Ácidos e bases

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Ácidos e bases
Profa. Paula Sevenini
paula.sevenini@uemg.br
Química Inorgânica - UEMG
Bibliografia
2
Capítulo 6 Capítulo 5
3ª Edição
✓ Ácido: Substância que tem sabor azedo acentuado; reagem com certos
metais produzindo hidrogênio;
✓ Base: Substâncias com sabor amargo; são escorregadias ao tato;
apresentam gosto de sabão.
Ácido Acético - Vinagre Indicadores ácido-base
Ácidos e bases
3
Conceitos ácido base
✓ Classificação de ácidos e bases:
• Arrhenius (1884)
• Bronsted-Lowry (1923)
• Lewis (1923)
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Conceito de Arrhenius (1884)
HCl(g) → H
+
(aq) + Cl
-
(aq)
Svante Arrhenius
(1859-1927)
Se uma substância reage com a água e fornece íons para o meio: 
Substância A
H
2
O
Substância B
H
2
O
Exemplos:
NH3(g) NH4
+
(aq) + OH
-
(aq)
BASEÁCIDO
A definição de Arrhenius NECESSARIAMENTE precisa ser 
definida em meio aquoso
Libera H+ Libera OH-
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Conceito de Arrhenius (1884)
Ácidos são compostos que produzem H+ em solução aquosa
HCl H+(aq) + Cl
-
(aq)
HNO3 H
+
(aq) + NO3
-
(aq)
H2O
H2O
Bases são compostos que produzem OH- em solução aquosa
NaOH Na+(aq) + OH
-
(aq)
Ba(OH)2 Ba
2+
(aq) + 2 OH
-
(aq)
H2O
H2O
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Conceito de Arrhenius (1884)
✓ Funciona bem para descrever reações ácido-base clássicas, como reações de
neutralização que produzem sal e água:
HCl(aq) + NaOH (aq) NaCl(aq) + H2O(l)
LIMITAÇÃO: classifica ácidos e bases apenas em soluções aquosas
De forma mais geral:
HA (aq) + B (aq) AB(aq) + H2O(l)
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Conceito de Brønsted-Lowry (1923)
J.N. Brønsted
(1879-1947)
T.M. Lowry
(1874-1936)
Ácido é toda espécie doadora de próton (H+)
Base é toda espécie receptora de próton (H+)
HA + B ⇌ BH+ + A-
(ácido) (base) 
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Conceito de Brønsted-Lowry
HCl(g) + H2O(l) → Cl
-
(aq) + H3O
+
(aq) 
(ácido) (base)
Ácido de Bronsted-Lowry
(doador de prótons)
Base de Bronsted-Lowry
(receptora de prótons)
9
Conceito de Brønsted-Lowry
10
Base de Bronsted-Lowry
(receptora de prótons)
Ácido de Bronsted-Lowry
(doador de prótons)
Qual espécie é o ácido e qual é a base?
Conceito de Brønsted-Lowry
HCl(g) + H2O(l) → Cl
-
(aq) + H3O
+
(aq) 
Ácido de Bronsted-Lowry
(doador de prótons)
Base de Bronsted-Lowry
(receptora de prótons)
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NH3(g) + H2O(l) ⇌ NH4
+
(aq) + OH
-
(aq) 
Base de Bronsted-Lowry
(receptora de prótons)
Ácido de Bronsted-Lowry
(doador de prótons)
Água é um exemplo de substância anfiprótica
Conceito de Brønsted-Lowry
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Ácido1 + Base2 ⇌ Ácido2 + Base1
Equilíbrio de Brönsted:
✓ O equilíbrio de transferência de próton é rápida em ambas as direções e vai depender da 
transferência do próton de um ácido para uma base:
HF(g) + H2O(l) ⇌ F
-
(aq) + H3O
+
(aq) 
NH3(g) + H2O(l) ⇌ NH4
+
(aq) + OH
-
(aq) 
Conceito de Brønsted-Lowry
Par base/ácido conjugados
(ácido conjugado)(base)
(ácido) (base conjugada)
Par ácido/base conjugados
Equilíbrio de Bronsted
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Conceito de Brønsted-Lowry
14
A base conjugada é a espécie que resulta da remoção de um próton de um ácido de Bronsted
Equilíbrio de Bronsted: pares conjugados
O ácido conjugado é a espécie que resulta da adição de um próton a uma base de Bronsted
Ácido1 + Base2 ⇌ Ácido2 + Base1
Conceito de Brønsted-Lowry
✓ Diferencial: não se refere ao ambiente no qual a transferência de próton ocorre. Se aplica a
qualquer solvente ou mesmo na ausência de solvente;
Arrhenius Brønsted-
Lowry
CH3COOH(l) + NH3(l) CH3COO
-
(l) + NH4
+
(l)
(ácido)(base)(ácido) (base)
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✓ Conceito bastante amplo, podendo ser aplicado em uma série de reações orgânicas.
Exercício
I. HClO4(aq) + H2O(l) → H3O
+
(aq) + ClO4
‒
(aq)
II. NH4
+
(aq) + S
2‒
(aq) ⇌ NH3(aq) + HS
‒
(aq)
III. HClO4(aq) + NH3(aq) ⇌ NH4
+
(aq) + ClO4
‒
(aq)
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Reação Ácido Base Ácido conjugado Base conjugada
I
II
III
1) Considere as seguintes reações:
de acordo com o que aprendeu, preencha o quadro abaixo:
Conceito de Brønsted-Lowry
✓ Considere as reações ácido-base genéricas:
Força Relativa:
HA(aq) + H2O(l) ⇌ H3O
+
(aq) + A
-
(aq)
B(aq) + H2O(l) ⇌ HB
+
(aq) + OH
-
(aq)
Ka=
H3O
+ [A−]
[HA]
Kb=
OH− [HB+]
[B]
2H2O(l) ⇌ H3O
+
(aq) + OH
-
(aq) Kw = [H3O
+][OH−]
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✓ H2O é anfiprótica = pode se comportar como ácido ou base.
Constante de autoionização da água
Kw = 1,00 x 10
−14 (25 𝑜𝐶)
Conceito de Brønsted-Lowry
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HA(aq) + H2O(l) ⇌ H3O
+
(aq) + A
-
(aq)
A-(aq) + H2O(l) ⇌ HA(aq) + OH
-
(aq)
Ka=
H3O
+ [A−]
[HA]
Kb=
OH− [HA]
[A−]
Ka .Kb =
H3O
+ [A−]
[HA]
x 
OH− [HA]
[A−]
= H3O
+ OH− = Kw
Ka .Kb = Kw
Força Relativa:
✓ Quanto maior o valor de Kb, menor o valor de Ka. Ou seja, quanto mais forte for a base, 
mais fraco será seu ácido conjugado.
Conceito de Brønsted-Lowry
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𝑝𝐻 = − log H3O
+ 𝑝𝐾 = − log𝐾
𝑝𝐾𝑎 + 𝑝𝐾𝑏 = 𝑝𝐾𝑤
Força Relativa:
𝑝𝐾𝑤 = 14 (25℃)
✓ Como as concentrações molares podem se espalhar em muitas ordens de grandeza, é
conveniente reportar em escala logaritma:
Conceito de Brønsted-Lowry
✓ Ácidos e bases fortes: as espécies estão quase completamente ionizadas em água.
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Força Relativa:
HI(aq) + H2O(l) → H3O+(aq) + I-(aq)
Exemplos: HClO4 (pKa = - 1,6), HSCN (pKa = - 1,8), NaOH, Ca(OH)2
pKa = -11
pKa < 0 Ka > 1
Ka >> 1
Ácido Forte
Ka = 1,0 x 10
11
HF(aq) + H2O(l) ⇌ H3O+(aq) + F-(aq)
Conceito de Brønsted-Lowry
✓ Ácidos e bases fracas: as espécies estão pouco ionizadas em água.
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Força Relativa:
pKa = 3,45
Exemplos: HN3 (pKa = 4,6), H2NOH (pKb = 8,06), H3CCOOH (pKa = 4,76), H2O (pKa = 14), H2S (pKa1 =
7,04 e pKa2 = 19), H3PO4 (pKa1 = 2,12, pKa2 = 7,21 e pKa3 = 12,67).
pKa > 0 Ka < 1
Ácido Fraco
• A base conjugada de qualquer ácido forte é uma base fraca.
Conceito de Brønsted-Lowry
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HI(aq) + H2O(l) ⇌ H3O
+
(aq) + I
-
(aq)
I-(aq) + H2O(l) ⇌ HI(aq) + OH
-
(aq)
Ka= 1,0 x 10
11
Kb= 1,0 x 10
−25
Força Relativa:
Quanto mais forte o ácido, mais fraca sua base conjugada.
Quanto mais forte a base, mais fraco seu ácido conjugado.
Conceito de Brønsted-Lowry
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Exercício
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
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Conceito de Brønsted-Lowry
Efeito nivelador do solvente
✓ Ácidos mais fortes que H3O
+ não podem ser diferenciados pela
sua ionização aquosa;
✓ Portanto, HNO3, H2SO4, HClO4, e HCl são todos igualmente
fortes em soluções aquosas diluídas;
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✓ Efeito nivelador do solvente - A classificação de uma substância
como “fraca” ou “forte” depende do solvente;
HBr(aq) + H2O(l) ⟶ H3O+(aq) + Br-(aq)
HI(aq) + H2O(l) ⟶ H3O+(aq) + I-(aq)
Conceito de Brønsted-Lowry
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✓ Uma substância dissolvida em água pode se comportar com um ácido, uma base ou não
exibir nenhuma propriedade ácido-base;
✓ Por que algumas substâncias que contêm grupos OH comportam-se como bases,
liberando OH- para o meio e outras se comportam como ácidos, ionizando-se para liberar
íons H+?
✓ Por que alguns ácidos são mais fortes que outros?
Questionamentos:
Estrutura molecular e força ácido-base
✓ A força dos ácidos é difícil de prever;
✓ Energia livre de transferência de prótons, dependem de fatores energéticos;
✓ Solvente desempenha um papel importante na força ácida e básica.
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H A H O
H
H
✓ Força dos ácidos dependem:
Quebra da ligação H―A Formação da ligação H―OH2
Estrutura molecular e força ácido-base
1) Uma substância só doará um próton se a ligação H―A for polarizada.
HA + H2O H3O
+ + A-
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H―A
Exemplos:
• NaH (básico)
• HCl (ácido)
• CH4 (não apresenta propriedades ácida ou básica)
2) Quanto maior a eletronegatividade de A, mais forte será o ácido (em um mesmo período) H―A.
Estrutura molecular e força ácido-baseEm água
HF é um ácido
NH3 é uma base
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Estrutura molecular e força ácido-base
3) Em um mesmo grupo, quanto mais fraca a ligação H―A, mais forte será o ácido:
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HA + H2O H3O
+ + A-
Estrutura molecular e força ácido-base
HF < HCl < HBr < HI
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Força ácida
Estrutura molecular e força ácido-base
Ácidos Binários
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✓Há três classes de ácidos de Brönsted:
• Aquaácidos;
• Hidroxoácidos;
• Oxoácidos.
Classificação de ácidos de Brönsted
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Classificação de ácidos de Brönsted
Aquaácidos
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✓ Aquele no qual o próton ácido está em uma molécula de água coordenada a um íon
metálico central:
[Fe(H2O)6]
3+
(aq) + H2O(l) → [Fe(H2O)5(OH)]
2+
(aq) + H3O
+
(aq)
✓ Íons metálicos com maiores cargas e raios menores são ácidos mais fortes:
Metais alcalinos
Nenhuma acidez
Metais alcalinos terrosos
Baixa acidez Carga +2: fracamente ácidos
Carga +3: moderadamente ácidos
Carga +4: ácidos fortes
Metais de transição
Classificação de ácidos de Brönsted
Hidroxoácidos
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✓ Aquele no qual o próton ácido está num grupo hidroxila sem um grupo oxo (=O) vizinho:
Ex: Si(OH)4, Te(OH)6
Oxoácidos
✓ Aquele no qual o próton ácido está num grupo hidroxila com um grupo oxo (=O) vizinho:
Ex: H2SO4, HClO4
Estrutura molecular e força ácido-base
Oxiácidos
✓ Muitos ácidos e bases contém o grupo OH presente em sua estrutura. Quais os fatores que
determinam se uma substância terá um caráter ácido ou básico?
Y―O―H
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✓ Se Y é um metal (Na, K ou Mg), o par de elétrons entre Y e O é completamente transferido
para o oxigênio, e um composto iônico contendo OH- é formado;
✓ Se Y é um não metal, a ligação com O é covalente e a substância não perde OH- com
facilidade. Compostos são ácidos ou neutros.
✓ Quanto mais eletronegativo for Y, maior a acidez do composto - ligação mais polar e
estabilidade da base conjugada.
Estrutura molecular e força ácido-base
✓ Átomos de oxigênio adicionais ligados à Y, aumenta a acidez do composto (aumento da
polaridade e estabilização da base conjugada)
Cl―O―H + H2O Cl―O
- + H3O
+ Ka = 3,0 x 10
-8
l―O―H + H2O l―O
- + H3O
+ Ka = 2,3 x 10
-11
Ácido hipocloroso Ka = 3,0 x 10
-8
Ácido cloroso Ka = 1,1 x 10
-2
Ácido Clórico Ácido forte
Ácido Perclórico Ácido forte
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Oxiácidos
HClO < HClO2 < HClO3 < HClO4
Estrutura molecular e força ácido-base
1 – Para oxiácidos com o mesmo número de grupos OH e o mesmo número de átomos de 
O, a força ácida aumenta com o aumento da eletronegatividade do átomo central Y;
2 – Para os oxiácidos que têm o mesmo átomo central Y, a força ácida aumenta à medida 
que o número de átomos de oxigênio ligados a Y aumenta.
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Oxiácidos
Estrutura molecular e força ácido-base
Ácidos Carboxílicos
✓ Formam a maior categoria de ácidos orgânicos:
Ácido fórmico Ácido acético
✓ O átomo de oxigênio adicional retira densidade eletrônica da ligação OH, aumentando sua
polaridade e estabilizando a base conjugada.
✓ A força dos ácidos carboxílicos aumenta com o aumento do número de átomos
eletronegativos na estrutura do mesmo.
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Conceito de Lewis (1923)
G. N. Lewis
(1875-1946)
(ácido) (base)
É importante o conhecimento da estrutura de Lewis.
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Base é definida como um doador de par de elétrons.
Ácido é definido como um receptor de par de elétrons.
Conceito de Lewis 
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Arrhenius Brønsted-
Lowry
Lewis
✓ É bem mais abrangente do que as definições anteriores e é capaz de abranger toda a
química de coordenação;
✓ O próton H+ é um ácido de Lewis e todos os ácidos de Bronsted também são
considerados ácidos de Lewis.
Ag+(aq) + 2NH3(aq) ⇌ [Ag(NH3)2]
+
(aq)
Exercícios
1) Considere as seguintes espécies químicas: tricloreto de alumínio (AlCl3), pentafluoreto de
antimônio (SbF5) 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) 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
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