DEFINIÇÕES DE ÁCIDOS E BASES Ácidos e Bases de Arrhenius

DEFINIÇÕES DE ÁCIDOS E BASES
9 Ácidos e Bases de Arrhenius.
9 Ácidos e Bases de Bronsted-Lowry.
9 Ácidos
Á
e Bases de Lewis.
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ÁCIDOS E BASES DE BRONSTED
ÁCIDO
9 Qualquer substância capaz de doar um próton a
qualquer outra substância. Assim, os ácidos podem ser:
9 Neutros, como o ácido nítrico,
HNO3(aq)
+
H2O(l)
NO3-(aq)
H3O+(aq)
+
ácido
9 Ou podem ser cátions ou ânions,
NH4+((aq)
q)
ácido
H2PO4-(aq)
ácido
+
H2O((l))
+
H2O(l)
NH3(aq)
( q)
H3O+(aq)
H3O+((aq)
q)
+
+
HPO42-(aq)
ÁCIDOS E BASES DE BRONSTED
BASE
9 Substância que pode receber um próton de uma outra
substância. Podem ser:
9 Um composto neutro,
NH3(aq)
+
H2O(l)
NH4+(aq)
OH-(aq)
+
base
9 Ou
O um ânion,
â i
CO32-(aq)
+
H2O(l)
HCO3 -(aq)
OH-(aq)
+
base
PO43- (aq)
base
+
H2O(l)
HPO42-(aq)
+
OH-(aq)
ÁCIDOS E BASES DE BRONSTED
PARES ÁCIDO-BASES CONJUGADOS
9 Transferência de um p
próton p
para a água
g ou da água:
g
HCO3-(aq)
Ácido
+
H2O(l)
CO32-(aq)
Base
Base
+
H3O+(aq)
Ácido
9 O conceito de equilíbrio (representado por
)
envolvendo ácidos e bases conjugadas
j g
éop
princípio
p
fundamental da teoria de Bronsted.
ÁCIDOS E BASES DE BRONSTED
PARES ÁCIDO-BASES CONJUGADOS
- H+
HCO3-((aq)
q)
Ácido
+
H2O(l)
Ácido
conjugado
j g
da H2O
Base
conjugada
j g
do HCO3-
CO32-((aq)
q)
+
H3O+((aq)
q)
Base
+ H+
9 Um p
par de compostos
p
q
que diferem p
pela
presença de uma unidade H+ é denominado
par ácido-base conjugado
ÁCIDOS E BASES DE LEWIS
9 Teoria de Bronsted e Lowry para o
comportamento
t
t ácido-base,
á id b
anos 20
20, opera
bem para soluções em água.
9 Anos 30: Gilbert N. Lewis (1875-1946)
Desenvolveu uma teoria mais geral.
Compartilhamento do par de elétrons
entre um ácido e uma base e não na
transferência de um próton.
ÁCIDOS E BASES DE LEWIS
ÁCIDO DE LEWIS
É uma substância que pode receber um par de
elétrons de outro átomo para formar uma nova ligação.
Reagente / Eletrófilo
BASE DE LEWIS
É uma substância que pode ceder um par de
elétrons para outro átomo formar uma nova ligação.
Reagente / Nucleófilo
ÁCIDOS E BASES DE LEWIS
9 Uma reação ácido-base no sentido de Lewis só
pode ocorrer se houver uma molécula (ou um íon)
com uma par de elétrons que possa ser cedido e uma
outra molécula (ou um íon) que possa receber este
par de elétrons:
A
Ácido
+
B
Base
B A
Aduto ou complexo
(Ligação covalente coordenada)
ÁCIDOS E BASES DE LEWIS
H+
+
O
+
H
H+
+
H
H
O H
H
H
N
NH4+
H
H
ÁCIDOS E BASES DE LEWIS
ÁCIDOS DE LEWIS CATIÔNICOS
9 Cátions metálicos: são ácido de Lewis
potenciais ((orbitais vazios).
p
)
BeCl2(s)
+
[Be(H2O)4]2+(aq)
4 H2O(l)
+
2 Cl-(aq)
9 OH-: é uma excelente base de Lewis e liga-se
facilmente a cátions metálicos formando hidróxidos.
Al(OH)3(s)
Ácido de Lewis
Al(OH)3(s)
Base de Bronsted
+
+
OH-(aq)
[Al(OH)4]-(aq)
Base de Lewis
3 H3O+(aq)
Ácido de Bronsted
Al3+(aq)
+
6 H2O(l)
ÁCIDOS E BASES DE LEWIS
ÁCIDOS DE LEWIS MOLECULARES
9 Óxidos dos não-metais: comportamento ácido.
O H- Base de Lewis
δδO C O
δ+
O H
O C
O
-
Íon bicarbonato
Ca(OH)
(
)2(s)
Base de Lewis
+
CO2(aq)
Ácido de Lewis
CaCO3(s)
+
H2O(l)
FORÇAS RELATIVAS DOS ÁCIDOS E BASES
MODELO DE BRONSTED
QUANTO MAIS FORTE FOR O ÁCIDO, MAIS
FRACA SERÁ A SUA BASE CONJUGADA.
Par conjugado
HCl(aq)
+
Base mais
Á
Ácido
mais
forte que o Cl-
fraco que o ClH3O+(aq)
H2O(l)
Ácido mais
forte que o H3O+
+
Cl-(aq)
Base mais
fraca que a H2O
Par conjugado
FORÇAS RELATIVAS DOS ÁCIDOS E BASES
Par conjugado
CH3COOH(aq)
Base mais fraca
Ácido mais forte
fraca que o CH3CO2-
que o CH3COOH
+
H2O(l)
H3O+(aq)
+
CH3CO2-(aq)
Base mais
Ácido mais
fraco que o H3O+
forte que a H2O
Par conjugado
ÁCIDOS E BASES FRACOS
9 A grande maioria dos ácidos e das bases é fraca
fraca.
CONSTANTE DE EQUILÍBRIO: A força
relativa de um ácido ou de uma base que
pode ser expressa quantitativamente.
Ka – constante de equilíbrio para ácidos fracos
Kb – constante
t t de
d equilíbrio
ilíb i para b
bases ffracas