Forças relativas de ácidos e bases
A força de um ácido é a medida da facilidade com que este
ácido doa prótons. Os ácidos fortes doam prótons com
facilidade. Já para as bases, a maior força é relacionada àquela
que atrair mais facilmente o próton. Sendo que:
Ligação mais fraca à mais fácil sair o próton à ácido forte à
base conjugada fraca
Também podemos determinar a força de um ácido/base
por meio de sua constante de acidez/basicidade, ou seja, quanto
maior Ka ou Kb, maior é a concentração de H+ ou OH-, maior é
a força. (OBS: o fator P inverte essa relação, ou seja, quanto
maior pKa ou pKb, menor é a força do ácido ou base).
Principais ácidos fracos: HCN, HNO2, CH3COOH, HCOOC,
H2S, H2CO3, HClO e HF.
Principais bases fracas: hidróxidos dos metais de
transição, aminas e o NH3.
• Ácidos polipróticos: são aqueles que possuem mais de um
hidrogênio ionizável, sendo que o primeiro próton sai
mais facilmente que o segundo. (Quando calculamos o pH,
só consideramos a [H+] da 1ª ionização).
• Os ametais tem caráter ácido e os metais tem caráter
básico. A força deles crescem de acordo com:
Você encontra esse resumo no site: http://www.webnotes.com.br/ Estrutura e acidez
Ácidos binários: são HX.
A ionização depende principalmente de dois fatores:
• A entalpia de ligação, ou seja, quanto mais forte a ligação,
maior será a entalpia e mais difícil será para quebrar a
ligação.
• Depende da polarização do H: quanto mais polarizado
estiver, maior é a força de atração e mais fácil fica retirar
o elétron. Na tabela, podemos relacionar a polarização da
molécula com a eletronegatividade: quanto mais
eletronegativo, mais polarizado o H estará. Além disso,
precisamos perceber o tamanho da molécula: quanto
maior a molécula, maior é a distância, menor é a força de
atração e é mais fácil retirar o elétron.
Obs.: primeiro olhar o tamanho da molécula, se for mais ou
menos o mesmo (estão da mesma linha) olhar a
eletronegatividade.
Ácidos ternários: são HOZ.
A ionização está relacionada com o átomo central (Z): Se Z
for alcalino ou alcalino-terroso eletropositivo, o composto irá se
comportar como base. Se Z for eletronegativo ou estiver num
estado de oxidação elevado, o composto irá se comportar como
ácido.
Para comparar forças desses oxiácidos dividir em dois grupos:
• Com átomo central diferente, pertencentes ao mesmo
grupo da tabela periódica e com mesmo número de
oxidação: quanto mais eletronegativo, mais forte será o
ácido.
• Com mesmo átomo central: quanto maior a oxidação
(número de oxigênios ligado a ele), maior é a força do
ácido. Aqui entra aquela regra de subtração.
Você encontra esse resumo no site: http://www.webnotes.com.br/ Hidroxicompostos (possui OH na estrutura):
Se tiver metal na estrutura, comporta como base,
liberando o íon OH-. Se tiver ametal na estrutura, comporta
como ácido, liberando o íon H+. Se for um elemento que está na
transição, no meio da tabela, será anfótero, ou seja, comporta
tanto como base quanto como ácido.
Autoionização/autoprotólise da água
É uma substância anfótera. É um eletrólito muito fraco, por
isso sofre pouca ionização.
H2O + H2O à H30+ + OHH2O à H+ + OHProduto iônico da água à Kw = [H+].[OH-] = 10 (-14) (a 25ºC).
Quando maior a temperatura, mais Kw, ou seja, se trata de uma
reação endotérmica.
Escalas de acidez e basicidade
pH = - log [H+]
pH 0-7 = ácido
pH 7 = neutro
pH 7-14 = básico
pOH = - log [OH-]
pOH 0-7 = básico
pOH 7 = neutro
pOH 7-14 = ácido
Ao calcular o pH ou o pOH de soluções muito diluídas,
temos que levar em consideração a autoionização da água
([H+] = [OH-] = 10 -7)
Indicadores ácido-base
Geralmente são ácidos ou bases fracas que são corantes. A cor
varia de acordo com o deslocamento do equilíbrio. Usa-se muito
a combinação de vários indicadores, pois a zona de viragem
deles é diferente, possibilitando uma maior aproximação do pH.
Você encontra esse resumo no site: http://www.webnotes.com.br/ Solução tampão
São usadas para manter o pH quase constante mesmo
com a adição de pequenas quantidades de ácidos ou bases,
baseado no princípio de Le Chatelier. São soluções formadas
por um ácido/base fraca e um sal derivado desse ácido ou dessa
base. São usadas no sangue, em alimentos enlatados e em
aquários.
[H+] = Ka . Ca / Cs
pH = pKa + log Cs/Ca
[OH-] = Kb . Cb / Cs
pOH = pKb + log Cs/Cb
Ca = concentração do ácido
Cb = concentração da base
Cs = concentração do sal
A capacidade de tampão de uma solução é definida como a
quantidade de matéria de um ácido forte ou uma base forte
necessária para que 1L de solução tampão apresente uma
mudança de uma unidade no pH.
Hidrólise salina
Hidrólise é uma reação com a água.
HA + BOH à AB + H2O
Direta: neutralização
Inversa: hidrólise
Somente íons fracos reagem com a água:
Ácido fraco à base conjugada forte
HA (fraco) à A- (forte) + H+
A- + H2O -> HA + OH- (meio básico)
Base fraco à ácido conjugada forte
BOH (fraco) à OH - + B+ (forte)
B+ + H2O à BOH + H+ (meio ácido)
Você encontra esse resumo no site: http://www.webnotes.com.br/ a) Hidrólise do ânion
Sal derivado de um ácido fraco e de base forte. Meio
básico: pH> 7.
b) Hidrólise do cátion
Sal derivado de um ácido forte e de base fraca. Meio ácido:
pH< 7.
c) Hidrólise do ânion e do cátion
Sal derivado de um ácido fraca e de base fraca.
Ka= Kb (pH = 7)
Ka < Kb (pH > 7)
Ka > Kb (pH < 7)
Titulação e curvas de titulação
Usado para determinar a concentração de um soluto. Na
bureta fica o titulante e no erlenmeyer fica o titulado.
Ponto estequiométrico: quando a quantidade da base
neutraliza o ácido ou vice-versa. Fica na mediana da linha de
variação brusca do gráfico.
Cálculo estequiométrico:
Na = Nb à cb . Vb = ca. Va
Ácido forte + base forte: não hidrolisa a água. Ponto
estequiométrico: pH = 7.
Ácido fraco + base forte:
estequiométrico: pH > 7.
hidrólise
do
ânion.
Ponto
Ácido forte + base fraco:
estequiométrico: pH < 7.
hidrólise
do
cátion.
Ponto
A zona de viragem do indicador tem que estar dentro da zona
de viragem brusca.
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