Ácidos e bases fortes
Ácidos fortes
Ácidos fortes
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• 7 são os ácidos comuns mais fortes:7 são os ácidos comuns mais fortes:
Monopróticos: HCl, HBr, HI, HNO
Monopróticos: HCl, HBr, HI, HNO33, HClO, HClO33, HClO, HClO44, e, e
Diprótico: H
Diprótico: H22SOSO44..
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• Ácidos fortes são Ácidos fortes são eletrólitos forteseletrólitos fortes..
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• Todos os ácidos fortesTodos os ácidos fortes ionizam completamenteionizam completamente em solução:em solução:
HNO
HNO33((aqaq) + H) + H22O(O(l l )) H H33OO++((aqaq) + NO) + NO33--((aqaq))
•
• Uma vez que HUma vez que H++ e H e H
3
3OO++ são usados de maneira intercambiável, escrevemos: são usados de maneira intercambiável, escrevemos:
HNO
HNO33((aqaq)) H H++((aqaq) + NO) + NO33--((aqaq))
Em uma solução aquosa de ácido forte, o ácido é normalmente a única fonte
Em uma solução aquosa de ácido forte, o ácido é normalmente a única fonte
significativa de íons H
Ácidos fortes
Ácidos fortes
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• Em soluções, o ácido forte é geralmente a única fEm soluções, o ácido forte é geralmente a única fonte de Honte de H++. (Se a. (Se a
concentração em quantidade de matéria do ácido é
concentração em quantidade de matéria do ácido é menor do que 10menor do que 10-6-6 mol/L mol/L, a, a
auto-ionização da água
auto-ionização da água precisa ser considerada.)precisa ser considerada.)
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• Assim, o pH da solução é a concentração em quantidad Assim, o pH da solução é a concentração em quantidade de matéria inicial doe de matéria inicial do
ácido.
ácido.
Bases fortes
Bases fortes
Existem relativamente poucas bases fortes comuns. A maioria são hidroxidos
Existem relativamente poucas bases fortes comuns. A maioria são hidroxidos
iônicos dos metais alcalinos (1A) e alcalinos
iônicos dos metais alcalinos (1A) e alcalinos terrosos (2A).terrosos (2A).
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• A A maioria dos hidróxidos iônicos são bases fortes (por exempmaioria dos hidróxidos iônicos são bases fortes (por exemplo, NaOH, KOH, elo, NaOH, KOH, e
Ca(OH)
Ca(OH)22) e se dissociam completamente.) e se dissociam completamente.
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• Hidróxidos de metais 2A mais pesados tem solubilidade limitadas: Hidróxidos de metais 2A mais pesados tem solubilidade limitadas: Sr(OH)Sr(OH)22 e e
Ba(OH)
Ba(OH)22
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• Portanto, uma solução rotulada de 0,Portanto, uma solução rotulada de 0,30mol/L de NaOH consiste em 0,30mol/L de30mol/L de NaOH consiste em 0,30mol/L de
Na
Bases fortes
Bases fortes
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• As bases fortes são eletrólitos fortes e dissociam-se completamente em solução. As bases fortes são eletrólitos fortes e dissociam-se completamente em solução.
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• O pOH (e, conseqüentemente, o pH) de uma base forte é dado pela concentraçãoO pOH (e, conseqüentemente, o pH) de uma base forte é dado pela concentração
em quantidade de matéria inicial da base.
em quantidade de matéria inicial da base. Tenha cuidado com a estequiometriaTenha cuidado com a estequiometria..
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• Para um hidróxido ser uma base, ele deve ser solúvel.Para um hidróxido ser uma base, ele deve ser solúvel.
Soluções fortemente básicas também são formadas por determinadas substâncias que
Soluções fortemente básicas também são formadas por determinadas substâncias que
reagem com a água para formar OH
reagem com a água para formar OH--. A . A mais comum destas mais comum destas contém o íon contém o íon óxido Oóxido O2-2-..
Os óxidos metálicos iônicos, especialmente Na
Os óxidos metálicos iônicos, especialmente Na22O e CaO, são geralmente usados naO e CaO, são geralmente usados na
industria quando uma base forte é necessária.
industria quando uma base forte é necessária.
Portanto, as bases não têm que conter o
Portanto, as bases não têm que conter o íon OHíon OH--::
O
O2-2-((aqaq) + H) + H
2
2O(O(l l )) 2OH 2OH--((aqaq))
Os hidretos e nitretos iônicos também reagem com água para formar OH
Os hidretos e nitretos iônicos também reagem com água para formar OH--::
H H--((aqaq) + H) + H 2 2O(O(l l )) H H22((g g ) + OH) + OH--((aqaq)) N N3-3-((aqaq) + 3H) + 3H 2 2O(O(l l )) NH NH33((aqaq) + 3OH) + 3OH--((aqaq))
cido e Bases fracas
- poucos ácidos doam prótons com facilidade, o mesmo ocorre com as bases que os aceitam
- a maioria dos ácidos e bases são fracos e suas forças relativas podem ser obtidas quantitativamente tendo-se a constante de equilíbrio, K, em solução aquosa.
Para um ácido, genérico, HA
HA (aq) + H2O (l) = H3O+ (aq) + A- (aq)
Qual é a expressão para a constante de equilíbrio, K a? Para uma base, genérica , B
B (aq) + H2O (l) = BH+ (aq) + OH- (aq)
Qual é a expressão para a constante de equilíbrio, K b ?
Quanto mais forte um ácido, mais fraca é a sua base conjugada. Para todos os pares
ácido-base conjugados, os produtos de suas respectivas constantes de equilíbrio igualam o valor da constante de ionização da água.
HA(aq) + H2O(l ) H3O+(aq) + A-(aq)
HA(aq) H+(aq) + A-(aq)
Constante de dissociação ácida
A ordem de grand eza para K a d e áci d o frac o g eralm en te es tá en tre 10 -3
– 10 -10 .
A maioria das substancias ácidas são ácidos fracos e consequentemente ioniza-se apenas parcialmente em soluções aquosas.
• Os ácidos fracos são apenas parcialmente ionizados em solução. • Existe uma mistura de íons e ácido onão-ionizado em solução. • Conseqüentemente, os ácidos fracos estão em equilíbrio:
• K a é a constante de dissociação de ácido.
• Observe que a [H2O] é omitida na expresão de K a (a H2O é um líquido puro)
• Quanto maior o K a, mais forte é o ácido (neste caso, mais íons estão presentes no
equilíbrio em relação às moléculas não-ionizadas).
• Se K a >> 1, o ácido está completamente ionizado e o ácido é
Cálculo de K a a partir do pH
• Os ácidos fracos são simplesmente cálculos de equilíbrio. • O pH fornece a concentração no equilíbrio de H+.
• Em muitos casos, a pequena ordem de grandeza de K a permite-nos usar
aproximações para simplificar o problema.
• Usando K a, a concentração de H+ (e, conseqüentemente, o pH) pode ser
calculada.
– Escreva a equação química balanceada mostrando claramente o equilíbrio. – Escreva a expressão de equilíbrio. Encontre o valor para K a.
– Anote as concentrações iniciais e no equilíbrio para tudo exceto para a água pura. Geralmente supomos que a variação na concentração de H+ é x .
• Substitua na expressão da constante de equilíbrio e resolva. Lembre-se de converter
x em pH se necessário.
Ex.: Um estudante preparou uma solução de 0,10mol/L de ácido fórmico (HCHO2 ) e mediu seu pH usando um pHmetro. Constatou-se que o pH a 25oC é 2,38. a)
Calcule Ka para o ácido formico nesta temperatura. Reação: HCHO2 (aq) H + (AQ)
A determinação de K a e K b
K a e K b são determinados experimentalmente medindo o pH da solução. Exemplo:
HCO2H (aq) + H2O = H3O+ (aq) + HCO
2- (aq)
1 mol 1 mol 1 mol
em que 0,0300M de ácido fórmico tem um pH=2,66. Qual é a concentração de íons H3O+. Qual é o K
a?
Resp.: [H3O+] = 10-pH = 10-2,66= 2,2 x 10-3 M
HCO2H(aq) H3O+(aq) HCO
2-(aq) Início: 0,030 0 0 Equilíbrio: 0,030 – 2,2x10-3 2,2 x10-3 2,2 x 10-3 A constante de equilíbrio é : 4 3 2 3 2 2 3 1,7 10 ) 10 2 , 2 030 , 0 ( ) 10 2 , 2 ( ] [ ] ][ [ x x x H HCO HCO O H K
O ácido benzóico é um ácido fraco com K a = 6.3x 10-5 a 25°C. Qual é o pH
para uma solução deste ácido de 0.020M?
a) balancear a equação e escrever a constante de equilíbrio: C6H5CO2H (aq) + H2O (l) = H3O+ (aq) + C
6H5CO2- (aq) K a = [H3O+ ] [C
6H5CO2-] / [C6H5CO2H] = 6.3x10-5 b) em uma tabela temos,
C6H5CO2H H3O+ (aq) C 6H5CO2- início: 0.02000 reação ocorrendo: -x +x + x No equilíbrio: 0.020 – x x x c) substituindo os valores em K a : 6.3x10-5 = x.x / (0.020 – x )
ou resolvemos a equação de 2o grau ou; como é um ácido fraco, portanto pouco dissociado ( o próprio valor de K a já indica isto) , de modo que:
(0.020 – x ) ~ 0.020
Então,
6.3x10-5 = x2 / (0.020) = 1.1x10-3 e assim,
[H3O+] = 1.1x10-3 M.
e o pH = - log (1.1x10-3) = 2.95
A nossa suposição é válida pois, 1.1 x 10-3 << 0.020 .
Para estimar o pH de uma solução de base fraca o raciocínio é análogo ao realizado para uma solução de um ácido fraco.
A anilina é uma base fraca que fornece a seguinte equação:
C6H5 NH2(aq) + H2O (l) = C6H5 NH3 + (aq) + OH- (aq) A 0.15 M o pH da solução é de 8.89. Qual é o K b da base?
C6H5 NH2 H2O C6H5 NH3+ OH-
início: 0.15 0 0
reação ocorrendo: -x +x + x
no equilíbrio: 0.15 – x x x
a) primeiro defina a concentração da base fraca e o pH da solução; b) calcule a concentração de OH- a partir do pH;
c) faça uma tabela para poder calcular as concentrações da base fraca e do ácido conjugado;
d) substitua as concentrações no equilíbrio na expressão de K b e calcule K b. No equilíbrio , x = [OH-] = 7.8 x 10-6 .
K b = [C6H5 NH3+][ OH-] / [C
6H5 NH2] = (x) (x) / (0.15 – x)= 4 x 10-10
Calcular o pH de uma solução 0.10 M de acido acético. Sabendo que o valor de K a = 1.8 x 10 -5 .
Etapa 1: Escreva a constante de ionização do acido acético: HC2H3O2 (aq) H+ (aq) + C
2H3O2- (aq)
Etapa 2: Determinar as concentrações a partir dos dados fornecidos: HC2H3O2 (aq) H+ (aq) + C 2H3O2- (aq) HC2H3O2 H+ C 2H3O2- Inicial 0.10M 0 0 Reação -xM +xM +xM Equilíbrio (0.10 - x) M xM xM Ka = { [H+][C 2H3O2-] / [HC2H3O2] } = { (x)(x) / (0.10 - x) } = 1.8 x 10-5
Etapa 3: substituir os dados: Exemplo: ácidos fracos
Etapa 4: Desde que o valor de Ka é pequeno, podemos considerar que o valor de x sera muito pequeno (somente uma pequena quantidade de HC2H3O2 é dissociada). Se assumimos que x é muito pequena (menor que 5%) da concentração inicial do ácido, podemos evitar a formula quadrática . Assim a equação será:
1.8 x 10-5 = {(x)(x) / 0.10}
x = 1.3 x 10-3 M = [H+]. Este valor é muito menor que 5% da concentração inicial do
ácido 0.10M.
Etapa 5: o valor de pH é :
pH = -log(1.3 x 10-3M)
Exemplo: Calcular o porcentagem da molécula ionizadas de HF de uma solução de 0.10 M. O valor de K a= 6.8 x 10 -4.
Etapa 1: Equação de ionização:
HF (aq) H+ (aq) + F- (aq)
Etapa 2:
HF H+ F-
INITIAL 0.10M 0 0
CHANGE -xM +xM +xM
Etapa 3: constante de equilíbrio:
Ka = { [H+][F-] / [HF] } = { (x)(x) / (0.10 - x) } = 6.8 x 10-4
Etapa 4: Assumindo que x << 0.10:
6.8 x 10-4 = { x2 / 0.10}
x = 8.2 x 10-3 M
{ 8.2 x 10-3M / 0.1M } x 100 = 8.2%,
Este valor é maior que 5% da concentração inicial , então x << 0.10M! Etapa 5: Usamos a equação do método quadrado:
x2 + (6.8 x 10-4) x - 6.8 x 10-5 = 0
x = 7.9 x 10-3M = [H+]
Então, % ionizado = { [ ionizado ] / [ inicial] } x 100:
Exemplo: Bases fortes
Calcular o pH de uma solução de 0.010 M de Ba(OH)2 .
Etapa 1: Calcular [OH-]:
Todas as moleculas de Ba(OH)2 dissocia para formar 2 ions hidróxidos e 1 cation Ba2+.
Etapa 2: Calcular [H+]: [H+][OH-] = K w = 1.00 x 10-14 [H+] = {1.00 x 10-14 / [OH-]} = {1.00 x 10-14 / 0.020M} = 5.0 x 10-13M Etapa 3: Calcular o pH: pH = -log ( 5.0 x 10-13M) = 12.30 [OH-]= 0.020M
• Para um par ácido-base conjugado
• Conseqüentemente, quanto maior o K a, menor o K b. Isto é, quanto
mais forte o ácido, mais fraca a base conjugada.
• Tomando o negativo dos logaritimos:
Equação A:
NH3(aq) + H2O(l) NH4+(aq)+OH-(aq)
Equação B:
N.B: Outra maneira de expressão de Ka ou Kb é pKa ou pKb. pKa = -log (Ka) e pKb = -log (Kb)
pKa + pKb = pKw = 14.00
NH4+(aq) NH
O que acontece em uma solução que contém não somente ácido fraco, como ácido acético, HC2H3O2, mas também um sal solúvel de tal ácido, como NaC2H3O2?
HC2H3O2 (aq) H+ (aq) + C2H3O2- (aq)
Agora, adicionando NaC2H3O2, que se dissocia completamente, nós aumentamos a concentração de C2H3O2- (aq).
Pelo princípio de Le Chatelier:
• O equilíbrio se deslocará para a esquerda (para reagentes) causando • A diminuição de [H+] e portanto o pH aumenta!