Universidade Federal de Itajubá
Equilíbrio
Ácido-Base
Prof. Dr. Élcio Rogério Barrak
Eduardo Watanabe
17000
Guilherme Frigo
17004
Engenharia de Produção
Universidade Federal de Itajubá
Ácidos e bases de Arrhenius
•
Ácidos
São substâncias que, quando em soluções
aquosas, aumentam a concentração de íons
H+.
•
Bases
São substâncias que, quando em soluções
aquosas, aumentam a concentração de íons
OH-.
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Ácidos e bases de Brønsted-Lowry
•
Ácidos
Podem doar prótons para outra espécie
química;
•
Bases
Podem receber prótons de outra espécie
química.
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Ácidos e bases de Brønsted-Lowry
HCl(g) + H20(l)  H3O+(aq) + Cl-(aq)
NH3(aq) + H20(l)  NH4+(aq) + OH-(aq)
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Ácidos e bases de Brønsted-Lowry
•
Pares ácido-base conjugados
HCl(g) + H20(l)  H3O+(aq) + Cl-(aq)
Ácido
Base
Ácido
Base
conjugado
conjugada
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Forças relativas
de ácidos e
bases
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Auto-ionização da água
H2O(l) + H2O(l)  H30+(aq) + OH-(aq)
•
Produto iônico da água:
Keq = [H3O+][OH-]
Kw = [H3O+][OH-] = 1,0 ∙ 10-14 a 25ºC
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Escala de pH
pH + pOH = 14
pOH = - log[OH-]
pH = - log[H+]
pH > 7 meio básico
pH < 7 meio ácido
pH = 7 meio neutro
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Indicadores Ácido-Base
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Ácidos fortes
Os ácidos fortes ionizam-se totalmente em
soluções aquosas, e os mais comuns são:
- HCl
- HClO3
- HBr
- HClO4
- HI
- H2SO4
- HNO3
Em uma solução aquosa de ácidos fortes,
esses são as fontes de íons H+ da solução.
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Bases fortes
As bases fortes dissociam-se totalmente
em soluções aquosas, e as mais comuns são:
- Bases formadas com elementos do grupo
1, e os mais pesados do grupo 2;
- Óxidos metálicos
- Hidretos e nitretos
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Ácidos fracos e constante de dissociação
Os ácidos fracos ionizam-se parcialmente
em soluções aquosas;
•
Constante de dissociação ácida:
Ka

Pr oduto

Re agente
HCHO2(aq)  H+(aq) + CHO2-(aq)

[ H  ][CHO2 ]
Ka 
[ HCHO2 ]
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Ácidos Polipróticos
Características:
- Tem mais de um hidrogênio ionizável
- Ionização em Etapas:
H2SO3(aq)  H+(aq) + HSO3-(aq) Ka1= 1,7 ∙ 10-2
HSO3-(aq)  H+(aq) + SO32-(aq)
Ka2= 6,4 ∙ 10-8
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Exercício
A solubilidade de CO2 em água pura a 250C
e 0,1 atm de pressão é 0,0037mol/L. A prática
comum é supor que todo o CO2 dissolvido está
na forma de ácido carbônico (H2CO3),
produzido pela reação entre CO2 e H2O:
CO2(aq) + H2O(l)  H2CO3(aq)
Qual é o pH de uma solução 0,0037 mol/L de
H2CO3?
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Bases fracas
Constante de dissociação básica:
•

Pr oduto
Kb 
Re agente
ClO-(aq) + H2O(l)  HClO(aq)+ OH-(aq)
Kb=3,33 x 10-7
•
Tipos de Bases Fracas:
- Bases com grupos amina
- Ânions de ácidos fracos
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Exercício
Uma solução é preparada pela adição de
hipoclorito de sódio (NaClO) sólido em água
suficiente para perfazer 2,00 L de solução. Se
a solução tem pH = 10,50, que quantidade de
matéria de NaClO foi adicionada? Dado: Kb
para o ClO-(aq) é 3,33 x 10-7.
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Relação entre Ka e Kb
À medida que a força de um ácido
aumenta, a força da sua base conjugada
diminui de modo a satisfazer a expressão:
Ka x Kb = KW
Kw = 1,0 ∙ 10-14 a 25ºC
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Relação entre Ka e Kb
NH4+(aq)  NH3(aq) + H+(aq)
NH3(aq) + H2O(l)  NH4+(aq) + OH-(aq)
[ NH 3 ][H  ]
Ka 
[ NH 4 ]
[ NH 4 ][OH  ]
Kb 
[ NH 3 ]
Ka x Kb = [H+][OH-] = Kw
pKa + pKb = pKw onde p é o cologaritmo (-log)
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Propriedades ácido-base de soluções salinas
Sais provenientes de base forte e ácido forte (NaOH, HCl)
têm pH = 7.
Sais provenientes de base forte e ácido fraco (NaClO,
Ba(C2H3O2)2) têm pH > 7.
Sais de base fraca e ácido forte (NH4Cl, Al(NO3)3) têm pH <
7.
Para sais de base fraca e ácido fraco (NH4CN, FeCO3), o íon
com o maior constante de ionização terá maior influência no
pH.
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Força do ácido em relação à estrutura
química
•
Fatores que influem na força do ácido:
Polaridade;
Força de ligação;
Estabilidade da base conjugada;
Ácidos binários: a força de ligação diminui e a acidez aumenta
ao descer no grupo da tabela periódica;
Oxiácidos: a força ácida aumenta com o aumento da eletronegatividade do átomo central;
Ácidos carboxílicos: a força do ácido aumenta à medida que o
número de átomos eletronegativos no ácido aumenta.
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Ácidos e bases de Lewis
Um ácido de Lewis é uma substância que
recebe um par de elétrons, e uma base de Lewis é
uma substância que doa um par de elétrons.
Por exemplo:
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Ácidos e bases de Lewis
•
Íons metálicos se comportam como ácidos em soluções
aquosas.
•
Hidratação é a interação em que um íon metálico atrai os
elétrons não-compartilhados da água.
Fe(H2O)63+(aq)  Fe(H2O)5(OH)²+(aq) + H+
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•
Ka = 2 ∙ 10-
O Ka para reações de hidrólise em geral aumenta com o
aumento da carga e a diminuição do raio do íon: por exemplo o
íon Cu²+(aq) tem Ka = 1 ∙ 10-8.
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Referência bibliográfica
- Química: A Ciência Central – Theodore L.
Brown, H. Eugene Lemay, Jr.,Bruce E. Bursten,
2005, 9ª Edição.
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