QB70C:// Química (Turmas S71/S72) Ácidos e Bases. Prof. Dr. Eduard Westphal ( Capítulo 11 Atkins (5ed.
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- Zilda Lima Galindo
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1 QB70C:// Química (Turmas S71/S72) Ácidos e Bases Prof. Dr. Eduard Westphal ( Capítulo 11 Atkins (5ed.)
2 Pai, o que é chuva ácida?
3 NaO idróxido de magnésio Mg(O) 2 C 3 COO Ácido acético idróxido de sódio NaCO 3 Cl Ácido cítrico 3 C 6 5 O 7 Bicarbonato de sódio Ácido clorídrico
4 :N(C 2 5 ) 3 B 3 Trietilamina Borano C 3 C 2 OC 2 C 3 CF 3 COO C 3 C 2 C 2 C 3 Dietil éter Butano Ácido trifluoroacético ( X mais forte)
5 Ácidos e Bases Arrhenius Ácido Produz íons + ( 3 O + ) dissolvidos em 2 O Base Produz íons O - dissolvidos em 2 O (ácido) A(aq) + + :A - Bronsted - Lowry Doa próton ( + ) 2 O + 2 O Aceita um próton ( + ) 3 O + (aq) + O - (aq) Lewis Aceita pares de elétrons Doa pares de elétrons + (aq) + :O - (aq) 2 O
6 Ácidos e Bases Arrhenius (1884) Para revisar: ler seção J do livro de Química Geral do Atkins (Capítulo de Fundamentos)
7 Ácidos e Bases Brønsted-Lowry 1923 Ácido: substância doadora de íons + (prótons). Base: substância que aceptora de íons + (tem pares de e - não-ligantes). Na Dinamarca Na Inglaterra Cl(aq) + 2 O(l) CN(aq) + 2 O(l) 3 O + (aq) + Cl - (aq) 3 O + (aq) + CN - (aq) Íon idrônio Teoria mais abrangente: Reações ácido-base podem ocorrer em OUTROS SOLVENTES ou mesmo EM SUA AUSÊNCIA
8 Ácidos e Bases Brønsted-Lowry Cl(aq) + 2 O(l) 3 O + (aq) + Cl - (aq) Cl doa um próton a água 2 O aceita um próton do Cl Reação de transferência de próton(s) Não precisa ser em água nem ter solvente Cl - 3 O +
9 Ácidos e Bases Brønsted-Lowry Uma espécie só pode ser ácida na PRESENÇA de uma base CN(aq) + 2 O(l) 3 O + (aq) + CN - (aq) CN é o ácido, gerando CN na reação inversa CN -1 recebe um + (base) 2 O é a base, gerando 3 O +... na reação inversa 3 O + doa um + (ácido) PARES DE ÁCIDO-BASE CONJUGADOS Produto do ácido após a doação do próton = base conjugada. Produto da base após aceitar o próton = ácido conjugado. A (a q ) + 2 O (l) 3 O + (aq ) + A - (aq) A e A - são pares ácido-base conjugados. 2 O e 3 O + são pares ácido-base conjugados.
10 Autoionização da água (autoprotólise) A água é ANFÓTERA, ou seja, pode atuar como ácido (doar + ) ou base (receber + ) de Bronsted A água pura sofre autoionização: 2 O + 2 O 3 O + (aq) + O - (aq) Reação de autoprotólise da água A autoprotólise da água pura é um equilíbrio químico produz concentração muito baixa de íons 3 O + e O - G r RT ln K K - 3O W O 14 K 1 10 E a [ 2 O] 2???? K a 3O O 2 a O 2 K w = constante de ionização da água a Como K w é uma constante de equilíbrio, o produto de [ 3 O + ] e [O - ] é sempre igual a K w. Se aumentar a [ 3 O + ], a [O - ] deve diminuir!!!
11 A escala de p As concentrações de íons 3 O + em solução podem variar em muitas ordens de grandeza (1 mol L -1 a 1x10-14 mol L -1 ). p = - log[ 3 O + ] Água neutra: [ 3 O + ] = [O - ] [ 3 O + ] = [O - ] = 1,0 x 10-7 mol L -1 p = - log(1,0 x 10-7 ) = 7 Søren Sørensen ( ) Químico Dinamarquês Soluções ácidas: [ + ] > 10-7 p < 7 Soluções básicas: [ + ] < 10-7 p > 7 A escala de p em soluções aquosas vai de 0 a 14 Exemplo: Qual o p de uma solução saturada de CO 2 sabendo que a [ 3 O + ] é igual a 1,2 x10-4 mol L -1 p (solução de CO 2 ) = - log (1,2 x10-4 ) = 3,92
12 A escala de p
13 po p = - log[ 3 O + ] e po = - log[o - ] Existe alguma relação entre p e po??? Já vimos que: Se aumentar a [ 3 O + ], a [O - ] deve diminuir!!! K w = [ 3 O + ][O - ] Aplicando log dos dois lados da equação: logk w = log[ 3 O + ][O - ] logk w = log[ 3 O + ] + log[o - ] Multiplicando os dois lados por -1: -logk w = -log[ 3 O + ] -log[o - ] pk w = p + po p + po = 14,00
14 Ácidos Fortes Ácidos fortes são eletrólitos fortes. Em solução aquosa SE IONIZAM COMPLETAMENTE (apresentam um K grande e pk a pequeno) Ácidos fortes mais comuns = Cl, Br, I, NO 3, ClO 3, ClO 4 E 2 SO 4. Em uma solução o ácido forte é usualmente a única fonte de 3 O + ; p da solução é dado pela concentração inicial (mol L -1 ) do ácido Cl(aq) + 2 O(l) 3 O + (aq) + Cl - (aq) Cl em água= ácido forte (100% dissociado) Exemplo: Qual o p de uma solução aquosa 0,01 molar de Cl? Cl (0,01mol/L) p = - log(0,01) p = 2
15 Bases Fortes Bases fortes também são eletrólitos fortes. Em solução aquosa SE IONIZAM COMPLETAMENTE (apresentam um K grande) A grande maioria dos hidróxidos iônicos são bases fortes. *p.ex: NaO, KO, Ca(O) 2 *Outros exemplos: O 2-, -, N 3 - po (e por consequência o p) da solução é dado pela concentração inicial (mol L -1 ) NaO(aq) Na + (aq) + O - (aq) NaO em água= base forte (100% dissociado) Exemplo: Qual o p de uma solução aquosa 0,01 molar de NaO? NaO (0,01mol/L) po = - log[o - ] po = 2 p + po = 14,00 p = 12
16 Ácidos Fracos Solução de Cl 0,1mol L -1 p = 1 Solução de C 3 COO 0,1mol L -1 p = 3 Mg (s) (aq) Mg 2+ (aq) + 2(g) Cl C 3 COO Ácidos fracos (a maioria na natureza) Mg Equilíbrio entre a forma ácida e a forma iônica (desprotonada) Bases fracas seguem o mesmo padrão... A(aq) + 2 O(l) 3 O + (aq) + A - (aq) Ionização não é completa
17 Ácidos Fracos A(aq) + 2 O(l) 3 O + (aq) + A - (aq) Existe uma mistura de íons e ácido não-ionizado em solução. Conseqüentemente, os ácidos fracos estão em equilíbrio: K a O A A 3 K a a 3 O A a a 2 A O K a é a constante de dissociação de ácido. Observe que a [ 2 O] é omitida na expresão de K a (a 2 O de um líquido aproximadamente puro = 1) Se K a >> 1, o ácido é um ácido forte.
18 Bases Fracas Bases fracas removem prótons das substâncias. á um equilíbrio entre a base e os íons resultantes: Exemplo: Weak Base fracabase + 2 O conjugate Ác. conjugado acid + O - A constante de dissociação da base (K b ): N 3 (aq) + 2 O(l) N 4 + (aq) + O - (aq) K b N 4 O N 3
19 p e pk a Os valores de Ka (e Kb) são em geral muito grandes ou pequenos Geralmente representados pela forma logarítmica pk a = - logk a pk b = - logk b ATENÇÃO!!! Quanto maior Ka, mais ácido Quanto menor pka, mais ácido O p é uma característica de uma solução. Ele pode mudar, basta adicionar uma ácido ou uma base à solução. O pk a é uma característica de uma susbstância (em um determinado solvente), assim como ponto de fusão e ebulição. pk w = pk a + pk b (= 14,0 a 25 C) Quanto MAIS FORTE o ácido, MAIS FRACA a base conjugada
20 p e pk a pk w = pk a + pk b (=14,0 a 25 C) Quanto mais forte o ácido, mais fraca a base conjugada
21 p de ácidos fracos Solução de Cl 0,1mol L -1 p = 1 Solução de C 3 COO 0,1mol L -1 p = 3 Ácidos e bases fracas NÃO IONIZAM COMPLETAMENTE... Como calcular [ 3 O + ] ou [O - ]??? Qual a porcentagem de desprotonação??? Procedimento: 1) Escrever a equação química, o valor de K a ; 2) Construir a tabela de concentrações ; concentração inicial variação de concentração concentração no equilíbrio 3) Equação de equilíbrio; 4) Resolver os cálculos. PORCENTAGEM DE DEPROTONAÇÃO A(aq) + 2 O(l) 3 O + (aq) + A - (aq) % desp = A eq A inicial 100 = 3O + eq A inicial 100
22 p de ácidos fracos EXEMPLO: Calcule o p e a porcentagem de deprotonação das moléculas de ácido acético em uma solução 0,1 mol L -1 em água, sabendo que o K a do ácido acético é 1,8 x 10-5.
23 p de bases fracas E para calcular o p de bases fracas???? A ideia é exatamente a mesma! PORÉM, ATENÇÃO: B (aq) + 2 O (l) B + (aq) + O - (aq) K b B O B Usar os cálculos de equilíbrio químico para calcular [O - ] e po Calcular o p (p + po = 14,00) PORCENTAGEM DE PROTONAÇÃO % prot = B+ eq B inicial 100
24 Estrutura molecular Vs acidez Acidez é a medida da tendência de uma molécula em doar um próton ( + ) Como a estrutura afeta a força do ácido? 1. A força da ligação com o átomo do qual o próton é perdido. 2. A eletronegatividade do átomo do qual o próton é perdido. 3. A estabilidade da base conjugada. Fatores que afetam a força ácida Considere -X. Para que esta substância seja um ácido, precisamos que: a ligação -X seja polar com + e X -, a ligação -X seja fraca o suficiente para ser quebrada, a base conjugada, X -, seja estável.
25 Estrutura molecular Vs acidez 1 - Força de Ligação Comparar a acidez dos haletos de hidrogênio (-X) Ligação X mais forte ácido mais fraco Ligação X mais fraca ácido mais forte Base conjugada mais forte F - > Cl - > Br - > I - Base conjugada mais fraca
26 Estrutura e Acidez 2 - Eletronegatividade C Menos eletronegativo ácido mais fraco N C 4 N 3 2 O F pk a ,7 3,1 O F Mais eletronegativo ácido mais forte Quando se compara elementos do mesmo grupo, a força da ligação é mais importante que a eletronegatividade. À medida que o átomo (A) ao qual o está ligado torna-se mais eletronegativo, a polarização + A - torna-se mais pronunciada e o é mais facilmente transferido como +.
27 Estrutura e Acidez 3 Estabilidade da base conjugada A força de um ácido é determinada pela estabilidade de sua base conjugada Quanto mais fraca (estável) a base, mais forte será seu ácido conjugado Ácido forte tem base conjugada estável (fraca) Ácido fraco tem base conjugada instável (forte) 3 C C 2 O + O etanol pka 16 15,7 F 3 C C 2 O + O 2,2,2-trifluoroetanol pka 11,3 15,7 3 C C 2 O + O base conjugada do etanol F 3 C C 2 O + O base conjugada do 2,2,2-trifluoroetanol -1,7-1,7
28 Efeito Ressonante Por que ácidos carboxílicos são muito mais ácidos que álcoois? RESSONÂNCIA: a deslocalização dos elétrons de uma base por ressonância, estabiliza a base (enfraquece). O efeito de ressonância explica as diferenças de acidez!!!
29 Quanto maior o número de átomos de oxigênio ligados ao átomo central, mais forte o ácido Devido ao: Número de oxidação Efeito indutivo Efeito ressonante
30 Exercício 1) Liste os seguintes compostos em ordem decrescente de acidez: Dica Os efeitos indutivos dependem da eletronegatividade do substituinte e da quantidade de ligações entre ele e o local afetado. A medida que aumenta distância (quantidade de ligações) entre as duas unidades, o efeito indutivo diminui. 1º 2º 5º 4º 3º
31 Ácidos polipróticos Os ácidos POLIPRÓTICOS têm mais de um próton ionizável. Os prótons são removidos em etapas, não todos de uma só vez : 2 SO 4 aq + aq +SO 4 aq Ka SO 4 aq + aq +SO 4 2 aq Ka 2 = 1, É sempre mais fácil remover o primeiro próton em um ácido poliprótico do que o segundo. Conseqüentemente, K a1 > K a2 > K a3 etc
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