Reações ácido-base. Ácidos. Ácido = substâncias que se ionizam para formar H + em solução (por exemplo, HCl, HNO 3, CH 3 CO 2 H - vinagre).

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1 Ácidos Ácido = substâncias que se ionizam para formar H + em solução (por exemplo, HCl, HNO 3, CH 3 CO 2 H - vinagre). H + é conhecido como próton Ácidos com um próton ácido são chamados monopróticos (por exemplo, HCl). HCl(aq) H + + Cl - (aq) Ácidos com dois prótons ácidos são chamados dipróticos (por exemplo, H 2 SO 4 ). Ácidos com muitos prótons ácidos são chamados polipróticos 2005 (H 3 PO by Pearson 4 ). Education

2 Parcial Global

3 Escreva a equação química de ionização dos ácidos abaixo e, em caso de ácido em equilíbrio com sua espécie não ionizada, escreva a expressão de equilíbrio químico. HCl(aq) H 2 SO 4 (aq) H 3 PO 4 (aq) H 2 CO 3 (aq)

4 HCl(aq) H + + Cl - (aq) CH 3 COOH(aq) H + + CH 3 COO - (aq)

5 Força dos ácidos e bases Ácido forte ionização quase completamente em água gerando H 3 O + e o respectivo ânion conhecida como base conjugada. A quantidade de H ligado ao Cl é desprezível em meio aquoso. HCl (aq) + H 2 O H 3 O + (aq) + Cl - (aq) HF<HCl < HBr < HI Por que esta diferença na força destes ácidos? A resposta reside na energia de dissociação!!! Quanto menor for a energia de dissociação, maior a facilidade de ocorrer ionização, portanto ácido mais forte.

6

7 Conceito de Arrhenius de ácido e base: Os ácidos, quando dissolvidos em água, aumentam a [H + ] e as bases, quando dissolvidas em água, aumentam a [OH - ] em solução. Arrhenius: ácido + base sal + água. Problema: a definição nos limita à solução aquosa. Ex.: HCl é um ácido de Arrhenius NaOH é uma base de Arrhenius. Mas, e a amônia dissolvida em água?????

8 O íon H + em água O íon H + (aq) é simplesmente um próton sem elétrons. (O H tem um próton, um elétron e nenhum nêutron.) Em água, o H + (aq) forma aglomerados. O aglomerado mais simples é o H 3 O + (aq). Aglomerados maiores são H 5 O 2+ e H 9 O 4+. H 3 O + (aq) é o íon hidrônio Geralmente usamos H + (aq) e H 3 O + (aq) de maneira intercambiável.

9 Considere: HCl(g) + H 2 O(l) H 3 O + (aq) + Cl - (aq) A molécula de HCl doa um próton para a molécula de H 2 O. Segundo a definição de Bronsted e Lowry: Um ácido é uma substância (molécula ou íon) que pode doar um próton para outra substância.

10 Considere: HCl(aq) + NH 3 (g) NH 4+ (aq) + Cl - (aq) A molécula de HCl doa um próton para a molécula de NH 3 que, logicamente, recebe o próton. Segundo a definição de Bronsted e Lowry: Uma base é uma substância (molécula ou íon) que pode receber um próton de outra substância.

11 Considere: NH 3 (aq) + H 2 O(l) NH 4+ (aq) + OH - (aq) A molécula de H 2 O doa um próton para a molécula de NH 3 que, logicamente, recebe o próton. Nesta reação, segundo a definição de Bronsted e Lowry: A amônia é uma base de Bronsted-Lowry, pois recebe um próton. A amônia é uma base de Arrhenius, pois quando dissolvida em água gera íons OH -. A água é um ácido de Bronsted-Lowry, mas não é um ácido de Arrhenius.

12 Quais são as características necessárias para ser um ácido e uma base de Bronsted-Lowry?? Ácido = a molécula ou íon deve ter disponibilidade de átomo de hidrogênio que pode ser perdido. Base = a molécula ou íon deve ter pares de elétrons disponíveis para receber o íon H +. Exemplo: H 2 O atua doando prótons em presença de amônia H 2 O atua recebendo prótons em presença de HCl

13

14 Força dos ácidos e bases HX (aq) + H 2 O H 3 O + (aq) + X - (aq) ácido base Ácido conjugado Base conjugada Se a base conjugada remover o H + do íon hidrônio, volta a formar-se o ácido associado. Portanto o ácido será FRACO! Se a base conjugada NÃO conseguir remover o H + do íon hidrônio, o ácido permanecerá dissociado, portanto ácido será FORTE!

15 Ácidos e bases comuns Ácidos Fortes HCl HBr HI Bases Fortes LiOH NaOH KOH HNO 3 HClO 4 H 2 SO 4

16 Força dos ácidos e bases Quanto maior a habilidade da base conjugada estabilizarse com a carga negativa, mais forte será o ácido.

17 A base conjugada (HSO 4- ) do ácido sulfúrico (H 2 SO 4 )é estabilizada devido ao efeito de ressonância em sua estrutura química. Portanto, é uma base fraca (não tem força para capturar o próton novamente). Isso torna o ácido sulfúrico um ácido forte

18 A estabilidade da base conjugada afeta diretamente a força do ácido!

19 19

20

21 Bases Escreva a equação de dissociação das seguintes bases em meio aquoso, se for uma base fraca represente a equação de equilíbrio químico: a) Mg(OH) 2, hidróxido de magnésio b) Na 2 CO 3 carbonato de sódio c) NH 3, amônia d) NaHCO 3 bicarbonato de sódio

22 Principais ácidos e suas aplicações

23 Principais ácidos e suas aplicações

24 Principais ácidos e suas aplicações

25 Principais ácidos e suas aplicações

26 Principais ácidos e suas aplicações

27 Leite de Magnésia. Bases Suspensão de Mg(OH) 2 em água. Portanto, insolúvel em água.

28 Principais bases e suas aplicações

29 Principais bases e suas aplicações

30 Reações de neutralização A neutralização ocorre quando uma solução de um ácido e a de uma base são misturadas: HCl(aq) + NaOH(aq) H 2 O(l) + NaCl(aq) Observe que formamos um sal (NaCl) e água. A neutralização entre um ácido e um hidróxido metálico produz água e um sal.

31 Exercite: Escreva a equação química balanceada para: a) reação de ácido carbônico e hidróxido de potássio. b) Reação de hidróxido de bário com ácido acético. c) Reação de ácido clorídrico e bicarbonatos de sódio. d) Reação de carbonato de sódio e ácido clorídrico (aula prática!) Todas reações em meio aquoso.

32 Cálculo de ph Cálculo de ph p = -log H = [H + ] = concentração (mol/l) do próton H + Portanto, ph = -log [H + ] px = -log [X ] py = -log [Y ] poh = -log [OH - ]

33 Escala de ph ph + poh =14

34 Escala de ph Ionização total Ionização parcial (Constante de equilíbrio,k)

35 Cálculo de ph Exercite Cálculo de ph 1 a) Uma solução formada pela dissolução de um comprimido antiácido tem ph de 9,18. Calcule [H+] e [OH-]. b) Uma amostra de suco de maçã que foi espremido recentemente tem 1,7 x 10-4 mol/l de íons H+. Determine ph e poh.

36 Cálculo de ph Ácido forte e base forte: Ioniza totalmente HCl (aq) H + (aq) + Cl - (aq) Mg(OH) 2 (aq) Mg 2+ (aq) + 2OH - (aq) Ácido fraco e base fraca: ionização parcial HC 2 H 3 O 2 (aq) H + (aq) + C 2 H 3 O - 2 (aq) NH 3 (aq) + H 2 O(l) NH + 4 (aq) + OH - (aq) K a = constante de dissociação do ácido K b = constante de dissociação da base

37 Cálculo de ph Exercíte Cálculo de ph 2 a) Qual é o ph de uma solução aquosa de hidróxido de magnésio 0,10 mol/l? b) Qual é o ph de uma solução aquosa de ácido clorídrico 0,10 mol/l? Qual será o percentual de ionização do ácido? c) Qual é o ph de uma solução aquosa de ácido acético 0,10 mol/l? Qual será o percentual de ionização do ácido? d) Qual será o ácido mais forte b) ou c)?

38 Neutralização ácido-base Curva de titulação Potenciométrica

39 Neutralização ácido-base Curva de titulação Potenciométrica

40 Neutralização ácido-base Curva de titulação Potenciométrica Base forte Ácido fraco

41 Neutralização ácido-base Curva de titulação Potenciométrica Base fraca titulada com ácido forte Ácido forte Base fraca

42 Neutralização ácido-base Indicadores De acordo com o ph de viragem de cada ácido ou base, deve-se selecionar o indicador de viragem mais adequado.

43 Neutralização ácido-base Indicadores: Como escolher

44 Neutralização ácido-base 1) O eletrólito empregado em baterias de automóvel é uma solução aquosa de ácido sulfúrico. Uma amostra de 7,50 ml da solução de uma bateria requer 40,0 ml de hidróxido de sódio 0,75 M para sua neutralização completa. Calcule a concentração molar do ácido na solução da bateria 2)Suponha que 20 ml de HCl(aq) 0,10 mol/l foi misturado à 30 ml de NaOH (aq) 0,10 mol/l. Qual será o ph e o [OH-] da solução final?

45 Neutralização ácido-base 23) Segundo notícia publicada no jornal Correio Popular (Campinas) de 23/11/88, um caminhão tanque tombou nas proximidades de Itanhaém, causando um vazamento de 20 toneladas (2 x 10 7 g) de ácido sulfúrico concentrado (H 2 SO 4 ). A equipe de atendimento de acidentes usou cal extinta (Ca(OH) 2 ) para neutralizar o ácido. Admitindo-se que o H 2 SO 4 é 98%, calcule a massa mínima de Ca(OH) 2 necessária para a neutralização total do ácido derramado.

46 Ácidos e Bases de Lewis A teoria de Lewis para ácidos e bases é ampla e engloba os conceitos de Bronsted-Lowry e Arrhenius. Segundo a Teoria de ácidos e bases de Lewis: Ácidos são receptores de pares de elétrons (tipicamente átomos deficientes em elétrons, boro, alumínio, por exemplo). Bases são doadores de pares de elétrons (átomos eletronegativos e com pares de elétrons isolados, como N, O, Cl, Br, etc).

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