FCAV/ UNESP EQUILÍBRIO ÁCIDO-BASE

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1 FCAV/ UNESP EQUILÍBRIO ÁCIDO-BASE Prof a. Dr a. Luciana M. Saran 1

2 Tópicos da Aula: Substâncias que interferem no equilíbrio químico da água; Equilíbrio ácido-base; Soluções ácidas, neutras e alcalinas; Escala de ph. 2

3 1. ÁCIDOS E BASES 1.1. Conceito de Arrhenius Ácido: substância que em meio aquoso libera íons H + (ou H 3 O + ). Químico sueco Svante Arrhenius ( ). Prêmio Nobel em Fonte: PERUZZO & CANTO,

4 Exemplos: HCl: ácido clorídrico HBr: ácido bromídrico HI: ácido iodídrico HNO 3 : ácido nítrico H 2 SO 4 : ácido sulfúrico HClO 4 : ácido perclórico H 3 PO 4 : ácido fosfórico 4

5 Ionização do HCl: um ácido monoprótico. HCl(aq) + H 2 O(l) H 3 O + (aq) + Cl - (aq) Ionização do H 2 SO 4 : um ácido diprótico. Primeira Etapa: H 2 SO 4 (aq) + H 2 O(l) H 3 O + (aq) + HSO 4 -(aq) Segunda Etapa: HSO 4 -(aq) + H 2 O(l) H 3 O + (aq) + SO 4 2-(aq) 5

6 Ácidos Fortes: ionizam-se completamente. Os principais são: HCl, HBr, HI, H 2 SO 4, HClO 4 e HNO 3. Ácidos Fracos: ionizam-se parcialmente. Os seguintes ácidos são exemplos de ácidos fracos: HNO 2 (ácido nitroso), H 3 PO 4 (ácido fosfórico), HCN (ácido cianídrico) e H 2 CO 3 (ácido carbônico). 6

7 Correlações entre a Estrutura Molecular e a Força dos Ácidos. (Fonte: Adaptado de ATKINS, 2006 : p. 477.) 7

8 Base: substância que em meio aquoso libera íons OH - (hidroxila). Exemplos: NaOH: hidróxido de sódio Químico sueco Svante Arrhenius ( ). KOH: hidróxido de potássio Prêmio Nobel em Ca(OH) 2 : hidróxido de cálcio Mg(OH) 2 : hidróxido de magnésio NH 3 : amônia 8

9 Bases Fortes Mais Comuns: NaOH, Ca(OH) 2, KOH e Ba(OH) 2. Exemplos de Bases Fracas: NH 3, C 6 H 5 NH 2 (anilina), CH 3 NH 2 HONH 2 (hidroxilamina). Fonte: PERUZZO & CANTO,

10 Reação de Dissociação do NaOH: NaOH(aq) Na + (aq) + OH - (aq) Reação de Dissociação do Ca(OH) 2 : Ca(OH) 2 (aq) Ca 2+ (aq) + 2OH - (aq) 10

11 EXEMPLOS DE HIDRÓXIDOS ANFÓTEROS Fonte: KOTZ & TREICHEL, 2005 : p

12 1.2. Conceito de Bronsted-Lowry Mais abrangente do que o de Arrhenius. Ácido: espécie química capaz de doar íons H +. Exs.: HCl, NH 4+, HS -. Johannes Nicolaus Bronsted ( ) Thomas Martin Lowry ( ) Base: espécie química capaz de receber íons H +. Exemplos: NH 3, CN -, S 2-. Fonte: PERUZZO & CANTO,

13 EXERCÍCIO 1: Escreva a fórmula para a base conjugada de cada ácido. a) H 2 SO 4 b) H 3 BO 3 c) HI d) H 3 O + e) NH 4 + f) HPO

14 EXERCÍCIO 2: Escreva a fórmula para o ácido conjugado de cada base. a) OH - b) HS - c) NH 3 d) C 6 H 5 O - e) CO 3 2- f) HCO 3-14

15 1.3. O Conceito de Lewis de Ácidos e Bases Baseia-se no compartilhamento de pares de e - entre ácido e base. Ácido de Lewis: substância capaz de aceitar um par de elétrons de outro átomo para formar uma nova ligação. Base de Lewis: substância capaz de doar um par de elétrons a outro átomo para formar uma nova ligação. 15

16 Exemplos de Reações Ácido-Base, Segundo o Conceito de Lewis Fonte: KOTZ & TREICHEL, 2005 : p

17 Exemplo de Reação Ácido-Base, Segundo o Conceito de Lewis Fonte: KOTZ & TREICHEL, 2005 : p

18 Exemplo de Reação Ácido-Base, Segundo o Conceito de Lewis Fonte: KOTZ & TREICHEL, 2005 : p

19 IONIZAÇÃO DE ÁCIDOS FRACOS De maneira geral um ácido fraco, como por exemplo o ácido hipotético HA, ioniza-se conforme representado abaixo: HA(aq) + H 2 O(l) H 3 O + (aq) + A - (aq) Para o equilíbrio acima vale a seguinte expressão da constante de equilíbrio, K a : K a [ H O ].[ A [ HA] 3 K a é a constante de ionização do ácido. O seu valor é dependente da temperatura. ] 19

20 Exemplo: Numa solução aquosa de ácido acético, CH 3 COOH, um ácido fraco, temos: CH 3 COOH(aq) + H 2 O(l) H 3 O + (aq) + CH 3 COO - (aq) Para a ionização do CH 3 COOH é válida a seguinte expressão para o cálculo de K a : [ H3O ].[ CH3COO [ CH COOH] K a 3 K a (CH 3 COOH) = 1,75x10-5 (a 25 o C) ] 20

21 Quanto menor o valor de K a, mais fraco é o ácido. pk a = - log K a No caso de ácidos polipróticos, ou seja, para aqueles ácidos que apresentam mais de um hidrogênio ionizável, a ionização ocorre em etapas e para cada etapa há uma constante de equilíbrio. Exemplo: ionização do ácido fosfórico, a 25 o C. H 3 PO 4 (aq) H + (aq) + H 2 PO 4- (aq) K a1 = 7,5x10-3 H 2 PO 4- (aq) H + (aq) + HPO 4 2- (aq) K a2 = 6,2x10-8 HPO 4 2- (aq) H + (aq) + PO 4 3- (aq) K a3 = 1,0x

22 Força do Ácido Aumenta pk a aumenta Fonte: KOTZ & TREICHEL, 2005 : p

23 K a e respectivo pk a de alguns ácidos a 25 o C. Fonte: Adaptado de ATKINS, 2006 : p

24 EXERCÍCIO 3: Em cada par a seguir, selecione o ácido mais forte. a) Ácido pirúvico (pk a = 2,49) ou ácido lático (pk a = 3,08); b) Ácido cítrico (pk a = 3,08) ou ácido fosfórico (pk a = 2,10); c) Ácido benzóico (K a = 6,5x10-5 ) ou ácido lático (K a = 8,4x10-4 ); d) Ácido carbônico (K a =4,3x10-7 ) ou ácido bórico (K a =7,3x10-10 ). 24

25 IONIZAÇÃO DE BASES FRACAS De maneira geral uma base fraca, como por exemplo a base hipotética BOH, ioniza-se conforme representado abaixo: BOH(aq) B + (aq) + OH - (aq) Para o equilíbrio acima vale a seguinte expressão da constante de equilíbrio, K b : K b [ B ].[ OH [ BOH] ] K b é a constante de ionização da base. O seu valor édependente da temperatura. Quanto menor o valor de K b, mais fraca é a base. (pk b = - log K b ) 25

26 Exemplo: Numa solução aquosa de amônia, NH 3, uma base fraca, temos: NH 3 (aq) + H 2 O(l) NH 4 +(aq) + OH - (aq) Para a ionização da amônia é válida a seguinte expressão para o cálculo de K b : K b [ NH4 ].[ OH [ NH ] 3 ] K b (NH 3 ) = 1,75x10-5 (a 25 o C) 26

27 K b e respectivo pk b de algumas bases a 25 o C. Fonte: Adaptado de ATKINS, 2006 : p

28 ESCALA DE ph Água Pura: considerada, em geral, não condutora de eletricidade. Na realidade, já foi demonstrado por medidas precisas que a água apresenta uma condução pequena de eletricidade, que decorre da sua auto-ionização, isto é: H 2 O(l) + H 2 O(l) H 3 O + (aq) + OH - (aq) ou H 2 O(l) H + (aq) + OH - (aq) 28

29 ESCALA DE ph A água pura é neutra, pois apresenta concentrações iguais de H 3 O + e OH -. Condições para que uma solução seja considerada ácida, neutra ou alcalina (básica): se [H 3 O + ] = [OH - ] a solução é neutra; se [H 3 O + ] > [OH - ] a solução é ácida; se [H 3 O + ] < [OH - ] a solução é alcalina ou básica. 29

30 ESCALA DE ph Na água pura, a 25ºC, as concentrações de H 3 O + e de OH - correspondem a 1,0x10-7 mol/l. Assim: ph = - log [H 3 O + ] = - log 1,0x10-7 ph = 7,00 Consequentemente: Soluções neutras exibem ph = 7,00 Soluções ácidas exibem ph < 7,00 Soluções básicas ou alcalinas apresentam ph > 7,00 30

31 Outras equações importantes: [H 3 O + ] = 10 -ph poh = - log [OH - ] [OH - ] = 10 -poh ph + poh = 14 (a 25 o C) 31

32 DETERMINAÇÃO DO ph Determinação Colorimétrica 32

33 DETERMINAÇÃO DO ph Determinação Potenciométrica 33