Post on 07-Apr-2016
Capítulo 16
Equilíbrio Ácido-Base
Carina Schumann, 13708Ingrid Masseli de Souza, 13699
16.1 – Ácidos e Bases: Uma Breve Revisão
Os ácidos são substâncias que aumentam a concentração de íons H+.
As bases são substâncias que
aumentam a concentração de
íons de OH-.
ÚNICO PROBLEMA!!!!
16.2 – Ácidos e Bases de Bronsted-Lowry
Ácido de Bronsted-Lowry transfere próton para base.Base de Bronsted-Lowry recebe o próton do ácido.
HCl N
H
HH
Cl N
H
HH
H
Remove um H+
Adiciona um H+
- Par conjugado- Forças Relativas- Duplicidade da água
16.2 – Ácidos e Bases de Bronsted-Lowry
Exemplo da dinâmica do ácido
16.3 – Auto-ionização da água
Produto iônico da água :Keq = [H3O+] [OH-]
143w 100,1]OH][OH[K a 25°C
HO O
H
H H
H
O
H
H HO
16.4 – A escala de pH
pH + pOH = 14
pOH: - log [OH-]pH: - log [ H+]
Indicadores Ácido-Base
• Azul de bromotimol : A: Amarelo, B: Azul
Indicadores Ácido-Base
• Fenolftaleína : A: Incolor, B: Rosa-Carmim
Indicadores Ácido-Base
• Alaranjado de metila : A: Vermelho, B: Alaranjado
Indicadores Ácido-Base
• Vermelho de Metila : A: Vermelho, B: Amarelo
Indicadores Ácido-Base• Experiência com a couve rocha
Procedimento
1. Suco de limão na primeira tigela : verificar que a solução fica vermelha;
2. Água destilada na segunda tigela : verificar que a cor da solução não se altera;
3. Solução de produto de limpeza na terceira tigela : verificar que a solução fica verde escura.
16.5 – Bases e Ácidos Fortes
Ácidos Fortes:- Ionizam completamente
- Eletrólitos Fortes- HCl, HBr, HI, HNO3, HClO3, HClO4, e H2SO4
Bases Fortes:- Dissociam completamente- Eletrólitos fortes- Hidróxidos iônicos dos:
- metais alcalinos- metais alcalinos terrosos
Por exemplo: NaOH, KOH, Ca(OH)2.
16.6 – Ácidos Fracos
]HA[]A[]H[Ka
- Ionizam-se parcialmente;- Constante de dissociação ácida:
Ácido Forte x Ácido Fraco
HCHO2(aq) H+(aq) + CHO2
- (aq)
[H+] = 4,2x10-3 mol/L
pH = - log [H+] = 2,38
log [H+] = -2,38
[H+] = 10-2,38
HC2H3O2(aq) H+(aq) + C2H3O2
- (aq)
Concentração Inicial: HC2H3O2(aq) = 0,30mol/LKa = 1,8 x 10-3
Supondo que: 0,30 – x 0,30
pH = 2,64
pH = -log 2,3 x10-3
Usando a fórmula do pH:
16.7 – Bases Fracas
Tipos de bases fracas :Primeira categoria: são as que tem um átomo com um par de elétrons não-ligantes que pode
servir como receptor de prótons - Amina e Amônia
Segunda categoria: consiste em ânions de ácidos fracos.
]B[]OH[]HB[Kb
Constante de Dissociação Básica:
16.8 – Relação de Ka e Kb
wba KKK
C25a00,14pKpKpK owba
À medida que a força de um ácido aumenta, a força da base diminui de tal maneira que:
143w 100,1]OH][OH[K a 25°C
16.9 – Propriedades ácido-base de soluções de sais
Características:
- Os sais dissolvidos em água estão completamente dissociados.
- Aproximadamente todos os sais são eletrólitos fortes.
- O pH resultante pode ser básico, ácido ou neutro, dependendo da natureza do sal:
- Se for um sal de ácido forte e base forte, o pH é neutro.
- Se for um sal de ácido fraco e base forte, pH é básico.
- Se for um sal de ácido forte e base fraca, o pH é ácido.
16.10 – Comportamento ácido-base e estrutura química
Fatores que afetam a força ácida
- Polaridade - força das ligação - base conjugada
Ácidos BináriosHX
A força da ligação diminui e a acidez aumenta ao se descer no grupo.
OxiácidosYOH
A força ácida aumenta com o aumento da eletronegatividade do átomo central.
Ácidos CarboxílicosA força ácida também aumenta à medida que o número de átomos
eletronegativos no ácido aumenta.
16.11 – Ácido e Base de Lewis
Ácido de Lewisé um receptor de par de elétrons
Base de Lewis é um doador de par de elétrons
Referências Bibliográficas
• Quimica: A Ciência Central – Theodore L. Brown, H. Eugene Lemay, Jr.,Bruce E. Bursten, 2005, 9ª Edição.
• Caricaturas: www.woodrow.org/teachers/ci/1992/Lewis.html www.woodrow.org/teachers/ci/1992/Arrhenius.html (21/04/07 - 16:42:07)
• Foto: www.lombardisas.com/prodotto.php?idprod=35 (23/04/07 - 11:30:25)