Capítulo 16 Ácidos e Bases Prof. Dr. Élcio Rogério Barrak

Capítulo 16
Ácidos e Bases
Prof. Dr. Élcio Rogério Barrak
Luis Fernando Ribeiro Ferreira
Tadeu Victor Braga Polo
17101
16983
Universidade Federal de Itajubá
EEL
ECA
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Introdução
• Conceitos de ácidos e bases de Arrhenius,
Brönsted-Lowry e Lewis
• Auto-ionização da água
• A escala de pH
• Ácidos e bases fortes e fracos
• Relação entre Ka e Kb
• Caráter ácido e base de soluções salinas
• Comportamento ácido-base e estrutura
química
• Comportamento anfótero das aminas
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Introdução
• Porque estudar ácidos e bases?
• Qual sua importância?
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Ácidos e Bases de Arrhenius
• Ácido:
Segundo Arrehnius é uma substância que
libera íons H+ em meio aquoso
HCl(aq) + H2O(l) → H+(aq) + Cl-(aq)
• Base:
Segundo Arrehnius é a substância que em
meio aquoso libera íons OHNaOH(aq) + H2O(l) → Na+(aq) + OH-(aq)
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Ácidos e bases de BrØnsted-Lowry
• Em 1923, Johannes Brönsted e Thomas
Lowry propuseram uma definição mais
geral de ácidos e bases, baseada na
transferência de H+ entre substâncias.
• ÁCIDO doa H+ enquanto BASE recebe esse
H+.
HCl(g) + H2O(l) → H3O+(aq) + Cl-(aq)
Ácido
Base
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Ácidos e bases de Brönsted-Lowry
Pares ácido-base conjugados
Um ácido e uma base como HX e X-, que
diferem apenas pela presença ou ausência de
um próton, são chamados de par ácido-base
conjugados. Exemplos:
HCl + H2O  H3O+ + ClÁCIDO
BASE
ÁCIDO
CONJUGADO
BASE
CONJUGADA
NH3 + H2O  NH4+ + OHBASE
ÁCIDO
ÁCIDO
CONJUGADO
BASE
CONJUGADA
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Ácidos e bases de Brönsted-Lowry
Forças relativas
• Quanto
mais
forte o ácido,
mais fraca é sua
base conjugada.
• Quanto
mais
forte a base,
mais fraco é seu
ácido conjugado.
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Auto-ionização da água
A auto-ionização da água explica o fato
da água ser considerada às vezes ácido e
às vezes base.
H2O(l) + H2O(l)  H3O+(aq) + OH-(aq)
Produto iônico da água:
Keq = Kw = [H3O+][OH-] = 1,0 ∙ 10-14 a 25ºC
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Escala de pH
• Em 1909 Sorensen sugeriu uma maneira de
medir a concentração de H+, a fim de
determinar o grau de acidez ou de alcalinidade
a 25ºC.
pH = -log[H+]
pOH = -log[OH-]
[H+] = Kw/[OH-]
pH + pOH = 14
pH > 7 básico; pH = 7 neutro; pH < 7 ácido
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Escala de pH
Indicadores ácido-base
São substâncias que alteram a coloração
de acordo com o pH do meio em que
estão, e são usadas para determinar se
um composto é ácido, básico ou neutro.
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Ácidos e bases fortes
• Ácidos fortes:
São ácidos que se ionizam totalmente em
solução aquosa. Exemplos:
HCl, HBr, HI, HNO3, HClO3, HClO4 e H2SO4.
• Bases fortes:
São bases que se dissociam totalmente em
solução aquosa. Exemplos:
NaOH, KOH, Ca(OH)2
(cátions do grupo 1 e 2, óxidos metálicos,
hidretos e nitretos)
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Ácidos fracos
• Maioria dos ácidos são ácidos fracos, e
ionizam parcialmente em solução aquosa.
Para eles, pode-se chegar a uma
constante (Ka) medida quando a reação
de ionização está em equilíbrio:

HA(aq)  H+(aq) + A-(aq)

[H ] [ A ]
Ka 
[ HA ]
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Ácidos fracos
Ácidos Polipróticos
• É um ácido que tem mais de um H ionizável.
H2SO3(aq)  H+(aq) + HSO3-(aq)
Ka1 = 1,7 x 10-2
HSO3-(aq)  H+(aq) + SO32-(aq)
Ka2 = 6,4 x 10-8
Ka1 > Ka2
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Bases fracas
• As bases fracas ionizam parcialmente em
solução aquosa.
B(aq) + H2O  HB+ + OH-(aq)
• Sua constante básica (Kb), quando em equilíbrio
na reação de ionização, é dada por:
Kb = [HB+][OH-]
[B]
• Quanto maior o Kb mais forte é a base.
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Bases fracas
Existem 2 tipos de bases fracas:
1. Ânions de ácidos fracos
ClO-(aq) + H2O(l)  HClO(aq) + OH-(aq)
Kb = 3,33 x 10 -7
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Bases fracas
2. Substâncias neutras que têm átomos com
um par de elétrons não-ligantes que pode
servir como um receptor de próton (H+). A
maioria dessas bases contém um átomo de
nitrogênio ou a função amina.
Kb = 4,2 x 10-4
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Relação entre Ka e Kb
• A medida que a força de uma ácido
aumenta, a força de sua base conjugada
diminui. Portanto:
Ka  Kb = Kw
pKa + pKb = pKw = 14,00 a 25ºC
• O par conjugado tende a se neutralizar,
restando apenas a ionização da água.
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Caráter ácido e básico de soluções
salinas
• Os sais dissolvidos em água estão
completamente dissociados.
• Quase todos os sais são eletrólitos fortes.
• O pH resultante pode ser básico, ácido ou
neutro, dependendo da origem do sal.
Base Forte
Base Fraca
Ácido Forte
Neutro
Ácido
Ácido Fraco
Básico
Ácido/Básico
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Força do ácido em relação à
estrutura química
•
Fatores que afetam a força de um ácido:
1. Polaridade
2. Força das ligações
3. 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
• Ácido de Lewis é um receptor de par de
elétrons;
• Base de Lewis é um doador de par de elétrons;
Esta definição aumenta o número de espécies
que podem ser consideradas ácidos.
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Ácidos e bases de Lewis
•
A maioria dos 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+(aq)
Ka = 2 x 10-8
•
Ka para reações de hidrólise em geral aumenta
com o aumento da carga e a diminuição do raio
dos íons.
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Comportamento anfótero dos
aminoácidos
• É uma característica dos aminoácidos,
onde eles se comportam tanto como
ácido (ácido carboxílico) quanto como
base (amina).
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Comportamento anfótero dos
aminoácidos
• Devido a este comportamento, ocorre uma
reação interna formando uma molécula
chamada zwitterion (do alemão, íon híbrido).
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Referência bibliográfica
• T.L.Brown. H.E. LeMay, B.E. Bursten,
Química: a Ciência Central, 9ª. ed.. São
Paulo: Pearson Prentice Hall, 2005.