Apresentação atualizada

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ÁCIDOS E BASES 
EQUIPE 3
POLLYANA SOUZA
CLAUDENOR RAULINO
HANNAH LARISSA
As teorias ácido-base desenvolveram-se no final do século XIX e início do século XX. 
Teoria de Arrhenius
Teoria da dissolução eletrolítica ou iônica.
Teoria de Brönsted – Lowry
Ácido é toda espécie química doadora de prótons H+.
Base é toda espécie química receptora de prótons H+.
 Uma substância só pode agir como um acido na presença de uma base que possa aceitar os prótons ácidos. Um ácido não cede, simplesmente seu hidrogênio ácido, o próton é transferido para a base.
Exemplo
O HCL é uma ácido de Brönsted.
 HCl(aq)+ H₂O(e)H₃o(aq)+Cl(aq)
Como no equilíbrio praticamente todas as moléculas de HCl doam seus prótons para a água o HCl é classificado como ácido forte.
Na teoria de Brönsted- Lowry a força de um ácido depende de quanto ele doa de prótons ao solvente. Portanto
Um ácido forte esta completamente desprotonado em solução.
Um ácido fraco esta parcialmente desprotonado em solução.
A definição de Brönsted- Lowry é mais geral porque porque ela inclui a possibilidade de um íon seja um ácido uma opção não permitida pela definição de Arrhenius.
Teoria ácido-base de Lewis
Ácido é um aceitador de par de elétrons.
Base é um doador de par de elétrons. 
Quando uma base de Lewis doa um par de elétrons a um ácido de Lewis, as duas espécies partilham um par de elétrons a parti de uma ligação covalente.
Ácidos e bases são diferentes em cada teoria. 
Na teoria Lewis próton é um ácido.
Na teoria de Bronsed- Lowry a espécie que fornece o próton é o ácido.
Em ambos a espécie que aceita um próton é uma base .
Na teoria de Arrhenius o composto que fornece o aceitador de protóns é uma base.
ÓXIDOS ÁCIDOS, BÁSICOS E ANFOTÉRICOS.
Óxidos ácidos: São aqueles óxidos que reagem com água para formar o ácido de Bronsed em solução.
 2NaOH(aq)+CO₂(g)Na₂Co₃(aq)+H₂O(l)
Óxido básico: são compostos iônicos que reagem com ácidos para dar um sal e água. Por exemplo o óxido de magnésio, um óxido básico que reage com o ácido clorídrico.
 
 Mg(O)s+2HCl(aq)MgCl₂(aq)+H₂O(l)
Os metais formam em geral óxidos básicos, e os não metais formam óxidos ácidos.
Mas os elementos que ficam na fronteira diagonal do Belírio ao Polônio e vários outros metais do bloco D formam os óxidos anfóteros.
Ex: Óxido de Aluminio, Al₂O₃ ele reage com ácido
Al₂O₃(s)+6(HCl)(aq)2(AlCl₃)(aq)+3H₂O(l)
também com base
 2Na(OH)(aq) + Al₂O₃(s)+3H₂(O)l2Na│Al(OH)₄│(aq)
Troca de Prótons
  Anfiprótica
              
                  H3O
Autoprotólise
Hidrônio
OH
Hidroxila
Kw: Constante de equilibrio/ Autonização da água/ Constante de autoprotólise
Kw = 1 x 10^-14 (mol/L)²
Escala de pH
pH= - log (H3O )                pH= - log ( 1 x 10^-7)
pH= 7; Neutro
pH > 7; Base
pH < 7; Acido
pH = 7; Neutro
Outros exemplos:
Sangue: pH= - log(H3O)          pH= -log(4,0 x 10^-8) 
                                             pH= 7,40
Solução de 0,020 M de HCl: pH= - log(H3O)        pH= - log( 0,020)
                                             pH= 1,70
Solução de 0,040 M de KOH: 
              (KOH) = (OH)         Kw = (H30)*(OH)         (H3O) = Kw/(OH) 
          
              (H30) = (1 x 10^-14)/(0,040)        (H30) = 2,5 x 10^-13
         Logo; pH= -log(H30)      pH= -log(2,5x10^-13)       pH= 12,60 
Ácidos e Bases fracos
Exceção:
CH3COOH 
       pH= 3; ácido
NH3
      pH= 11,13; base
Outros exemplos:
HNO2(ácido nitroso); H3PO4(ácido fosforico);  C6H5NH2(anilina) e etc.            
Constante de ácidez e basicidade
Por exemplo: CH3COOH; seu Ka= 2,5x10^-5
Constante de ácidez(Ka)
Constante de basicidade(Kb)
Por exemplo: NH3; seu 
Kb= 1,8x10^-5
Constante de ácidez e basicidade
Tabela de valores de constantes de ácidez(Ka) e pKa
Tabela de valores de constante de basicidade(Kb) e pKb
Gangorra da conjugação
Logo; Ka + Kb = Kw
log(Ka) + log(Kb) = log(Kw)
pKa + pKb = pKw
Por exemplo: Amônia (NH3)
      pKb= 4,75.  
Logo; pKa + pKb = pKw               pKa + 4,75 = 14                  pKa = 14 – 4,75
                                                       pKa = 9,25    
Quanto mais forte o ácido, menor a força da sua base conjugada.
Quanto mais forte a base, menor a força do seu ácido conjugado.
Estrutura molecular e acidez
Hidrácidos 
No mesmo período, a força cresce junto com a eletronegatividade do átomo ligado ao hidrogênio.
No grupo a acidez aumenta com o aumento do tamanho do átomo ligado ao H.
A força de um ácido depende da quebra de ligação H―A e da formação da ligação H― OH2. Portanto Um fator determinante nas forças dos ácidos é a facilidade que essas ligações são quebradas e formadas. 
Oxiácidos
Para o mesmo número de átomos de O ligados ao átomo central, quanto maior é a eletronegatividade do átomo central, mais forte é o ácido
Quanto maior é o número de átomos de O ligados ao átomo central mais forte é o ácido.
Ácidos carboxílicos
A força do ácido diminui com o aumento da cadeia carbônica.
 
Quanto maior é a eletronegatividade dos grupos ligados ao grupo carboxila, mais forte é o ácido.
pH Ácidos e bases fracas
Ácido fraco
A dissolução em água do ácido fraco leva ao equilíbrio entre o ácido, o íon hidrônio e da base conjugada do ácido.
Para calcular o pH de uma solução de acido acético de 0,01mol/L, Ka=
Base fraca 
Segue o mesmo raciocínio dos ácidos fracos 
Kb e 
pH + pOH = 14