ÁCIDOS E BASES I Arrhenius Brønsted-Lowry Lewis

ÁCIDOS E BASES I Arrhenius

Brønsted-Lowry

Lewis

ÁCIDOS

Ácidos são substâncias que produzem íon H

em água. (por exemplo, HCl, HNO

, CH

CO

H).

HCl

H

+ Cl

• Ácidos com um próton ácido são chamados monopróticos (por exemplo, HCl).

Ácidos e Bases de Arrhenius

• Ácidos com dois prótons ácidos são chamados dipróticos (por exemplo, H

SO

).

• Ácidos com muitos prótons ácidos são chamados polipróticos. (por exemplo H

PO

, H

P

O

Ácidos e Bases de Arrhenius

Bases

• Bases = substâncias que produzem íons hidróxido (OH

) quando dissolvidas em água (por exemplo, NH

).

Ácidos e Bases de Arrhenius

Reações de Neutralização e Sais

• A neutralização ocorre quando uma solução de um ácido e a de uma base são misturadas:

HCl(aq) + NaOH(aq)  H₂O(l) + NaCl(aq)

• Observe que forma-se um sal (NaCl) e água.

• Sal = composto iônico cujo cátion vem de uma base e o ânion de um ácido.

• A neutralização entre um ácido e um hidróxido metálico produz um sal e água.

Ácidos e Bases de Arrhenius

Reações de Neutralização e Sais

• A neutralização entre um ácido e um hidróxido metálico produz água e um sal.

H⁺(aq) + OH^-(aq) H₂O

H_neut = -55,9 kJ por mol de H₂O formado

HCN + OH- H₂O + CN^-

H_neut = -10,3 kJ mol-1

Ácidos e Bases de Arrhenius

Ácidos e Bases de Arrhenius

Eletrólitos Fortes e Fracos

• Eletrólitos fortes: dissociam-se completamente em solução.

Por exemplo:

• Eletrólitos fracos: produzem uma pequena concentração de íons quando se dissociam.

• Esses íons existem em equilíbrio com a substância não- ionizada.

Por exemplo:

HC

H

O

(aq ) H

(aq) + C

H

O

(aq)

HCl(aq) H⁺(aq) + Cl^-(aq)

Ácidos e Bases de Arrhenius

Ácidos e Bases Fortes e Fracos

•Ácidos e bases fortes são eletrólitos fortes.

–Eles estão completamente ionizados em solução.

•Ácidos e bases fracas são eletrólitos fracos.

–Eles estão parcialmente ionizados em solução.

• Arrhenius: os ácidos aumentam a [H

] e as bases aumentam a [OH

] em solução.

• Arrhenius: ácido + base  sal + água.

• Problema: a definição nos limita à solução aquosa.

Ácidos e Bases:

Uma Breve Revisão

O íon H⁺ em água

• O íon H⁺(aq) é simplesmente um próton sem elétrons.

• (O hidrogênio tem um próton, um elétron e nenhum nêutron.)

Em água, o H⁺(aq) forma espécies complexas. (aglomerados)

• O aglomerado mais simples é o H₃O⁺(aq). Aglomerados maiores são H₅O₂⁺ e H₉O₄⁺.

• Geralmente usamos H⁺(aq) e H₃O⁺(aq) de maneira intercambiável.

Ácidos e Bases de Brønsted-Lowry

Ácido: espécie que pode doar um próton Base: espécie que pode receber um próton

Reação ácido-base: transferência de próton

Ácidos e Bases de Brønsted-Lowry

Reações de Transferência de Próton

• Considere HCl(aq) + H

O(l)  H

O

(aq) + Cl

(aq):

– o HCl doa um próton para a água.

Conseqüentemente, o HCl é um ácido.

– a H

O recebe um próton do HCl.

Conseqüentemente, a H

O é uma base.

Ácidos e Bases de Brønsted-Lowry

Reações de Transferência de Próton

• Considere NH

(aq) + H

O(l)  NH

(aq) + OH

(aq):

– a H

O doa um próton para a amônia.

Conseqüentemente, a H

O é um ácido.

– o NH

recebe um próton a H

O.

Conseqüentemente, o NH

é uma base.

Ácidos e Bases de Brønsted-Lowry

Reações de Transferência de Próton

– a H₂O recebe um próton do HCl. Conseqüentemente, a H₂O é uma base.

– a H₂O doa um próton para a amônia. Conseqüentemente, a H₂O é um ácido.

• A água pode se comportar tanto como ácido quanto como base: substância ANFÓTERA.

Ácidos e Bases de Brønsted-Lowry

Ácidos e Bases de Brønsted-Lowry

Quando um próton é transferido do HCl para a H²O, o HCl atua como um ácido de Bronsted-Lowry e a H²O atua como uma base de Bronsted-Lowry

Ácido de Bronsted-Lowry Base de Bronsted-Lowry

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

Ácidos e Bases de Brønsted-Lowry

Pares Ácido-Base Conjugados

– 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.

HA(aq) + H₂O(l) H₃O⁺(aq) + A^-(aq)

Ácidos e Bases de Brønsted-Lowry

Ácidos e Bases de Brønsted-Lowry

Pares Ácido-Base Conjugados

Amônia (NH₃) = base de Brønsted-Lowry

Em solução aquosa ela recebe um próton da água:

NH

+ H

O  NH

+ OH

base ácido ácido base conjugado conjugada

NH₄⁺ = ácido conjugado da base NH₃ OH^– = base conjugada do ácido H₂O

Ácidos e Bases de Brønsted-Lowry

Ácido Base Base Ácido

Conjugada Conjugado

HClO₄ ClO₄^- CN^- HCN

H₂S HS^- SO₄^2- HSO₄^-

PH₄⁺ PH₃ H₂O H₃O⁺ HCO₃^- CO₃^2- HCO₃^- H₂CO₃

Forças Relativas de Ácidos e Bases

A força de um ácido é a sua tendência para doar um próton.

A força de uma base é a sua tendência para receber um próton.

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

HCl + H₂O  H₃O⁺ + Cl^- HCl = ácido mais forte que H₃O⁺

Cl^- = base mais fraca que H₂O

Ácidos e Bases de Brønsted-Lowry

Forças Relativas de Ácidos e Bases

Forças Relativas de Ácidos e Bases

Ácidos Fortes transferem completamente seus prótons para a água não deixando nenhuma

molécula não dissociada.

Suas bases conjugadas tem tendência desprezível para ser protonadas em solução aquosa.

ÁCIDOS FORTES

Forças Relativas de Ácidos e Bases

Ácidos Fracos dissociam-se apenas parcialmente em solução aquosa e, consequentemente existem

em solução como uma mistura de moléculas de ácidos e íons constituintes

Suas bases conjugadas tem pequena habilidade para remover prótons da água.

ÁCIDOS FRACOS

Forças Relativas de Ácidos e Bases

As substâncias com acidez desprezível são aquelas como o CH

que contêm hidrogênio, mas não demonstram qualquer comportamento

ácido em água.

Suas bases conjugadas são fortes, reagindo completamente e removendo os prótons das moléculas de água para formar íons hidróxido.

Ácidos e Bases de Lewis

Ácido: receptor de par de elétrons Base: doador de par de elétrons

Toda reação ácido-base de Lewis consiste na

formação de uma ligação covalente coordenada

Ácidos e Bases de Lewis

Cl Cl H F H O H

H N H

H H C

H

H H

Cl Cl H F H O H

H N H

H H C

H

H H

Cl Cl H F H O H

H N H

H H C

H

H H

Cl Cl H F H O H

H N H

H H C

H

H H

H⁺ + ^

Cl Cl H F H O H

H N H

H H C

H

H H

Cl Cl H F H O H

H N H

H H C

H

H Cl Cl H F H O H

H

H N H

H H C

H

H H

H⁺ + ^

H⁺ +

Cl Cl H F H O H

H N H

H H C

H

H H



Ácido Base

-

-

Cl Cl H F H O H

H N H

H H C

H

H H