RESUMO - ÁCIDOS E BASES

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QUÍMICA INORGÂNICA – RESUMO ÁCIDOS E BASES
Ácidos e Bases
Conceito de Arrhenius – É muito restrito e serve somente quando a água É é solvente.
ÁCIDO é qualquer substância que aumenta a concentração do íon hidrônio, H3O+, em solução aquosa.
O HCl é um ácido
HC(g) + H2O(l) → H3O+(aq) + Cl-(aq)
Do mesmo modo, CO2 é um ácido
CO2 + H2O(l) → H2CO3(aq)
Sofrendo posterior reação para produzir H3O+ E HCO3-
H2CO3(aq) + H2O(aq) → H3O+(aq) + HCO3-(aq)
BASES: Qualquer substância que aumenta a concentração do íon hidroxila (OH-) em água.
NaOH, um composto iônico contendo íons Na+ e OH-. Em água, eles sofrem dissociação.
Outros exemplos de base incluem substâncias como NH3 E N2H4, que reagem com água para produzir OH-:
Conceito de Bronsted-Lowry (1923) - A característica essencial de uma reação ácido-base é a transferência de um próton de uma espécie à outra. Nesse contexto, um próton é um íon de hidrogênio, H+
ÁCIDO: É toda a espécie química (molécula ou íon) capaz de ceder (doar) prótons.
BASE: É toda espécie química (molécula ou íons) capaz de receber prótons.
Um exemplo de um ácido de Bronsted é o fluoreto de hidrogênio, HF, que pode doar um próton a outra molécula, tal como a água, quando ele se dissolve em água:
Um exemplo de uma base de Bronsted é a amônia, NH3, que pode aceitar um próton deum doador de próton:
Água é uma substância anfótera, atua tanto com ácido como base de Bronsted.
Este equilíbrio fornece uma descrição mais completa do comportamento do ácido HF e da base NH3, em água do que somente a reação direta
A utilidade é a habilidade de lidar com qualquer solvente, como amônia ou ácido sulfúrico
Além disso, outras reações de transferência de prótons que normalmente não seriam chamadas de neutralização, mas que são de caráter ácido-base, podem ser tratadas de imediato:
Equilíbrio Geral de Bronsted-Lowry:
Base1 é chamada de base conjugada do Ácido1
Ácido2 é chamado de ácido conjugado da Base2
A base conjugada de um ácido é a espécie gerada após a perde de um próton.
O ácido conjugado de uma base é a espécie formada quando um próton é ganho.
Ácido ou protogênicos: doam prótons
Básicos ou protofílicos: fixam prótons
Anfóteros: ambos
Apróticos: nenhum
FORÇAS RELATIVAS DE ÁCIDOS E BASES
Quanto mais forte é o ácido, mais fraca é a base conjugada.
Os ácidos fortes transferem completamente seus prótons para a água. Suas bases têm tendência desprezível para serem protonadas.
Os ácidos fracos dissociam-se parcialmente em água. E as bases têm ligeira capacidade de remover prótons da água. (As bases conjugadas de ácidos fracos são bases fracas)
As substâncias com acidez desprezível, como CH4, não tem comportamento ácido em água. Suas bases são fortes, reagindo completamente com água para formar OH-.
A força de um ácido em solução aquosa é expressa pela constante de acidez (ou constante de ionização ácida), Ka:
	
	
[x] é o valor numérico da concentração molar das espécies X.
Um valor de Ka << 1 implica que a retenção do próton pelo ácido é favorecida.
A força de uma base, em água, também pode ser medida, Kb, Constante de equilíbrio.
	
	
Se Kb << 1, a base é um receptor de próton fraco e seu ácido conjugado está presente em baixa abundância em solução.
De um modo geral
	
	
	
	
Equilíbrio ácido-base – Autoionização da água.
A transferência de próton de uma molécula de água pra outra é chamada de autoprotólise (ou “autoionização”).
Em água pura, tem-se o seguinte equilíbrio.
O produto iônico da água
	O valor experimental de KW é 1,00 x 10-14 a 25°C.
 Kw <<1
uma fração muito minúscula de
moléculas de água está
presente como íons em água
pura
	
	
As forças dos ácidos de Bronsted
A constante de autoprotólise de um solvente, expressa a força de uma base em termos da força de seu ácido conjugado.
Exemplo: Amônia atua como uma base
	
	
Íon amônio atua como um ácido:
	
	
Então, o valor de Kb está relacionado ao valor de Ka, pela expressão:
Conclui-se que: 
Quanto mais forte for a base, mais fraco serás eu ácido conjugado (Ka E Kb são inversamente proporcionais)
As forças dos ácidos podem ser informadas em termos das constantes de acidez e de suas bases conjugadas.
Escalas de pH
A molaridade dos íons H3O+ pode variar em muitas ordens de grandeza (pode ser maior que 1mol/L ou até mesmo menor que 10-14 mol/L)
Logaritmos comuns (logaritmos de base 10) para representar as concentrações molares e constante de acidez.
	
	Onde K pode ser qualquer uma das constantes que introduzimos.
As forças dos ácidos de Bronsted
Kw = [H3O+][OH-]
O valor experimental de Kw é 1,00x 10-14 a 24°C
pH + pOH = 14
Ka*Kb = Kw / pKa + pKb = pKw
Note que: pKa < 1 (corresponde a Ka > 1 ou Ka >>1) é um ácido forte.
Uma base fraca está apenas parcialmente protonadas em água. Um exemplo é NH3, que está presente em quase que totalmente como molécula de NH3 em água, com uma pequena proporção de íons NH4+.
A base conjugada de qualquer ácido forte é uma base muito fraca
Relação entre Ka e Kb
EQUILÍBRIO ÁCIDO-BASE. ESCALA DE pH
Os indicadores são menos precisos que medidores de pH
A maioria dos indicadores tende a ser vermelho em soluções mais ácidas
Ácidos Polipróticos
É uma substância que pode doar do que um próton. Um exemplo é o sulfeto de hidrogênio, H2S, um ácido diprótico
Para um ácido diprótico, há duas doações de prótons sucessivas e duas constantes de acidez:
Normalmente, Ka > Ka2, isto porque, próton deve ser removido de uma espécie que contém uma carga negativa a mais que a espécie anterior, prendendo-o mais facilmente.