniciais e no equilíbrio para tudo exceto para a água pura. Geralmente supomos que a variação na concentração de H+ é x. Ácidos fracos Ácidos fracos Cálculo de Ka a partir do pH • Substitua na expressão da constante de equilíbrio e resolva. Lembre-se de converter x em pH se necessário. Usando Ka para calcular o pH • A ionização percentual é outro método para estimar a força do ácido. Qual o pH de uma solução 0,5 Mol/L de HF (em 25 0C)? HF (aq) H+ (aq) + F- (aq) HF (aq) H+ (aq) + F- (aq) Initial (M) Change (M) Equilibrium (M) 0.50 0.00 -x +x 0.50 - x 0.00 +x x x Ka = x2 0.50 - x = 7,1 x 10-4 Ka x2 0.50 = 7,1 x 10-4 0,50 – x 0,50 Ka << 1 x2 = 3.55 x 10-4 x = 0,019 M [H+] = [F-] = 0,019 M pH = -log [H+] = 1,72 [HF] = 0.50 – x = 0,48 M Para um ácido monoprótico HA Percentagem de ionização = [H+] [HA]0x 100% [HA]0 = concentração inicial Ácidos fracos Ácidos polipróticos • Os ácidos polipróticos têm mais de um próton ionizável. • Os prótons são removidos em etapas, não todos de uma só vez : • É sempre mais fácil remover o primeiro próton em um ácido poliprótico do que o segundo. • Conseqüentemente, Ka1 > Ka2 > Ka3 etc. H2SO3(aq) H +(aq) + HSO3 -(aq) HSO3 -(aq) H+(aq) + SO3 2-(aq) Ka1 = 1.7 x 10 -2 Ka2 = 6.4 x 10 -8 Ácidos fracos Ácidos polipróticos Ácidos fracos Bases fracas • As bases geralmente têm pares solitários ou cargas negativas para atacar os prótons. • As bases fracas mais neutras contêm nitrogênio. • As aminas estão relacionadas com a amônia e têm uma ou mais ligações N-H substituídas por ligações N-C (por exemplo, CH3NH2 é a metilamina). • Os ânions de ácidos fracos também são bases fracas. Exemplo: OCl- é a base conjugada do HOCl (ácido fraco) ClO-(aq) + H2O(l) HClO(aq) + OH -(aq) Kb = 3.3 x 10 -7 Bases fracas • Precisamos quantificar a relação entre a força do ácido e a base conjugada. • Quando duas reações são adicionadas para produzirem uma terceira, a constante de equilíbrio para a terceira reação é o produto das constantes de equilíbrio para as duas primeiras: Reação 1 + Reação 2 = Reação 3 tem-se então: 213 KKK Relação entre Ka e Kb • Para um par ácido-base conjugado • Conseqüentemente, quanto maior o Ka, menor o Kb. Isto é, quanto mais forte o ácido, mais fraca a base conjugada. • Tomando o negativo dos logaritimos: baw pKpKpK Relação entre Ka e Kb HA (aq) H+ (aq) + A- (aq) A - (aq) + H2O (l) OH - (aq) + HA (aq) Ka Kb H2O (l) H + (aq) + OH- (aq) Kw KaKb = Kw Relação entre Ka e Kb • Quase todos os sais são eletrólitos fortes. • Conseqüentemente, os sais existem inteiramente como íons em solução. • As propriedades ácido-base de sais são uma conseqüência da reação de seus íons em solução. • A reação na qual os íons produzem H+ ou OH- em água é chamada hidrólise. • Os ânios de ácidos fracos são básicos. • Os ânions de ácidos fortes são neutros. Propriedades ácido-base de soluções de sais Propriedades ácido-base de soluções de sais Uma habilidade do ânion para reagir com água • Os ânions, X-, podem ser considerados bases conjugadas de ácidos, HX. • Uma vez que o X- vem de um ácido forte, ele é neutro. • Se X- vem de um ácido fraco, então • O pH da solução pode ser calculado usando o equilíbrio! X-(aq) + H2O(l) HX(aq) + OH -(aq) Soluções ácidas: Sais derivados de ácido forte e base fraca. NH4Cl (s) NH4 + (aq) + Cl- (aq) H2O NH4 + (aq) NH3 (aq) + H + (aq) Cátions de metais, com carga elevada e volume ( Al3+, Cr3+, and Be2+). Al(H2O)6 (aq) Al(OH)(H2O)5 (aq) + H + (aq) 3+ 2+ Propriedades ácido-base de soluções de sais Propriedades ácido-base de soluções de sais Soluções neutra: Sais contendo metais do grupo 1 e 2 (exceto Be2+) e a base conjugada de um ácido forte ( Cl-, Br-, and NO3 -). NaCl (s) Na+ (aq) + Cl- (aq) H2O Soluções Básica: NaCH3COOH (s) Na + (aq) + CH3COO - (aq) H2O CH3COO - (aq) + H2O (l) CH3COOH (aq) + OH - (aq) Sais derivados de base forte e ácido fraco. Propriedades ácido-base de soluções de sais Ácidos e bases de Lewis • Ácido de Lewis: receptor de par de elétrons. • Base de Lewis: doador de par de elétrons. • Observe: os ácidos e as bases de Lewis não precisam conter prótons. • Conseqüentemente, a definição de Lewis é a definição mais geral de ácidos e bases. • Os íons de metal de transição geralmente são ácidos de Lewis. • Os compostos com ligações podem agir como ácido de Lewis: • H2O(l) + CO2(g) H2CO3(aq) Ácidos e bases de Lewis H+ H O H • • • • ácido base N H • • H H H+ + ácido base N H H H H + + OH - • • • • • • NaHCO3 (aq) + HCl (aq) NaCl (aq) + H2O (l) + CO2 (g) Mg(OH)2 (s) + 2HCl (aq) MgCl2 (aq) + 2H2O (l) Composição e ação das soluções-tampão • Um tampão consiste em uma mistura de ácido fraco (HX) e sua base conjugada (X-): • A expressão Ka é • Um tampão resiste a uma variação de pH quando uma pequena quantidade de OH- ou H+ é adicionada. HX(aq) H+(aq) + X-(aq) ]X[ ]HX[ ]H[ ]HX[ ]X][H[ - - a a K K Soluções-tampão Composição e ação das soluções-tampão • Quando OH- é adicionado ao tampão, o OH- reage com HX para produzir X- e água. Mas a razão [HX]/[X-] permanece mais ou menos constante, então, o pH não é alterado significativamente. Soluções-tampão • Quando H+ é adicionado ao tampão, X- é consumido para produzir HX. Mais uma vez, a razão [HX]/[X-] é mais ou menos constante, então o pH não se altera significativamente. Capacidade de tampão e pH • A capacidade do tampão é a quantidade de ácido ou base neutralizada pelo tampão antes que haja uma alteração significativa no pH. • A capacidade do tampão depende da composição do tampão. • Quanto maiores são as quantidades de pares ácido-base conjugados, maior é a capacidade do tampão. • A quantidade de ácido ou base forte adicionada resulta em uma reação de neutralização: X- + H3O + HX + H2O HX + OH- X- + H2O Soluções-tampão Conside a mistura do sal NaA e o ácido fraco HA. HA (aq) H+ (aq) + A- (aq) NaA (s) Na+ (aq) + A- (aq) Ka = [H+][A - ] [HA] [H+] = Ka [HA] [A - ] -log [H+] = -log Ka - log [HA] [A - ] -log [H+] = -log Ka + log [A - ] [HA] pH = pKa + log [A - ] [HA] pKa = -log Ka Henderson-Hasselbalch equation pH = pKa + log [base conjugada] [acido] Soluções-tampão HCOOH (aq) H+ (aq) + HCOO- (aq) Inicial (M) Mudança (M) Equilíbrio (M) 0,30 0,00 -x +x 0,30 - x 0,52 +x x 0,52 + x Efeito do íon comum 0.30 – x 0.30 0.52 + x 0.52 pH = pKa + log [HCOO - ] [HCOOH] HCOOH pKa = 3,77 pH = 3,77 + log [0,52] [0,30] = 4,01 Qual o pH uma solução contendo 0,30 Mol/L de HCOOH e 0,52 Mol/L de HCOOK? Soluções-tampão Adição de ácidos ou bases fortes aos tampões • Sabendo-se quanto de H3O + ou de OH- foi adicionado (estequiometricamente), sabemos quanto de HX ou X- é formado. • Com as concentrações de HX e X- (observe a variação no volume da solução) podemos calcular o pH a partir da equação de Henderson- Hasselbalch. Soluções-tampão Titulações ácido-base Titulações ácido forte-base forte • Um gráfico de pH versus volume de ácido (ou base) adicionado é chamado de curva de titulação. • Considere a adição de uma base forte a uma solução de um ácido forte. – Antes de qualquer base ser adicionada, o pH é dado pela solução do ácido forte. Portanto, o pH < 7. – Quando a base é adicionada, antes do ponto de equivalência, o pH é dado pela quantidade de ácido forte em excesso. Portanto, pH < 7. – No ponto de equivalência, o pH é determinado pela solução de sal. Portanto, pH = 7. Titulações ácido-base Titulaçõesácido forte-base forte • Sabemos que o pH no ponto de equivalência é 7,00. • Para detectar o ponto equivalência, usamos um indicador que muda de cor quando próximo a 7,00. • O ponto de equivalência em uma titulação é o ponto no qual o ácido e a base estão presentes em quantidades estequiométricas. • O ponto final em uma titulação é o ponto observado. • A diferença entre o ponto de equivalência e o ponto final é chamada de erro de titulação. Titulações ácido-base Titulações de ácido fraco-base forte • Considere a titulação do ácido acético, HC2H3O2 com NaOH. • Antes de qualquer base ser adicionada, a solução contém apenas ácido fraco. Conseqüentemente, o pH é dado pelo cálculo do equilíbrio. • À medida que a base forte é adicionada, a base forte consome uma quantidade estequiométrica de ácido fraco: HC2H3O2(aq) + NaOH(aq) C2H3O2 -(aq) + H2O(l) Titulações ácido-base Titulações de ácido fraco-base forte • Existe um excesso de ácido antes do ponto de equivalência. • Conseqüentemente, temos uma mistura do ácido fraco e sua base conjugada. • O pH é dado pelo cálculo do tampão. • Primeiro a quantidade de C2H3O2 - produzida é calculada, bem como a quantidade de HC2H3O2 consumido. (Estequiometricamente.) • Então o pH é calculado usando as condições de equilíbrio. (Henderson- Hasselbalch.) Titulações ácido-base Titulações de ácido fraco-base forte • No ponto de equivalência, todo o ácido acético foi consumido e todo o NaOH foi consumido. No entanto, foi produzido C2H3O2 -. – Conseqüentemente, o pH é dado pela solução de C2H3O2 -. – Isto significa que o pH > 7. – Mais importante, pH 7 para uma titulação ácido fraco-base forte. Titulações ácido-base Titulações de ácido fraco-base forte • Após o ponto de equivalência, o pH é dado pela base forte em excesso. • O ponto de equivalência é determinado pela Ka do ácido. Titulações ácido-base Titulações de ácidos polipróticos • Em ácidos polipróticos, cada próton ionizável dissocia-se em etapas. • Conseqüentemente, em um titulação existem n pontos de equivalência correspondentes a cada próton ionizável. • Na titulação do H3PO3 com NaOH. • O primeiro próton dissocia-se para formar H2PO3 -. • Então, o segundo próton dissocia-se para formar HPO3 2-. A constante do produto de solubilidade, Kps • Considere • para o qual • Kps é o produto de solubilidade. (O BaSO4 é ignorado, uma vez que é um sólido puro, logo, sua concentração é constante.) BaSO4(s) Ba 2+(aq) + SO4 2-(aq) ]SO][Ba[ -2 4 2spK Equilíbrios de solubilidade A constante do produto de solubilidade, Kps • Em geral: o produto de solubilidade é a concentração em quantidade de matéria dos íons elevados às sua potências estequiométricas. • A solubilidade é a quantidade (gramas) da substância que se dissolve para formar uma solução saturada. • A solubilidade molar é a quantidade de matéria do soluto dissolvida para formar um litro de solução saturada. Equilíbrios de solubilidade AgCl (s) Ag+ (aq) + Cl- (aq) Ksp = [Ag +][Cl - ] Ksps é o produto de solubilidade MgF2 (s) Mg 2+ (aq) + 2F- (aq) Kps = [Mg 2+][F - ]2 Ag2CO3 (s) 2Ag + (aq) + CO3 2- (aq) Kps = [Ag +]2[CO3 2-] Ca3(PO4)2 (s) 3Ca 2+ (aq) + 2PO4 3- (aq) Kps = [Ca 2+]3[PO3 3-]2 Dissolução de um sólida iônico em soluções aquosas: Q = Kps Solução Saturada Q < Kps Solução insaturada Q > Kps Soluçõa Supersaturada Equilíbrios de solubilidade Equilíbrios de solubilidade Qual é a solubilidade do cloreto de prata em g/L ? AgCl (s) Ag+ (aq) + Cl- (aq) Kps = [Ag +][Cl - ] Inicial (M) Mudança (M) Equilíbrio (M) 0,00 +s 0,00 +s s s Kps = s 2 s = Ksp s = 1,3 x 10-5 [Ag+] = 1,3 x 10-5 M [Cl-] = 1,3 x 10-5 M 1,3 x 10-5 mol AgCl 1 L sol 143,35 g AgCl 1 mol AgCl x Kps = 1,6 x 10 -10 = 1,9 x 10-3 g/L
Compartilhar