Reacções ácido-base

Reacções ácido-base
Acidificação artificial e natural provocada pelo CO2
CO2 (g) + H 2O(l) " HCO3# (aq) + H + (aq)
•CO2, é um gás muito solúvel em água.
!
• O pH da água da chuva vai diminuir quando entra em contacto com o CO2
atmosférico.
• A bebida com gás também é mais ácida devido á adição artificial de CO2
sob pressão.
• No vinho, cervejas, ... o gás CO2 é devido à fermentação de leveduras.
Quanto > [CO2 ]
mais o equilíbrio se
desloca no sentido
directo
> [H+] (mais ácida é a água)
!
!
Ionização de ácidos em água
H+
HNO3 (aq) + H 2O(l) " NO3# (aq) + H 3O+ (aq)
Ionização do HNO3
Esta reacção é de ionização porque, embora o ácido seja um composto
molécular e não iónico (não tem iões), a reacção com o solvente conduz à
formação desses iões.
Dissociação de sais em água
H2O
NaCl(s) " NaCl(aq) " Na + (aq) + Cl# (aq)
Dissociação do NaCl
Os sais, dado que são compostos iónicos, a água promove a dissociação nos
seus iões.
!
Ionização de bases em água
H+
NH 3 (aq) + H 2O(l) " NH 4+ (aq) + HO# (aq)
Ionização do NH3
As bases que não possuem o ião hidróxido na sua composição aceitam 1 ião
H+ da água, sendo ionizadas
Dissociação de bases em água
H2O
NaOH(s) " NaOH(aq) " Na + (aq) + HO# (aq)
Dissociação do NaOH
As bases que já possuem o ião hidróxido na sua composição, são compostos
iónicos, a água apenas promove a dissociação nos seus iões.
Estas reacções são Neutralizações (pH=7 a 25ºC), pois o ácido e base estão em
quantidades estequiometricamente equivalentes.
!
Reacção ácido-base - quando um ácido reage com 1 base
Pares conjugados ácido-base
H+
#
3
+
HNO3 (aq) + H 2O(l) " NO (aq) + H 3O (aq)
Ácido 1
Base 2
Base 1
Ácido 2
Pares conjugados
HNO3/NO3H3O+/H2O
H+
NH 3 (aq) + H 2O(l) " NH 4+ (aq) + HO# (aq)
Base 1
Ácido 2
Ácido 1
Base 2
Pares conjugados
NH+4/NH3
H2O/HO-
!
A água e o amoníaco são espécies anfotéricas, apresentar os pares
conjugados destas reaccções
Força relativa dos ácidos e bases
Concentrado e diluído
Refere-se à concentração
de uma espécie numa
solução aquosa
≠
Forte e fraco
Refere-se à extensão da
reacção de ionização,
para ácidos e para bases
• Um ácido forte é aquele que se ioniza
completamente na água originando iões H+. Ex: HCl,
HNO3, H2SO4 ...
Na equação
química colocase uma seta
• Uma base forte é aquela que se encontra
totalmente ionizada/dissociada em água. Ex: NaOH .
(reacção muito
extensa ~100%)
• Um ácido fraco é aquele que apenas se ioniza
numa certa percentagem (normalmente em pequena
%). Ex: CH2COOH ...
Na equação
química colocase duas semisetas
• Uma base fraca é aquela que se encontra apenas
parcialmente ionizada/dissociada em água. Ex: NH3
(reacção pouco
extensa <100%)
!
!
Constante de equilíbrio nas reacções ácido-base (Ka; Kb)
só dependem da temperatura
=>Ácidos
#
+
CH 3COOH(aq) + H 2O(l) " CH 3COO (aq) + H 3O (aq)
CH COO ] # [ H O ]
[
Ka =
"
3
+
3
[CH 3COOH ]
Constante de acidez
ou de ionização
Quanto mais forte for o ácido  maior é o valor de Ka  mais extensa é a
!
reacção (> é a ionização)
=>Bases
NH 3 (aq) + H 2O(l) " NH 4+ (aq) + HO# (aq)
Kb =
+
#
NH
"
HO
[ 4] [ ]
[NH 3 ]
Constante de basicidade ou
de ionização
Quanto mais forte for a base  maior é o valor de Kb  mais extensa é a
reacção (> é a ionização/ dissociação)
!
Para ácidos e bases fracas o Ka <1 e Kb <1
!
!
Relação entre Ka e Kb de um par ácido-base conjugado
• Ex: Par HCN / CN- e as respectivas ionizações:
CN ] # [ H O ]
[
Ka =
"
#
+
HCN(aq) + H 2O(l) " CN (aq) + H 3O (aq)
A1
B2
CN # (aq) + H 2O(l) " HCN(aq) + OH # (aq)
B1
A2
A1
B2
• Calcular: Ka x Kb:
CN ] " [ H O ] [ HCN ] " [OH ]
[
Ka " Kb =
"
[HCN ]
[CN ]
#
3
[HCN ]
A2
B1
+
#
3
#
+
Kb =
[HCN ] # [OH " ]
[CN ]
"
⇒ Ka x Kb = [H3O+] x [OH-]
!⇒ Ka x Kb = Kw
⇒ pKa + pKb = pKw
Par conjugado
Ka muito elevado (ácido forte)
Kb muito baixo (base muito fraca)
Ka baixo (ácido fraco)
Kb baixo (base fraca)
Kb muito elevado (base forte)
Ka muito baixo (ácido muito fraco)
Kb baixo (base fraca)
Ka baixo (ácido fraco)