EQUILÍBRIO ÁCIDO BASE. Profa. Marcia M. Meier QUÍMICA GERAL II

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1 EQUILÍBRIO ÁCIDO BASE Profa. Marcia M. Meier QUÍMICA GERAL II 1

2 EQUILÍBRIO ÁCIDO BASE Ácidos e bases são dois tipos muito comuns de substâncias encontradas no laboratório e no mundo cotidiano. Inclusive o equilíbrio entre ácidos e bases tem grande influência em nossa saúde. 2

3 EQUILÍBRIO ÁCIDO BASE RELEMBRANDO A TEORIA DE BRONSTED E LOWRY... Considere: HCl(g) + H 2 O(l) H 3 O + (aq) + Cl - (aq) ácido base Ácido Base conjugado conjugada A molécula de HCldoa 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. 3

4 EQUILÍBRIO ÁCIDO BASE RELEMBRANDO A TEORIA DE BRONSTED E LOWRY... Considere: NH 3 (aq) + H 2 O(l) NH 4+ (aq) + OH - (aq) base ácido Ácido conjugado Base conjugada A molécula de NH 3 abstrai um próton damoléculade H 2 O que, logicamente, transformando-se em hidroxíla Segundo a definição de Bronsted e Lowry: Uma base é uma substância (molécula ou íon) que pode receber um próton de outra substância. A água é surpreendente: atua doando ou recebendo prótons É anfiprótica! 4

5 EQUILÍBRIO ÁCIDO BASE 100 % de dissociação! Ácidos Bases Fortes Fortes HCl HBr HI HNO 3 HClO 4 H 2 SO 4 QUANDO EXISTE EQUILÍBRIO, estamos falando de ácidos e bases FRACOS. VEJA QUAIS SÃO OS FORTES!! LiOH NaOH KOH HCl + H 2 O H 3 O + (aq) + Cl - (aq) 5

6 EQUILÍBRIO ÁCIDO BASE Quando um composto se dissolve gerando íons, estes íons individuais interagem com as moléculas do solvente (solvatação). Se o solvente é água, o processo é chamado de hidratação. O íon é cercado por moléculas de água com as quais interagem de forma não covalente, estas moléculas de solvente são conhecidas como primeira camada de solvatação. Um segundo grupo de moléculas de água forma ligações de hidrogênio com as moléculas de água da primeira camada, formando a segunda camada de solvatação. (aq) 6

7 EQUILÍBRIO ÁCIDO BASE Quando o solvente atua como uma fonte de prótons nas reações, chama-se de solvente prótico. Quando o solvente não dispõe de átomos de hidrogênio para fonte de prótons nas reações, chama-se de solvente aprótico. Doador de prótons = solvente prótico. Então água participa da reação! Considere: NH 3 (aq) + H 2 O(l) NH 4+ (aq) + OH - (aq) base ácido Ácido conjugado K b = 1,8 x 10-5 Ou pk b = 4,75 (pk b = -logk b ) Base conjugada 7

8 EQUILÍBRIO ÁCIDO BASE Exercício: calcule pk b e coloque as substâncias em ordem crescente de basicidade. Base K b pk b nicotina 1,0 x 10-6 morfina 1,6 x 10-6 Ureia 1,3 x anilina 4,3 x

9 EQUILÍBRIO ÁCIDO BASE 9

10 EQUILÍBRIO ÁCIDO BASE HX (aq) + H 2 O H 3 O + (aq) + X - (aq) ácido base Ácido Base conjugado conjugada Vamos comparar a força da base e base conjugada em remover H + Se a força da base conjugada (X - ) em remover o H + de H 3 O + for MAIOR que a força da base (H 2 O) em remover H + de HX, volta a formar-se o ácido associado. Portanto o ácido será FRACO! Se a força da base conjugada (X - ) em remover o H + do íon hidrôniofor MENORque a força da base (H 2 O) em remover H + de HX, o ácido irá dissociar. Portanto o ácido será FORTE! 10

11 EQUILÍBRIO ÁCIDO BASE Qual será a base mais forte H 2 O ou Cl -? Considere: HCl(g) + H 2 O(l) H 3 O + (aq) + Cl - (aq) base Base conjugada HCl + H 2 O H 3 O + (aq) + Cl - (aq) ou H 3 O + + Cl - (aq) HCl+ H 2 O O ácido clorídrico é considerado forte, indicando que se ioniza quase totalmente em água! 11

12 EQUILÍBRIO ÁCIDO BASE H 2 O é a base mais forte em relação ao íon Cl -? Considere: HCl(g) + H 2 O(l) H 3 O + (aq) + Cl - (aq) Base FORTE Base FRACA 12

13 EQUILÍBRIO ÁCIDO BASE Qual será a base mais forte H 2 O ou CH 3 COO -? Considere: CH 3 COOH + H 2 O(l) H 3 O + (aq) + CH 3 COO - (aq) base H + + H - 2 O H 3 O + (aq) ou Base conjugada H 3 O + + CH 3 COO - (aq) CH 3 COOH +H 2 O O K a do ácido acético é 1,8 x

14 EQUILÍBRIO ÁCIDO BASE CH 3 COO - é a base mais forte em relação a H 2 O. Considere: CH 3 COOH + H 2 O(l) H 3 O + (aq) + CH 3 COO - (aq) Base FRACA Base FORTE 14

15 H 2 O é o padrão para comparação da força! EQUILÍBRIO ÁCIDO BASE O que há de incomum nestes dois exemplos? CH 3 COOH + H 2 O(l) H 3 O + (aq) + CH 3 COO - (aq) Base FRACA Base FORTE HCl(g) + H 2 O(l) H 3 O + (aq) + Cl - (aq) Base FORTE Base FRACA 15

16 EQUILÍBRIO ÁCIDO BASE Analisando sob outra perspectiva: CH 3 COOH + H 2 O(l) H 3 O + (aq) + CH 3 COO - (aq) Ácido FRACO Base FRACA Base FORTE HCl(g) + H 2 O(l) H 3 O + (aq) + Cl - (aq) Ácido FORTE Base FORTE Base FRACA Todo ácido forte, forma uma base conjugada fraca! Todo ácido fraco, está em equilíbrio com uma base conjugada forte, que desloca o equilíbrio para reagentes. Todabase forte, forma um ácidoconjugado fraco! Toda base fraca, está em equilíbrio com um ácido conjugado forte, que desloca o equilíbrio para reagentes. 16

17 EQUILÍBRIO ÁCIDO BASE Exercício: complete as reações químicas abaixo e conclua quais bases são mais fortes em cada par a) HCN + H 2 O(l) K a HCN = 4,0 x CN - (aq) + H 2 O(l) a) HF + H 2 O(l) F - (aq) + H 2 O(l) K b HF =7,2x

18 Exercício Utilize a tabela de ácidos entregue em sala de aula e determine pka. Considere soluções 0,10 mol/l de cada um destes ácidos e determine a concentração de íons hidrôniosem equilíbrio, o ph da solução e o percentual de ionização de cada ácido. 18

19 AUTOPROTÓLISE DA ÁGUA ] ][OH O [H ] ][OH O [H O] [H O] [H ] ][OH O [H = = = = w eq eq K K K ] log[oh poh ] log[h ] O log[h ph - 3 = = =

20 AUTOPROTÓLISE DA ÁGUA Na maioriadas soluçõesa [H + (aq)] é bempequena. Definimos ph = log[h O + ] log[h ] poh log[oh - 3 = + = ] Emáguaneutraa 25 C, ph = poh= 7,00. Emsoluçõesácidas, a [H + ] > 1,0 10-7, entãoo ph < 7,00. Emsoluçõesbásicas, a [H + ] < 1,0 10-7, entãoo ph > 7,00. Quantomaisalto o ph, maisbaixoé o pohe maisbásicaa solução. 20

21 AUTOPROTÓLISE DA ÁGUA A auto ionização da água é dependente da temperatura. Calcule o ph da água a 25 o C e a 60 o C. R.: ph = 7,0 e 6,5 21

22 RELAÇÃO ENTRE K a e K b Para um par ácido-base conjugado K w = Ka Kb Conseqüentemente, quantomaioro K a, menoro K b. Istoé, quantomais forte o ácido, mais fraca a base conjugada. Tomando o negativo dos logaritimos: pk = pk + w a pk b A soma do pk a de um ácido (laranja) e do pk b de sua base conjugada (azul) é constante, e igual a pk w, que é 13,00 a 25 o C. Os valores das constantes permitem organizar os ácidos e as bases em ordem de força em uma única tabela. 22

23 RELAÇÃO ENTRE K a e K b pk w = pka + pkb Esta equação demonstra a relação de troca entre as forças dos ácidos e bases conjugadas, onde pk a deve ser baixo e pk b alto, ou vice versa, para satisfazer a equação. Exemplo 1: Para amônia pk b = 4,75 Para amônio pk a =? Resposta: 9,25 Exemplo 2: Determine o valor de Kb para a reação de cianeto e água. Para o cálculo considere: Ácido Fraco: HCN(aq) + H 2 O(l) H 3 O + (aq) + CN - (aq) K a = 4,0 x Base conjugada: CN - (aq) + H 2 O(l) HCN(aq) + OH - (aq) K b =??? 2H 2 O(l) H 3 O + (aq) + OH - (aq) K w = 1,0 x Quando somam-se duas equações químicas, multiplica-se os valores de K. 2,5 x

24 RELAÇÃO ENTRE K a e K b Exemplo 3: Determine o valor de K b do benzoatode sódio a partir das informações abaixo: C 6 H 5 COOH(aq) + H 2 O(l) H 3 O + (aq) + C 6 H 5 COO-(aq) K a = 6,3 x 10-5 C 6 H 5 COO-(aq) + H 2 O(l) C 6 H 5 COOH(aq) + OH-(aq) K b = 1,6 x

25 RELAÇÃO ENTRE K a e K b Exemplo 4: Qual o ph de uma solução de um sal fracamente básico, acetato de sódio? Considere uma solução de acetato de sódio, 0,015 mol/l de NaCH 3 CO 2. Dado: K a do CH 3 COOH = 1,8 x 10-5 Resposta: K b : 5,6x X = 3, mol/l = [OH-] poh: 5,53 ph: 8,46 Exemplo 5: O íon carbonato, CO 3 2-, é uma base em água, formando o íon hidrogenocarbonato, que por sua vez pode formar ácido carbônico. Qual é o ph de uma solução de Na 2 CO 3 0,10 mol/l? Resposta: [OH-] = 4,6x10-3 mol/l, poh 2,34, ph =11,66 25

26 ESCALA DE ph ph + poh=14 26

27 ESCALA DE ph Exercite: Determine o ph de a) Uma solução de 0,028 mol/l de NaOH; R: 12,45 b) Uma solução de 0,0011 mol/l de Ca(OH) 2 R: 11,34 Forte Forte c) Uma solução de 0,0011 mol/l de amônia, Kb = 1,8 x NH 3 (aq) + H 2 O(l) NH 4+ (aq) + OH - (aq) Fraco Início: 0, Variação: -x +x +x Equilíbrio: 0,0011-x +x +x X = [OH-]= 1,41 x logoh = poh poh= -log1,41 x 10-4 = 3,85 ph = 14-3,85 = 10,15 27

28 Ácidos Polipróticos Os ácidos polipróticos são capazes de doar mais de um próton. Para muitos ácidos polipróticos inorgânicos, como ácido fosfórico, ácido carbônico e ácido sulfídrico, a constante de ionização de cada perda sucessiva de um próton é cerca de 10 4 a 10 6 vezes menor que a etapa de ionização anterior. K a1 = 7,5 x 10-3 K b1 = 1,3 x K a2 = 6,2 x 10-8 K a3 = 6,3 x K b2 = 1,6 x 10-7 K b3 = 2,8 x

29 Prevendo a Direção das reações de Neutralização (ácido-base) Considere: HCl(g) + H 2 O(l) H 3 O + (aq) + Cl - (aq) Ácido muito FORTE Ka muito elevado! K b = 1,0x10-14 Mais forte que Cl - K a = 1,0 Base FRACA Kb muito pequeno Kb<1,0x10-14 Todas as reações de transferência de prótons vão do ácido e base mais fortes para o ácido e base mais fracos! 29

30 Prevendo a Direção das reações de Neutralização (ácido-base) Considere: H 3 PO 4 (aq) + CH 3 CO 2- (aq) H 2 PO 4- (aq) + CH 3 COOH(aq) Ácido mais forte Que CH 3 COOH! K a = 7,5x10-3 K b = 5,6x10-10 K b = 1,3x10-12 K a = 1,8x10-5 Reação Produto Favorecida! Todas as reações de transferência de prótons vão do ácido e base mais fortes para o ácido e base mais fracos! 30

31 Prevendo a Direção das reações de Neutralização (ácido-base) Exercite: Escreva uma equação iônica balanceada para a reação que ocorre entre o ácido acético e o bicarbonato de sódio. Verifique se o equilíbrio está deslocado à esquerda ou à direita. 31

32 REAÇÕES DE NEUTRALIZAÇÃO Reações de neutralização produzem sal e água. Para algumas substâncias também são liberados gases como o caso do bicarbonato de sódio, por exemplo. Exercite: Escreva a equação química balanceada para as reações de neutralização abaixo e determine o volume de base necessária para neutralizar o ácido: a) 20 mlde ácidofluorídrico0,10 mol/l e hidróxidode sódio0,10 mol/l; R: 20 ml b) 20 mlde ácidocarbônico0,10 mol/l e hidróxidode potássio0,10 mol/l. R: 40 ml c) 20 mlde ácidoacético0,10 mol/l e hidróxidode bário0,10 mol/l. R: 10 ml d) 20mL de ácido clorídrico 0,10 mol/l e bicarbonato de sódio 0,10 mol/l. R: 10 ml 32

33 TITULAÇÃO Padronizar é determinar a concentração de uma das espécies envolvidas na reação de neutralização. Por exemplo, conhecendo-se a concentração de uma base (padrão), pode-se determinar a concentração do ácido que irá reagir com esta base. Este procedimento realizado no laboratório e chama-se titulação. Para identificar o ponto de neutralização pode-se usar: - indicadores visuais (substâncias que mudam de cor em função do ph); -phmetros(equipamento com sensor sensível ao ph), chamada então de titulação potenciométrica. 33

34 TITULAÇÃO e EquilíbrioQuímico HCl(aq) + NaOH(aq) Na + (aq) + Cl - (aq) + H 2 O(l) 34

35 TITULAÇÃO n P = M P.V P 1:1 1:2 Depende da reação n D = M D.V D 35

36 TITULAÇÃO De acordo com o ph de viragem de cada ácido ou base, deve-se selecionar o indicador de viragem mais adequado. 36

37 TITULAÇÃO POTENCIOMÉTRICA Ao utilizar o phmetro, pode-se registrar o ph da solução de concentração desconhecida durante a titulação e construir a curva de titulação: Parte do ácido foi neutralizado pela base, mas ainda há ácido presente. Ponto de equivalência: Todo ácido e base reagiram estequiometricamente 37

38 TITULAÇÃO DE ÁCIDO FORTE POR BASE FORTE 38

39 TITULAÇÃO DE ÁCIDO FRACO POR BASE FORTE 39

40 TITULAÇÃO DE BASE FRACA POR ÁCIDO FORTE 40

41 TITULAÇÃO resumindo... 41