Capítulo 16
Equilíbrio Ácido-Base
Carina Schumann, 13708
Ingrid Masseli de Souza, 13699
16.1 – Ácidos e Bases: Uma Breve Revisão
Os ácidos são
substâncias que
aumentam a
concentração de
íons H+.
As bases são
substâncias que
aumentam a
concentração de
íons de OH-.
16.2 – Ácidos e Bases de Bronsted-Lowry
Ácido de Bronsted-Lowry transfere próton para base.
Base de Bronsted-Lowry recebe o próton do ácido.
Remove um H+
H
H
Cl H
N
H
Cl
H N
H
H
Adiciona um H+
H
16.2 – Ácidos e Bases de Bronsted-Lowry
- Par conjugado
- Forças Relativas
- Duplicidade da água
Exemplo da dinâmica do ácido
16.3 – Auto-ionização da água
O
H
H
H O
O H
H
O
H
H
Produto iônico da água :
Keq = [H3O+] [OH-]


Kw  [ H3O ][ OH ]  1,0 10
14
a 25°C
H
16.4 – A escala de pH
pOH: - log [OH-]
pH: - log [ H+]
pH + pOH = 14
Indicadores Ácido-Base
• Azul de bromotimol : A: Amarelo, B: Azul
Indicadores Ácido-Base
• Fenolftaleína : A: Incolor, B: Rosa-Carmim
Indicadores Ácido-Base
• Alaranjado de metila : A: Vermelho, B: Alaranjado
Indicadores Ácido-Base
• Vermelho de Metila : A: Vermelho, B: Amarelo
Indicadores Ácido-Base
• Experiência com a couve rocha
Procedimento
1. Suco de limão na primeira tigela :
verificar que a solução fica vermelha;
2. Água destilada na segunda tigela :
verificar que a cor da solução não se
altera;
3. Solução de produto de limpeza na
terceira tigela : verificar que a solução fica
verde escura.
16.5 – Bases e Ácidos Fortes
Ácidos Fortes:
- Ionizam completamente
- Eletrólitos Fortes
- HCl, HBr, HI, HNO3, HClO3, HClO4, e H2SO4
Bases Fortes:
- Dissociam completamente
- Eletrólitos fortes
- Hidróxidos iônicos dos:
- metais alcalinos
- metais alcalinos terrosos
Por exemplo: NaOH, KOH, Ca(OH)2.
16.6 – Ácidos Fracos
- Ionizam-se parcialmente;
- Constante de dissociação ácida:


[H ] [ A ]
Ka 
[ HA ]
Ácido Forte x Ácido Fraco
HCHO2(aq) 
pH = - log [H+] = 2,38
log [H+] = -2,38
[H+] = 10-2,38
[H+] = 4,2x10-3 mol/L
H+
(aq) +
CHO2
(aq)
HC2H3O2(aq)  H+(aq) + C2H3O2- (aq)
Concentração Inicial: HC2H3O2(aq) = 0,30mol/L
Ka = 1,8 x 10-3
Usando a fórmula do pH:
pH = -log 2,3 x10-3
pH = 2,64
Supondo que: 0,30 – x  0,30
16.7 – Bases Fracas
Constante de Dissociação Básica:
[ HB ] [ OH  ]
Kb 
[ B]
Tipos de bases fracas :
Primeira categoria: são as que tem um átomo com um par
de elétrons não-ligantes que pode
servir como receptor de prótons
- Amina e Amônia
Segunda categoria: consiste em ânions de ácidos fracos.
16.8 – Relação de Ka e Kb
À medida que a força de um ácido aumenta, a força da
base diminui de tal maneira que:
Ka  Kb  Kw
pKa  pKb  pKw  14,00 a 25o C
Kw  [ H3O ][ OH ]  1,0 10 14
a 25°C
16.9 – Propriedades ácido-base de soluções de sais
Características:
- Os sais dissolvidos em água estão completamente dissociados.
- Aproximadamente todos os sais são eletrólitos fortes.
- O pH resultante pode ser básico, ácido ou neutro, dependendo da
natureza do sal:
- Se for um sal de ácido forte e base forte, o pH é neutro.
- Se for um sal de ácido fraco e base forte, pH é básico.
- Se for um sal de ácido forte e base fraca, o pH é ácido.
16.10 – Comportamento ácido-base e
estrutura química
Fatores que afetam a força ácida
- Polaridade
- força das ligação
- base conjugada
Ácidos Binários
H X
A força da ligação diminui e a acidez aumenta ao se descer no grupo.
Oxiácidos
YOH
A força ácida aumenta com o aumento da eletronegatividade do átomo
central.
Ácidos Carboxílicos
A força ácida também aumenta à medida que o número de átomos
eletronegativos no ácido aumenta.
16.11 – Ácido e Base de Lewis
Base de Lewis
é um doador de
par de elétrons
Ácido de Lewis
é um receptor de
par de elétrons
Referências Bibliográficas
• Quimica: A Ciência Central – Theodore L. Brown, H. Eugene Lemay,
Jr.,Bruce E. Bursten, 2005, 9ª Edição.
• Caricaturas: www.woodrow.org/teachers/ci/1992/Lewis.html
www.woodrow.org/teachers/ci/1992/Arrhenius.html
(21/04/07 - 16:42:07)
• Foto: www.lombardisas.com/prodotto.php?idprod=35
(23/04/07 - 11:30:25)