Aula 02-ACIDOS  BASES E SAIS-Laís

Aula 02-ACIDOS BASES E SAIS-Laís


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UNIVERSIDADE FEDERAL DO RIO DE JANEIRO
INSTITUTO DE QUÍMICA
DEPARTAMENTO DE QUÍMICA INORGÂNICA
COMPLEMENTOS DE QUÍMICA -IQG116
Profª Laís Ferreira de Castro
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Contatos
 E-mail pessoal: 
laisfcastro@gmail.com
laisferreiradecastro@hotmail.com
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 Princípios de Química: Questionando a Vida Moderna e o Meio Ambiente / Peter Atkins, Loretta Jones; tradução Ricardo Bicca de Alencastro.\uf02d3.ed.\uf02dPorto Alegre: Bookman, 2006.
	Fundamentos J-Ácidos e Bases
 	Capítulo 10- Ácidos e Bases
 Química Geral / John B. Russell\uf02d2.ed.\uf02dvolume 1, São Paulo: Makron Books, 1994.
Capítulo 12- Reações em soluções aquosas-As reações Ácido-Base
Bibliografia recomendada
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Tópicos abordados na aula
Introdução
O conceito de Arrhenius
O conceito de Bronsted-Lowry
Pares de ácido e base conjugados
Ácidos monopróticos e polipróticos
Ácidos e Bases Fortes e Fracos
O conceito de Lewis
Neutralização
Hidrólise de sais e os sais neutros, ácidos e básicos
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Introdução
Ácido
Base
sabor azedo
gosto de sabão
Vinagre 
ácido acético (CH3COOH)
Identificação: uso de indicadores (corantes) e medidor de pH.
Sabão
hidróxido de sódio (NaOH)
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O conceito de Arrhenius
Definição proposta pelo químico sueco Svante Arrhenius (1884)
Ácido: é um composto que contém hidrogênio e reage com a água para formar íons hidrogênio (H+).
Ex 1) Ácido clorídrico HCl : libera um íon hidrogênio, H+,quando se dissolve em água.
Ex 2) CH4: não é um ácido de Arrhenius, porque não libera íons H+ em água.
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Base: é um composto que produz íons hidróxido (OH-) em água.
O conceito de Arrhenius
Ex 1) hidróxido de sódio NaOH: é uma base de Arrhenius, porque os íons OH- passam para a solução quando ela se dissolve
Ex 2) Amônia NH3: é uma base de Arrhenius, porque produz íons OH- por reação com a água.
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Problema com as definições de Arrhenius
O conceito de Arrhenius
Aplicável a um solvente em particular: a água.
Quando os químicos estudaram outros sistema com solventes não aquosos, verificaram comportamentos ácido-base, porém as definições de Arrhenius não eram aplicáveis.
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O conceito de Bronsted-Lowry
Thomas Lowry, na Inglaterra
Johannes Bronsted, na Dinamarca
Definições:
1923
Ácido: é um doador de prótons.
Base: é um aceitador de prótons.
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A teoria de Brönsted-Lowry é útil, porque estende a aplicabilidade a solventes diferentes da água, como amônia líquida, ácido acético glacial e ácido sulfúrico anidro.
Exemplo:
O conceito de Bronsted-Lowry
NH4Cl +NaNH2 \uf0ae Na+Cl- + 2NH3
Cloreto de amônio
Amida de sódio
Cloreto de sódio
Amônia
ÁCIDO
BASE
SAL
SOLVENTE
Doa um próton
Aceita um próton
NH4+ + NH2- \uf0ae2NH3
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Pares ácido e base conjugados
Ácido + Base \uf0ae Base conjugada + Ácido conjugado
HA + B \uf0ae A- + HB+
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Considere a seguinte equação química:
HCl(aq) + H2O(l) \uf0ae H3O+(aq) + Cl-(aq)
Doa um próton para a água 
Recebe um próton do HCl
ÁCIDO
BASE
BASE
CONJUGADA
ÁCIDO
CONJUGADO
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O íon H+(aq) é simplesmente um próton sem elétrons. 
Geralmente usamos H+(aq) e H3O+(aq) de maneira intercambiável.
Em água, o H+(aq) forma aglomerados.
H3O+(aq)
H5O2+(aq) 
H9O4+(aq)
H+(aq) + H2O(aq) \u2192 H3O+(aq) 
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CH3COOH
H2O
CH3COO-
H3O+
ÁCIDO
BASE
BASE 
CONJUGADA
ÁCIDO 
CONJUGADO
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Ácidos monopróticos e polipróticos
Ácido monoprótico: ácido que só pode transferir um próton de cada molécula.
Ex: HCl e HNO3.
Ácido poliprótico: ácido que pode doar mais de um próton de cada molécula.
Ex: H2SO4, H3PO4.
H2SO4(aq) = H+(aq) + HSO3-(aq) 
HSO3-(aq) = H+(aq) + SO42-(aq)
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Ácidos e Bases Fortes e Fracos
Os ácidos e bases são classificados de modo semelhante:
Desprotonação: significa perda de um próton;
Protonação: significa ganho de um próton.
Ácido forte: está completamente desprotonado em solução.
Exs: HCl, HNO3, H2SO4,HClO4.
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Ácido fraco: está incompletamente desprotonado em solução.
Exs: CH3COOH.
Ácidos e Bases Fortes e Fracos
 Existe uma mistura de íons e ácido não-ionizado em solução.
 Consequentemente, os ácidos fracos estão em equilíbrio:
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 
Se Ka >> 1, o ácido está completamente ionizado e o ácido é um ácido forte.
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Base forte: está completamente protonada em solução.
Exs: Hidróxidos dos Grupos 1-NaOH, KOH
		 Hidróxidos de metais alcalinos terrosos-Ca(OH)2, 
 Óxidos dos Grupos 1 e 2.
As bases não têm que conter o íon OH-:
O2-(aq) + H2O(l) \uf0ae 2OH-(aq)
H-(aq) + H2O(l) \uf0ae H2(g) + OH-(aq)
N3-(aq) + 3H2O(l) \uf0ae NH3(aq) + 3OH-(aq)
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Existe um equilíbrio entre a base e os íons resultantes
A constante de dissociação da base, Kb, é definida como:
Base fraca: está incompletamente protonada em solução.
Exs: NH3, aminas-CH3NH2.
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O conceito de Lewis
Definição ainda mais abrangente sugerida pelo químico americano G.N. Lewis em 1923.
Definições:
Ácido: é um receptor de par de elétrons.
Base: é um doador de par de elétrons.
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 Os ácidos e as bases de Lewis não precisam conter prótons.
 A definição de Lewis é a mais geral de ácidos e bases.
 Os ácidos de Lewis devem ter um orbital vazio (para o qual os pares de elétrons possam ser doados).
O conceito de Lewis
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Exemplo: NH3 e BF3
BASE
DE
LEWIS
ÁCIDO
DE
LEWIS
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Neutralização
A reação entre um ácido e uma base é chamada de reação de neutralização e o composto iônico produzido na reação é chamado de sal.
A forma geral da reação de neutralização em água é:
Ácido + Base \uf0ae Sal + Água
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Exemplo:
HCl(aq) + NaOH(aq) \uf0ae NaCl(aq) + H2O(l)
2HNO3(aq) + Ba(OH)2(aq) \uf0ae Ba(NO3)2(aq) +H2O(l)
Cátion do sal \uf0ae BASE
Ânion do sal \uf0ae ÁCIDO
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Hidrólise de sais
Identificou-se que a dissolução de sais em água pode originar soluções ácidas, básicas ou neutras.
   
Este fenômeno é conhecido por hidrólise. 
A hidrólise de um sal é a reação entre seu cátion ou seu ânion ou, de ambos com as moléculas da água.
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Ocorre geralmente da seguinte forma:	
Sais de ácidos fracos e bases fortes: só o ânion do sal se hidrolisa, ocorre liberação de íons OH- e a solução resultante será básica.
Exemplo: Acetato de sódio CH3COONa
ácido fraco: CH3COOH
base forte: NaOH
Dissociação: CH3COONa(s) + H2O(l) \u21cc Na+(aq) + CH3COO-(aq)      
 
Hidrólise: CH3COO- (aq)+ H2O(l) \u21cc CH3COOH (aq) + OH- (aq) 
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Sais de ácidos fortes e bases fracas: só o cátion do sal se hidrolisa, ocorre liberação de íons H3O+ e a solução resultante será ácida.
Exemplo: NH4Cl
ácido forte:HCl
base fraca: NH3
Dissociação: NH4Cl(s) + H2O(l) \u21cc NH4+(aq) + Cl-(aq)      
 
Hidrólise: NH4+(aq) + H2O(l) \u21cc NH3(aq) + H3O+(aq)      
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Sais de ácidos fracos e bases fracas: ocorre hidrólise do cátion e do ânion.
Exemplo: acetato de amônio
Hidrólise do cátion: M+ + H2O \u21cc MOH + H+
Hidrólise do ânion: A- + H2O \u21cc HA + OH-
 
**Os valores das constantes de dissociação do ácido e da base que irão determinar o caráter da solução, ácido ou básico.
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Sais de ácidos fortes e bases fortes: não ocorre hidrólise, pois ambos os íons gerados na dissolução do sal, mesmo reagindo com a água formariam os ácido e base forte originais, que se dissociam fortemente. A solução resultante é neutra.
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Exercícios
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Quais as diferenças entre as definições de ácidos e bases para Arrhenius, Bronsted-Lowry e Lewis?
Identifique os seguintes compostos como ácido ou base de Bronsted-Lowry : (a) NH3, (b) HCl, (c) NaOH, (d) H2SO4 (e) Ba(OH)2.
O que são reações de neutralização e de hidrólise?
4) Escreva a equação global e identifique o ácido, a base e o sal formados para as seguintes reações:
HF(aq) + NaOH(aq) \uf0ae
LiOH (aq) + HI(aq) \uf0ae
2HI(aq) + CaO(s) \uf0ae
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