Capitulo 5 - Acidos e Bases

Ácidos e bases

Ácidos e bases

Prof. Silvio César de Oliveira

Prof. Silvio César de Oliveira

Química Geral 2 Química Geral 2 UFMS -2013 UFMS -2013 Química Licenciatura Química Licenciatura

Reações de Ácidos e Bases

Reações de Ácidos e Bases

-- Ácido: latim, “ Ácido: latim, “acidusacidus””azêdoazêdo ( Frutas cítricas, vinagre)

( Frutas cítricas, vinagre)

--Papel “Papel “tornasoltornasol” (líquen) rosa” (líquen) rosa (indicador).

(indicador).

-Bases: soluções alcalinas -Bases: soluções alcalinas  Árabe:

 Árabe: Al-qali ( cinzas de plantas)Al-qali ( cinzas de plantas) -Soda, amoníaco, cal.

-Soda, amoníaco, cal. --Papel “Papel “tornasoltornasol”azul.”azul.

Os primeiros químicos aplicaram o termo

Os primeiros químicos aplicaram o termo ácido ácido a substâncias que a substâncias que

tinham um sabor azedo acentuado. Ex.:

Função química corresponde a um conjunto de

Função química corresponde a um conjunto de

substâncias que apresentam propriedades químicas

substâncias que apresentam propriedades químicas

semelhantes.

semelhantes.

 As

 As substâncias substâncias inorgânicas inorgânicas podem podem ser ser classificadasclassificadas

em quatro funções: em quatro funções:   Ácidos Ácidos  BasesBases  SaisSais  ÓxidosÓxidos  Assim,

 Assim, numa numa reação reação química, química, todos todos os os ácidos, ácidos, porpor

exemplo, terão comportamento semelhante.

exemplo, terão comportamento semelhante.

Nos restringiremos, neste momento, aos ácidos e bases!

Nos restringiremos, neste momento, aos ácidos e bases!

Função Química: Ácidos e Bases Função Química: Ácidos e Bases

 As semelhanças nas propriedad

 As semelhanças nas propriedades das substâncias es das substâncias foram inicialmente identificadasforam inicialmente identificadas pelo estud

pelo estudo de o de soluções de soluções de ácidos e ácidos e bases bases emem ÁGUA ÁGUA ( (meio aquosomeio aquoso), que levaram), que levaram as definições de Arrhenius de ácidos e bases.

as definições de Arrhenius de ácidos e bases.

Porém os químicos descobriram que as reações entre ácidos e bases

Porém os químicos descobriram que as reações entre ácidos e bases também ocorriamtambém ocorriam em meios

em meios não-aquososnão-aquosos e até mesmo na ausência de s e até mesmo na ausência de solventes.olventes.

 A definição geral teve que ser descartada e substituída

 A definição geral teve que ser descartada e substituída por uma definição mais amplapor uma definição mais ampla que contivesse este novo conhecimento.

 Ácidos e Bases em solução aquosa

Definição de Svante Arrhenius (de 1884)

 Arrhenius definiu um acido com um composto que uma vez ionizado em água libera o cátion hidronio ou hidroxônio (H₃O+ _{) ou, mais}

simplificadamente, íon H+₎ e base um composto que libera íon

hidróxido (OH-_).

Exemplo:

HCl é um ácido de Arrhenius pois em meio aquoso libera H+_:

HCl (g)  H+ (aq) + Cl- (aq)

 A amônia é uma base de Arrhenius:

NH₃ (aq) + H₂O (l)  NH₄+ (aq) + OH- (aq)

O sódio metálico, embora produza íons OH-  _{quando reage}

com a água não conta como uma base de Arrhenius porque é um elemento e não um composto como requer a definição.

2Na (s) + 2H O (l)  2NaOH (aq) + H (g)

Ionização de um Ácido HCl + H₂O  H₃O+ + Cl

-H₂SO₄ + 2H₂O  2H₃O+ + SO₄

2-H₃PO₄ + 3H₂O  3H₃O+ + PO₄

O conceito de ácido e base de Arrhenius, embora útil, tem limitações. Porque é restrito a soluções aquosas.

Em 1923, os químicos Bronsted (dinamarques) e Lowry (ingles), separadamente, propuseram uma definição mais geral.

O conceito deles é baseado no fato de que as reações ácido-base

envolvem transferência de prótons (ions H+) de uma substancia para outra.

Reações de transferência de Próton

• Focaremos no H+(aq).

• Brønsted-Lowry: o ácido doa H+ e a base recebe H+. • A base de Brønsted-Lowry não precisa conter OH-. • Considere HCl(aq) + H₂O(l )  H₃O+(aq) + Cl-(aq):

 –  o HCl doa um próton para a água. Conseqüentemente, o HCl é um ácido.  –  a H₂O recebe um próton do HCl. Conseqüentemente, a H₂O é uma base. • A água pode se comportar tanto como ácido quanto como base.

• As substâncias anfóteras podem se comportar tanto como ácidos quanto como

bases. Qdo um próton é transferido de HCl para H₂O, HCl atua como um ácido de Bronsted-Lowry e H₂O atua como uma base de B-L.

Ácidos e Bases de Brønsted-Lowry

Doador de prótons ácido

Aceita prótons base

-(aq) (aq) 3 (l) 2 (aq) H O H O Cl HCl    

Ácidos e Bases de Lewis

É uma teoria geral sobre o conceito ácido-base, relacionando o compartilhamento de elétrons, tanto em soluções como na fase gasosa.

ácido: substância capaz de aceitar um par de elétrons de um outro átomo para formar uma ligação. Em geral são cátions metálicos ou compostos deficientes de elétrons; BF₃ , o átomo de boro é rodeado de 3 pares de elétrons.

 base: substância capaz de doar um par de elétrons para outro átomo formando nova ligação. Em geral, são espécies neutras ou aniônicas, como bases de Bronsted.

 NH₃ , o átomo de N tem três pares de ligação e um par livre. Reações :

BF₃  + :NH₃ F₃B –  NH3

Ácido base aduto ou complexo

Cu2+ _{(aq) + 4 NH}

3 (aq) = [Cu(NH3)4]2+ (aq)

Equilíbrio ácido base complexo

ácidos neutros: CO₂ (aq) + OH- _{(aq) = HCO}

3- (aq)

ácido base

CO₂ (aq) + H₂O (l) = H₂CO₃ (aq)

Hidrogênios ionizáveis

Os hidrogênios que fornecem H₃O+ _{são chamados de}

hidrogênios ionizáveis. São aqueles que se ligam ao elemento mais eletronegativo na molécula do ácido. Geralmente a quantidade de hidrogênios do ácido é a mesma que pode ionizar, mas existem exceções:

H₃PO₃ + 2H₂O H₃PO₂ + H₂O  Ácido fosforoso  Ácido hipofosforoso  2H₃O+ _{+ HPO} 32-  apenas 2H+  H₃O+ _{+ H} 2PO21-  apenas 1H+

Classificação dos Ácidos

Quanto a presença ou ausência de Oxigênio Hidrácidos (HCl, H₂S, HBr)

Oxiácidos (H₂SO₄, H₃PO₄, HClO₄)

Quanto a presença ou ausência de Carboxila (-COOH)

Orgânicos (CH

-COOH, HOOC-COOH)

Classificação dos Ácidos

Quanto ao número de elementos Químicos:

Binário (HCl, HBr, HF)

Ternário (H

SO

, H

PO

, HCN)

Quaternário (H

[Fe(CN)

])

Quanto ao número de Hidrogênios Ionizáveis:

Monoácidos (HCl, HI, H

PO

)

Diácidos

(H

SO

, H

S, H

PO

)

Triácidos

(H

PO

, H

BO

, H

BO

)

Quanto ao Grau de Ionização (

Ácido fraco: HClO

Ácido moderado: H₃PO₄ Ácido forte : H₂SO₄

HClO₄

)

Quanto ao Grau de Ionização (

Hidrácidos:

Fortes: HCl, HBr, HI Moderado: HF

*Os demais são fracos!!!

Oxiácidos:

H

EO

0 fraco Ex.: HClO

1 moderado Ex.: H₃PO₄ 2 forte Ex.: H₂SO₄

y-x

Nomenclatura Oficial:

Hidrácidos

Seguem a seguinte regra:

Ácidos + ídrico

Radical do Elemento Oxiácidos

Seguem a seguinte regra:

ico (+ oxigênio) Ácido __________________ +

Clube dos 6:

-

H

SO

-

HNO

-

H

PO

-

H

CO

-

H

BO

-

HClO

Ácido Per...ico

Ácido

...ico

Ácido

...oso

Ácido Hipo...oso

Menos

Oxigênios

+7

+6,+5

+4,+3,+2

+1

Ex: H

PO

 ác. Fosforoso

HClO

 ác. Perclórico

H

SO

 ác. Sulfuroso

+3

+7

+4

Nomenclatura Oxiácidos:

Exemplo:

H

S

H

SO

*Para ácidos do enxofre usamos o radical em latim

“sulfur”.

H

SO

Ácido sulfuroso

Prefixos Orto, Meta e Piro

- o prefixo orto é usado para o ácido fundamental;

- o prefixo meta é usado quando do ácido orto retira-se 1H₂O;

- o piro é usado para indicar a retirada de 1H₂O de duas moléculas do orto.

H

PO

HPO

H

P

O

Características gerais dos ácidos

Apresentam sabor azedo;

Desidratam a matéria orgânica;

Deixam incolor a solução alcoólica de fenolftaleína; Neutralizam bases formando sal e água;

Ácidos importantes:

1) H

SO

 Ác. Sulfúrico (ácido ou água de bateria)

É um líquido incolor e oleoso de densidade 1,85 g/cm3_,

é um ácido forte que reage com metais originando sulfatos além de ser muito higroscópico.

Pode ser obtido a partir das seguintes reações:

S + O

SO

 + ½O

SO

 + H

 SO

 SO

O

*É usado para medir o desenvolvimento industrial de um país.

2) HCl

 Ácido Clorídrico (ácido muriático)

Apresenta forte odor, além de ser sufocante.

É utilizado na limpeza de peças metálicas e de superfícies de mármore.

É encontrado no suco gástrico humano.

*A limpeza de superfícies com ácido clorídrico é chamada de decapagem.

3) HNO

 Ác. Nítrico (

)

Líquido incolor fumegante ao ar que ataca violentamente os tecidos animais e vegetais, produzindo manchas amareladas na pele.

É muito usado em química orgânica para a produção de nitrocompostos.

As manchas na pele são causadas pela reação xantoprotéica*.

Ácidos importantes:

*Reação para verificação da existência de proteína num líquido qualquer. Adiciona-se amônia ao líquido previamente aquecido com ácido nítrico, aparecendo coloração alaranjada quando há

4) H

PO

 Ác. Fosfórico (

)

É um líquido xaporoso obtido pela oxidação do fósforo vermelho com ácido nítrico concentrado.

É um ácido moderado usado na industria de vidros, preparo de águas minerais e nos refrigerantes de

“cola”. Seus fosfatos são usados como adubo.

*Seus fosfatos fazem parte da formulação do fertilizante “NPK”.

Ácidos importantes:

*Acidulantes

São utilizados principalmente nas bebidas com função parecida com a dos aromatizantes.

Os acidulantes podem modificar a doçura do açúcar, além de conseguir imitar o sabor de certas frutas e dar um sabor ácido ou agridoce nas bebidas.

Bases

De acordo com Arrhenius, base ou hidróxido é toda substância que, dissolvida em água, dissocia-se fornecendo como ânion exclusivamente OH-  _{(hidroxila ou}

oxidrila).

NaOH

Ca(OH)

 _{+ 2OH}

-Al(OH)

 Na

 _{+ OH}

- Ca

Al

 _{+ 3OH}

-Bases

* NH

 + H

O

 NH

OH

(exceção)

Nomenclatura

Hidróxido de _________________

Nom e do Elem ento

NaOH

hidróxido de sódio

Fe(OH)

hidróxido de ferro II

Classificação

Quanto ao Número de Hidroxilas - Monobases: NaOH; NH₄OH

- Dibases: Ca(OH)₂; Mg(OH)₂ - Tribases: Al(OH)₃; Fe(OH)₃ - Tetrabases: Pb(OH)₄; Sn(OH)₄ Quanto ao Grau de Dissociação Iônica

- Fortes: Os hidróxidos de metais alcalinos (A1) e metais alcalinos terrosos (A2).

- Fracas: Nesse grupo incluem-se o hidróxido de amônio (NH₄OH) e as demais bases.

Classificação

Quanto à Solubilidade em Água

- Totalmente solúveis: os hidróxidos dos metais alcalinos (A1) e o hidróxido de amônio (NH4OH).

- Parcialmente solúveis: hidróxidos dos metais alcalino-terrosos (A2).

- Insolúveis: todos os demais hidróxidos.

KOH

Al(OH)

Características gerais das bases

Apresentam sabor caústico; Estriam a matéria orgânica;

Deixam vermelha a solução alcoólica de fenolftaleína; Neutralizam ácidos formando sal e água;

1) NaOH

 Hidróxido de sódio (

)

É usado na desidratação de gorduras, no

branqueamento de fibras (celulose) e na fabricação de sabões e detergentes e como desentupidor de ralos e esgotos.

*Sabões e detergentes são chamados de agentes tensoativos e possuem caráter básico.

2) Ca(OH)

 Hidróxido de cálcio (

hid ratada ou extin ta 

)

É uma suspensão aquosa de aparência leitosa, obtida a partir do CaO (cal virgem).

É usada na caiação de paredes e muros, na neutralização de solos ácidos e na fabricação de doces.

Bases importantes:

CaO + H

O

 Ca(OH)

3) Mg(OH)

Hidróxido de magnésio

É uma suspensão leitosa, obtida a partir do MgO.

É usada como antiácido estomacal e também como laxante.

*Antigamente era aplicada nas axilas para impedir a ação dos ácidos que causam odores indesejáveis.

Bases importantes:

4) Al(OH)

Hidróxido de alumínio

É uma suspensão gelatinosa que pode adsorver moléculas orgânicas que por ventura estejam em solução aquosa (no tratamento da água).

É usada como antiácido estomacal, para tingimentos e na preparação de lacas (resina ou verniz) para pintura artística.

*Como antiácido estomacal recebe os nomes de Mylantha plus e Gelmax .

Pares ácido-base conjugados

• O que quer que tenha sobrado do ácido após o próton ter sido doado é

chamado de sua base conjugada.

• Similarmente, o que quer que tenha sobrado da base após ela ter recebido o

próton é chamado de um ácido conjugado.

• Considere:

 –  Após o HA (ácido) perder seu próton ele é convertido em A-  (base).

Conseqüentemente o HA e o A- são pares ácido-base conjugados.

 –  Após a H₂O (base) receber um próton, ela é convertida em H₃O+  (ácido).

Conseqüentemente, a H₂O e o H₃O+ _{são pares ácido-base conjugados.}

• Os pares ácido-base conjugados diferem entre si apenas em um próton.

Como vimos, alguns ácidos são melhores doadores de prótons do que outros, algumas bases são melhores receptoras de prótons que outras.

HA(aq) + H₂O(l ) H₃O+(aq) + A-(aq)

• Quanto mais forte é o ácido, mais fraca é a base conjugada.

• O H+ é o ácido mais forte que pode existir no equilíbrio em solução aquosa. • O OH- é a base mais forte que pode existir no equilíbrio em solução aquosa.

1. Os ácidos fortes transferem completamente seus prótons para a água, não deixando nenhuma molécula não dissociada. Suas bases conjugadas tem tendencia desprezível para ser protonadas (abstrair prótons) em solução aquosa. 1. Os ácidos fracos  dissociam-se apenas parcialmente em solução aquosa e,

consequentemente, existem em solução como uma mistura de moléculas de ácido e íons constituintes. As bases conjugadas de ácidos fracos mostram ligeira habilidade para remover prótons da água. (As bases conjugadas de ácidos fracos são bases fracas).

2. As substâncias com acidez desprezível são aquelas como CH₄, que contem hidrogênio, mas não demonstram qualquer comportamento ácido em água. Suas bases conjugadas são fortes, reagindo completamente, abstraindo prótons das Aqui agrupamos os ácidos e bases em três categorias abrangentes com base em seus comportamentos em água:

Ácidos e bases conjugadas

C _{3 (aq)}  _{2 (l)}  _{3 (aq)}  ₃ -_2(aq)

conjugada

base

ácido

- Reação ácido-base e pares conjugados:

o produto de um ácido que reagiu pode atuar como uma base, no equilíbrio: HCO₃- _{(aq) + H}

2O (l) = H3O+ (aq) + CO3-(aq) ;

 Ácido Base ácido base

e o produto de uma base que reagiu pode atuar como um ácido, no equilíbrio: H₃O+ _{(aq) + CO}

3- (aq) = HCO3- (aq) + H2O (l);

ácido base  Ácido Base

o par : HCO₃- _{(aq) e CO}

3- (aq) é o par ácido – base conjugado

(diferindo de um H); enquanto,

H₃O+ _{(aq) e H}

2O (l) é o outro par conjugado ácido-base.

-para a reação abaixo qual é o par conjugado ácido-base? HF(aq) + NH₃(aq) = NH₄+_{(aq) + F}- _(aq)

Auto-ionização da água

H₂O(l ) + H₂O(l ) H₃O+(aq) + OH-(aq)

O produto iônico da água

• Em água pura, estabelece-se o seguinte equilíbrio

• a 25 C , em água pura , [H₃O+] = [OH-] = 1 x 10-7 M

A Autoionização da H₂O: troca de prótons entre moléculas de água

- a água tanto atua como ácido ou base

-e dependendo da concentração de H₃O+ _{ou OH}- _{, estes têm de ser}

considerados em outros equilíbrios em solução aquosa.

considerada.

Se a concentração de H₃O+ _{cresce, a concentração de OH}- _decresce.

-em água pura , [H₃O+_{] = [OH}-_{] = 1 x 10}-7 _{M, e a solução é neutra.}

-em solução ácida [H₃O+_{] > 1 x 10}-7 _{e [OH}-_{] < 1 x 10}-7 _M

-em solução básica [H₃O+_{] < 1 x 10}-7 _{e [OH}-_{] > 1 x 10}-7 _M

A escala de pH

• Em geral, para um número X ,

• Por exemplo, p K _w  = -log K _w .

pH é o símbolo para a grandeza físico-química 'po tencial hid rog eniônico ' . Essa

grandeza indica a acidez, neutralidade ou alcalinidade de uma solução aquosa.

Matematicamente, o "p" equivale ao simétrico do logaritmo (cologaritmo) de base 10 da atividade dos íons a que se refere.No caso, íon H+_.

•  A escala de pH é um método para expressarmos a acidez em termos de um número mais simples de se escrever. É definido como o negativo do logaritmo de base dez da concentração do íon hidrôxonio:

pH = - log [H₃O+_] ;

• ou o antilog : [H₃O+] = 10-pH

• O pOH de uma solução é definido, como:

pOH = - log [OH-_{]  , ou [OH}-_{] = 10}-pOH

• a 25°C, [H₃O+_{] = [OH}-_{] = 1 x 10}-7 _{M, assim}

• pH = - log (1x10-7 _{) = 7 e pOH = - log (1x10}-7_{) = 7}

• soluções com pH < 7 são ácidas e pH> 7 são básicas. • como K_w = a_H3O+ _a

OH-= 1.0 x 10-14 ou simplificando:

e pK_a = - log K_a valor grande de pKa significa valor pequeno de

•  A maioria dos valores de pH e de pOH está entre 0 e 14.

• Não há limites teóricos nos valores de pH ou de pOH, (por exemplo, o pH de HCl 2,0 mol/L é -0,301).

Concentrações de H+ _e

valores de pH de algumas substâncias comuns a 25o_C.

O pH e o pOH podem ser estimados ao se usar concentrações de referência de H+ _{e OH}-_.

Escala de pH

 pH de água pura = 7

 pH de uma solução ácida < 7  pH de uma solução alcalina > 7





Exemplo













Medindo o pH

• O método mais preciso de medir o pH é usar um medidor de pH. • Entretanto, alguns corantes mudam de cor quando o pH varia.

Esses são indicadores.

• Os indicadores são menos precisos que os medidores de pH.

• Muitos indicadores não têm uma mudança acentuada em função

do pH.

• A maioria dos indicadores tende a ser vermelho em soluções mais

Indicadores Indicadores naturais: naturais:

Faixas de pH para as

Faixas de pH para as variações de cor de variações de cor de alguns indicadores ácido-base comuns. Aalguns indicadores ácido-base comuns. A maioria do indicadores tem faixa útil de aproximadamente 2 unidades de pH.

Ácidos e bases fortes

Ácidos e bases fortes

Ácidos fortes

Ácidos fortes

•

• 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..

•

•  Ácidos fortes são Ácidos fortes são eletrólitos forteseletrólitos fortes..

•

• 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

•

• 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.)

•

•  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).

•

•  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.

•

• 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

•

• 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

•

•  As bases fortes são eletrólitos fortes e dissociam-se completamente em solução. As bases fortes são eletrólitos fortes e dissociam-se completamente em solução.

•

• 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..

•

• 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 O}2-2-_..

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 K_a = { [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 K_a 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 10-3_M)

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:

K_a = { [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 _{= { x}2 _{/ 0.10}}

x = 8.2 x 10-3 _M

{ 8.2 x 10-3_{M / 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 10-3_{M = [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}-13_M Etapa 3: Calcular o pH: pH = -log ( 5.0 x 10-13_{M) = 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 K_a ou K_b é pK_a ou pK_b. pK_a = -log (K_a) e pK_b = -log (K_b)

pK_a + pK_b = pK_w = 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!}

O efeito do íon comum é o deslocamento no equilíbrio que ocorre qdo um íon

 já presente na reação de equilíbrio é adicionado.

EXEMPLO

Se 0.100 mols de NaC₂H₃O₂ são adicionados a 1.0 litro de 0.100 M de solução de ácido acético HC₂H₃O₂, qual é o pH resultante ?

PASSO 1: Identificar as espécies na solução: •HC₂H₃O₂ (ácido fraco)

•Na+ _{(nem acido nem base que significa um íon espectador)}

•C₂H₃O₂- _{(base conjugada de um ácido fraco)}

•H₂O (ácido muito fraco ou base, anfotérico)

PASSO 2: Identificar as reações de equilíbrio.

Neste caso, ela é a reação que envolve o ácido fraco e sua base conjugada:

HC₂H₃O₂ (aq) H+ _{(aq) + C}

PASSO 3: Fazer uma tabela para determinar a concentração de equilíbrio das substâncias: HC₂H₃O₂ (aq) H+ _{(aq) + C} 2H3O2- (aq) HC₂H₃O₂ H+ C₂H₃O₂ -•Inicial 0.100 M 0 0.100 M •Variação _{-x M +x M} +x M •equilíbrio (0.100 - x) M x M (0.100 + x) M

PASSO 4: Determinar e resolver as constantes de equilíbrio da expressão:

K_a = 1.8 x 10-5 _{= { [H}+_][C

2H3O2-] / [HC2H3O2] }

1.8 x 10-5 _{= { x(0.100+x) / (0.100-x) }}

1.8 x 10-5 _{= { x(0.100) / (0.100) }}

• Assumindo que x << 0.100 M, pois K_a x 1000 é menor que a concentração inicial de HC₂H₃O₂ e C₂H₃O₂-_:

•PASSO 5: Calcular pH!

•pH = -log(1.8 x 10-5_{) = 4.74}

 A adição de um íon comum pode tbém afetar a dissociação de uma base fraca

de maneira similar.

Íons comuns gerados por reações ácido base

Nem todas as situações de íons comuns provém da adição de um sal. Algumas

provem como resultado de uma reação ácido base.

HC₂H₃O₂ (aq) + OH- _{(aq) C}

2H3O2- (aq) + H2O (l)

Se o número de mols de HC₂H₃O₂ é maior que o número de mols de OH-_{, a}

reação terá um excesso de HC₂H₃O₂!

Isso significa que a solução terá íons HC₂O₃H₂ e C₂H₃O₂- _{e ocorrerá o efeito do}

Calcu lar o p H de u m a so lu ção p ro d u zida a parti r d a m ist u ra d e 0.60 L d e 0.10 M de NH ₄ Cl c o m 0.40L de 0.10 M d e NaOH.

PASSO 1: Identificar as espécies que reagem na solução: NH₄+ _{e OH}

-•NH₄+ _{(aq) + OH}- _{(aq) NH}

3 (aq) + H2O (l)

PASSO 2: Cálculo estequiométrico:

• # mols NH₄+ _{ANTES da reação : (0.10 mol/L)(0.60L)= 0.060mols}

• # mols OH- _{ANTES da reação : (0.10 mol/L)(0.40L) = 0.040 mols}

NH₄+ _OH- _NH

3

•inicial 0.060 mol 0.040 mol 0 mol

•variação -0.040 mol -0.040 mol +0.040 mol

•NH₄+ _{é o reagente em EXCESSO}

•Todo o OH- _{(reagente LIMITANTE) é usado}

•O volume total da solução é 1.00L.

•Então [NH₃] = 0.040 mol/1.00L = 0.040 M, •e [NH₄+_{] = 0.020 mol/1.00L = 0.020 M}

PASSO 3: Cálculo do equilíbrio

• Agora que conhecemos as concentrações de cada reagente, podemos determinar o efeito do íon comum.

NH₄+ _{(aq) H}+ _{(aq) + NH} 3 (aq) NH₄+ _H+ _NH 3 •inicial 0.020 M 0 M 0.040 M •variação -x M +x M +x M •equilibrio (0.020 - x) M x M (0.040 + x) M

K_a para NH₄+ = 5.6 x 10-10

5.6 x 10-10 _{= { [H}+_][NH

3] / [NH4+] } = { x(0.040) / (0.020) }

x << 0.020

•Resolvendo para x,

x = [H+_{] = 2.8 x 10}-10 _{M, que é menor que 5% de 0.020.}

Solução que não apresenta variação de pH quando é adicionado uma pequena quantidade de ácido ou base.

Tampão contem espécies acida para neutralizar os ions OH- _e

espécies básicas para neutralizar os ions H+_{. Deste modo estas}

duas espécies devem ser capaz de coexistir na solução.

Tampões são formados por um par acido fraco e base conjugada, com exemplo: HC₂H₃O₂ e C₂H₃O₂-_.

HX (aq) H+ _{(aq) + X}- _(aq)

Como preparar uma solução tampão?

• Adicionando base conjugada a um ácido fraco • Adicionando acido forte a uma base fraca

• Adicionando uma base forte a um acido fraco

Solução Tampão

Calcular o pH de uma solução tampão composta por uma solução de 0,12M acido láctico (HC₃H₅O₃ K_a=1.4x10-4_{) e 0,10M de lactato de sódio (NaC}

3H5O3) ?

Etapa 1: Identificar as substancias em solução: HC₃H₅O₃ , C₃H₅O₃- _{, Na}+ _{, H}

2O

Etapa 2: Determinar a equação de equilíbrio: HC₃H₅O₃ (aq) H+ _{(aq) + C} 3H5O3- (aq) Etapa 3: HC₃H₅O₃ H+ _C 3H5O3 -Inicial 0.12 0 M 0.10 M mudança - x + x + x Equilibro ( 0.12 - x ) x ( 0.10 + x )

Etapa 4:

K_a = { [H+_][C

3H5O3-] / [HC3H5O3] } = { (x)(0.10 + x) / (0.12 - x) } = 1.4 x 10-4

K_a x 1000 (=0,14) é maior que 0,10 e 0,12; deste modo a simplificação não é possível. .

0 = x2 _{+ 0.10014x - 1.68x10}-5

x = [H+_{] = 1.7 x 10}-4_{M or -0.10M}

Determinar a quantidade de HCl que devera ser adicionada a uma solução de 1.00 L de 0.10 M de NaC₃H₅O₃ para preparar uma solução tampão de pH = 3.77?

Etapa 1: Calcular a concentração de H+_:

[H+_{] = 10}-pH

[H+_{] = 10}-3.77 _{= 1.7 x 10}-4

Etapa 2: Determinar o equilíbrio para formação de uma solução tampão: Deste modo, a solução devera conter o acido fraco HC₃H₅O₃ e sua base conjugada.

HC₃H₅O₃ (aq) H+ _{(aq) + C}

3H5O3- (aq)

• Adicionando acido forte a uma base fraca

Etapa 3:

Deste vez vamos chamar x a concentração inicial de H+_{. Como a concentração}

de [H+_{] é pequena, podemos assumir que a concentração inicial de H}+ _{é toda}

HC₃H₅O₃ (aq) H+ _{(aq) + C} 3H5O3- (aq) HC₃H₅O₃ H+ _C 3H5O3 -Inicial 0 x 0.10 Variação + x - x - x Equilíbrio x 1.7 x 10-4 _{( 0.10 - x )}

Etapa 4: Substituir o valor das concentrações:

K_a = 1.4 x 10-4 _{= { [H}+_][C

3H5O3-] / [HC3H5O3] } = { (1.7 x 10-4)(0.10 - x) / x }

Etapa 5: determinar o valor de x:

1.4 x 10-4 _{= { (1.7 x 10}-4_{)(0.10) - (1.7 x 10}-4_{)x } / { x }}

3.1 x 10-4 x = 1.7 x 10-5

x = 5.5 x 10-2M = [H+]

Etapa 6: Determinar a concentração de HCl:

Calcular a concentração de NaOH que devera ser adicionada a 1.00 L de ácido láctico, HC₃H₅O₃ 0.10 M , para preparar uma

solução tampão de pH=3.77 ?

Etapa 1 : Calcular a concentração de OH- _{que dará o valor de}

pH:

[H+_{] = 10}-pH _{= 10}-3.77 _{= 1.7 x 10}-4 _M

[OH-_{] = { K}

W / [H+] } = { 1.0 x 10-14 / 1.7 x 10-4 M } = 5.9 x 10-11 M

Etapa 2 : Determinar a equação de equilíbrio para preparar uma solução tampão. O acido fraco e sua base conjugada deverão estar presente. Desta vez, teremos OH- _{na equação.}

HC₃H₅O₃ (aq) + OH- _{(aq) H}

2O (l) + C3H5O3- (aq)

 Adicionando uma base forte a um acido fraco

Etapa 3:

Vamos chamar de x a concentrarão inicial OH-_.

HC₃H₅O₃ (aq) + OH- _{(aq) H} 2O (l) + C3H5O3- (aq) HC₃H₅O₃ OH- _C 3H5O3 -inicio 0.10 x 0 variação - x - x + x equilibrio ( 0.10 - x ) 5.9 x 10-11 x

Etapa 4: Substituir o valor das concentrações: Desta vez o valor de K é {1 / K_b}.

K_b = {K_w / K_a} = (1.0 x 10-14_{) / (1.4 x 10}-4_{) = 7.1 x 10}-11 {1 / K_b} = 1 / 7.1 x 10-11 _{= 1.4 x 10}10 1.4 x 1010 _{= { [C} 3H5O3-] / [HC3H5O3][OH-] } = { x / (0.10 - x)(5.9 x 10-11) } Etapa 5: Determinar x: 1.4 x 1010 _{= { x / (5.9 x 10}-11_{)(0.10) - (5.9 x 10}-11_{)x }} (8.26 x 10-2_{) - (8.26 x 10}-1_{)x = x} x = 4.5 x 10-2_{M = [OH}-_]

Etapa 6: Determinar NaOH:

A capacidade de solução tampão e pH

 A capacidade de tampão é a quantidade de acido ou base que pode ser

adicionado sem mudança no pH . Quanto mais forte o par acido-base , mais resistente a mudança de pH.

Se escrevemos a constante de equilíbrio e determinamos a [H +_]:

[H+_{] = K} a { [HX] / [X-] }, -log [H+_{] = -log [K} a { [HX] / [X-] }] = -log Ka - log { [HX] / [X-] } -log [H+_{] = pH e -log K} a = pKa. pH = pK_a - log { [HX] / [X-_{] } = pK} a + log { [X-] / [HX] }

De modo geral temos:

Adição de um ácido e base a solução Tampão 1 L da solução de 0.100 mols de HC₂H₃O₂ e 0.100 mols de

C₂H₃O₂- _{formarão uma solução tampão de pH = 4.74. Qual será o}

pH da solução depois que adicionarmos 0.020 mols de NaOH ? Etapa 1: O OH- _{vai reagir com o acido HC}

2H3O2: HC₂H₃O₂ (aq) + OH- _{(aq) H} 2O (l) + C2H3O2- (aq) HC₂H₃O₂ OH- _C 2H3O2 -Inicial 0.100 0.020 0.100 Variação -0.020 -0.020 +0.020 Final 0.080 0 0.120

Etapa 2: A solução contem o acido fraco e sua base conjugada: HC₂H₃O₂ (aq) H+ _{(aq) + C}

HC₂H₃O₂ H+ _C 2H3O2 -Inicial 0.080 0 0.120 Variação -x +x +x Equilíbrio (0.080 - x) x (0.120 + x) K_a = { [C₂H₃O₂-_][H+_{] / [HC} 2H3O2] } = { (0.120 + x)(x) / (0.080 - x) } = 1.8 x 10-5 1.8 x 10-5 _{= { (0.120) x / (0.080) }} x = [H+_{] = 1.2 x 10}-5 _M pH = -log (1.2 x 10-5_{) = 4.92} Aplicação

Vários sistemas, como os sistemas biológicos, tem extrema

sensibilidade a mudança de pH . Para estudar estes sistemas, o pH devera ser controlado por uma solução tampão . Como

Qual será a concentração mínima de HC ₂ H ₃O₃ sendo 1L de solução tampão de of HC ₂ H ₃O₃-C ₂ H ₃O₃- _{(pH = 4.74) se a mudança de pH é de 0.1 com a}

adição de 0.050 mols de HCl?

Etapa 1: O HCl adicionado vai reagir com a a base C₂H₃O₃-_:

C₂H₃O₃- _{+ H}+ _HC

2H3O3

O pH da solução tampão é 4.74. Este valor é igual ao valor de pK_a do ácido acético.

HC₂H₃O₃ H+ _C

2H3O3

-Inicial x mol 0.050 x mol

Variação +0.050 -0.050 -0.050

Final (x+0.050) 0 mol (x-0.050)

 Adicionando o ácido, o pH diminui. A diminuição será de 0.1,

pH=4.64. [H+_{] = 10}-pH

[H+_{] = 10}-4.64 _{= 2.29 x 10}-5 _M

Etapa 3: Calculo das concentrações

HC₂H₃O₃ H+ _{+ C} 2H3O3 -HC₂H₃O₃ H+ _C 2H3O3 -Inicial (x+0.050) 0 (x-0.050) Variação -2.29 x 10-5 _{+2.29 x 10}-5 _{+2.29 x 10}-5 Equilíbrio (x+0.050) 2.29 x 10-5  _(x-0.050) K_a = { [H+_][C 2H3O2-] } / [HC2H3O2] = { (2.29x10-5)(x-0.050) } / (x+0.050) = 1.8x10-5 x = [HC₂H₃O₂] = 0.417M