Reações ácido-base

Reações ácido-base
Ácidos
• Ácido = substâncias que se ionizam para formar H+ em solução
(por exemplo, HCl, HNO3, CH3CO2H - vinagre).
H+ é conhecido como próton
• Ácidos com um próton ácido são chamados monopróticos (por
exemplo, HCl).
HCl(aq)
H+ + Cl-(aq)
→
• Ácidos com dois prótons ácidos são chamados dipróticos (por
exemplo, H2SO4).
• Ácidos com muitos prótons ácidos são chamados polipróticos
Capítulo 04
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(H3PO
4).
Reações ácido-base
Parcial
Global
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Capítulo 04
Reações ácido-base
Escreva a equação química de ionização dos ácidos abaixo e, em
caso de ácido em equilíbrio com sua espécie não ionizada, escreva
a expressão de equilíbrio químico.
HCl(aq)
H2SO4(aq)
H3PO4(aq)
H2CO3(aq)
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HCl(aq)
→H
+
+ Cl-(aq)
→
CH3COOH(aq)
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→H
+
+ CH3COO-(aq)
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Força dos ácidos e bases
Ácido forte ionização quase completamente em
água gerando H3O+ e o respectivo ânion conhecida
como base conjugada. A quantidade de H ligado
ao Cl é desprezível em meio aquoso.
HCl (aq) + H2O →
H3O+(aq) + Cl-(aq)
HF<HCl < HBr < HI Por que esta diferença na força destes
ácidos?
A resposta reside na energia de dissociação!!!
Quanto menor for a energia de dissociação, maior a
facilidade de ocorrer ionização, portanto ácido mais forte.
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Capítulo 04
Reações ácido-base
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Capítulo 04
Reações ácido-base
Conceito de Arrhenius de ácido e base:
• Os ácidos, quando dissolvidos em água, aumentam a [H+] e as
bases, quando dissolvidas em água, aumentam a [OH-] em
solução.
• Arrhenius: ácido + base → sal + água.
• Problema: a definição nos limita à solução aquosa.
Ex.: HCl é um ácido de Arrhenius
NaOH é uma base de Arrhenius.
Mas, e a amônia dissolvida em água?????
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Reações ácido-base
O íon H+ em água
• O íon H+(aq) é simplesmente um próton sem elétrons. (O H tem
um próton, um elétron e nenhum nêutron.)
• Em água, o H+(aq) forma aglomerados.
• O aglomerado mais simples é o H3O+(aq). Aglomerados maiores
são H5O2+ e H9O4+.
H3O+(aq) é o íon hidrônio
• Geralmente usamos H+(aq) e H3O+(aq) de maneira intercambiável.
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Reações ácido-base
Considere:
HCl(g) + H2O(l) → H3O+(aq) + Cl-(aq)
A molécula de HCl doa um próton para a molécula de H2O.
Segundo a definição de Bronsted e Lowry:
Um ácido é uma substância (molécula ou íon) que pode
doar um próton para outra substância.
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Reações ácido-base
Considere:
HCl(aq) + NH3(g) → NH4+(aq) + Cl-(aq)
A molécula de HCl doa um próton para a molécula de NH3
que, logicamente, recebe o próton.
Segundo a definição de Bronsted e Lowry:
Uma base é uma substância (molécula ou íon) que pode
receber um próton de outra substância.
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Reações ácido-base
Considere:
NH3(aq) + H2O(l) → NH4+(aq) + OH-(aq)
A molécula de H2O doa um próton para a molécula de NH3 que,
logicamente, recebe o próton.
Nesta reação, segundo a definição de Bronsted e Lowry:
A amônia é uma base de Bronsted-Lowry, pois recebe um próton.
A amônia é uma base de Arrhenius, pois quando dissolvida em água
gera íons OH-.
A água é um ácido de Bronsted-Lowry, mas não é um ácido de
Arrhenius.
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Reações ácido-base
Quais são as características necessárias para ser um ácido e
uma base de Bronsted-Lowry??
Ácido =
Base =
a molécula ou íon deve ter disponibilidade de átomo
de hidrogênio que pode ser perdido.
a molécula ou íon deve ter pares de elétrons
disponíveis para receber o íon H+.
Exemplo:
H2O atua doando prótons em presença de amônia
H2O atua recebendo prótons em presença de HCl
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Força dos ácidos e bases
HX (aq) + H2O →
ácido
base
H3O+(aq) + X-(aq)
Ácido
conjugado
Base
conjugada
Se a base conjugada remover o H+ do íon hidrônio, volta a
formar-se o ácido associado. Portanto o ácido será FRACO!
Se a base conjugada NÃO conseguir remover o H+ do íon
hidrônio, o ácido permanecerá dissociado, portanto ácido será
FORTE!
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Ácidos e bases comuns
Ácidos Fortes
Bases Fortes
HCl
LiOH
HBr
NaOH
HI
KOH
HNO3
HClO4
H2SO4
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Força dos ácidos e bases
Quanto maior a habilidade da base conjugada estabilizarse com a carga negativa, mais forte será o ácido.
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Reações ácido-base
A base conjugada (HSO4-) do ácido sulfúrico (H2SO4)é estabilizada
devido ao efeito de ressonância em sua estrutura química. Portanto,
é uma base fraca (não tem força para capturar o próton novamente).
Isso torna o ácido sulfúrico um ácido forte
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A estabilidade da base conjugada afeta diretamente a força do ácido!
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Reações ácido-base
Bases
Escreva a equação de dissociação das seguintes bases em
meio aquoso, se for uma base fraca represente a equação
de equilíbrio químico:
a)
b)
c)
d)
Mg(OH)2, hidróxido de magnésio
Na2CO3 carbonato de sódio
NH3, amônia
NaHCO3 bicarbonato de sódio
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Reações ácido-base
Principais ácidos e suas aplicações
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Principais ácidos e suas aplicações
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Principais ácidos e suas aplicações
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Principais ácidos e suas aplicações
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Principais ácidos e suas aplicações
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Bases
• Leite de Magnésia™.
Suspensão de Mg(OH)2 em água. Portanto,
insolúvel em água.
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Reações ácido-base
Principais bases e suas aplicações
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Reações ácido-base
Principais bases e suas aplicações
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Reações ácido-base
Reações de neutralização
• A neutralização ocorre quando uma solução de um ácido e a de
uma base são misturadas:
HCl(aq) + NaOH(aq) → H2O(l) + NaCl(aq)
• Observe que formamos um sal (NaCl) e água.
• A neutralização entre um ácido e um hidróxido metálico produz
água e um sal.
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Reações ácido-base
Exercite:
Escreva a equação química balanceada para:
a) reação de ácido carbônico e hidróxido de potássio.
b) Reação de hidróxido de bário com ácido acético.
c) Reação de ácido clorídrico e bicarbonatos de sódio.
d) Reação de carbonato de sódio e ácido clorídrico (aula prática!)
Todas reações em meio aquoso.
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Cálculo de pH
Cálculo de pH
p = -log
H = [H +] = concentração (mol/L) do próton H+
Portanto,
pH = -log [H +]
pX = -log [X ]
pY = -log [Y ]
pOH = -log [OH -]
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Escala de pH
pH + pOH =14
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Escala de pH
Ionização total
Ionização parcial
(Constante de equilíbrio,K)
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Cálculo de pH
Exercite “Cálculo de pH” 1
a) Uma solução formada pela dissolução de um comprimido
antiácido tem pH de 9,18. Calcule [H+] e [OH-].
b) Uma amostra de suco de maçã que foi espremido
recentemente tem 1,7 x 10-4 mol/L de íons H+. Determine pH e
pOH.
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Capítulo 04
Cálculo de pH
Ácido forte e base forte: Ioniza totalmente
HCl (aq) → H+ (aq) + Cl-(aq)
Mg(OH)2(aq) → Mg2+(aq) + 2OH-(aq)
Ácido fraco e base fraca: ionização parcial
HC2H3O2(aq)
NH3(aq) + H2O(l)
H+(aq) + C2H3O2-(aq)
NH4+(aq) + OH-(aq)
Ka = constante de dissociação do ácido
Kb = constante de dissociação da base
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Cálculo de pH
Exercíte “Cálculo de pH” 2
a) Qual é o pH de uma solução aquosa de hidróxido de magnésio 0,10
mol/L?
b) Qual é o pH de uma solução aquosa de ácido clorídrico 0,10 mol/L?
Qual será o percentual de ionização do ácido?
c) Qual é o pH de uma solução aquosa de ácido acético 0,10 mol/L?
Qual será o percentual de ionização do ácido?
d) Qual será o ácido mais forte b) ou c)?
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Neutralização ácido-base Curva
de titulação Potenciométrica
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Neutralização ácido-base Curva
de titulação Potenciométrica
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Neutralização ácido-base Curva
de titulação Potenciométrica
Base forte
Ácido fraco
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Neutralização ácido-base Curva
de titulação Potenciométrica
Base fraca titulada com ácido forte
Ácido
forte
Base fraca
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Neutralização ácido-base
Indicadores
De acordo com o pH de viragem de cada ácido ou
base, deve-se selecionar o indicador de viragem
mais adequado.
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Neutralização ácido-base
Indicadores: Como escolher
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Capítulo 04
Neutralização ácido-base
1) O eletrólito empregado em baterias de automóvel é uma solução
aquosa de ácido sulfúrico. Uma amostra de 7,50 mL da solução de uma
bateria requer 40,0 mL de hidróxido de sódio 0,75 M para sua
neutralização completa. Calcule a concentração molar do ácido na
solução da bateria
2)Suponha que 20 mL de HCl(aq) 0,10 mol/L foi misturado à 30 mL de
NaOH (aq) 0,10 mol/L. Qual será o pH e o [OH-] da solução final?
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Capítulo 04
Neutralização ácido-base
23) Segundo notícia publicada no jornal Correio Popular (Campinas) de
23/11/88, um caminhão tanque tombou nas proximidades de Itanhaém,
causando um vazamento de 20 toneladas (2 x 107 g) de ácido sulfúrico
concentrado (H2SO4). A equipe de atendimento de acidentes usou cal
extinta (Ca(OH)2) para neutralizar o ácido. Admitindo-se que o H2SO4
é 98%, calcule a massa mínima de Ca(OH)2 necessária para a
neutralização total do ácido derramado.
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Capítulo 04
Ácidos e Bases de Lewis
A teoria de Lewis para ácidos e bases é ampla e engloba os conceitos de
Bronsted-Lowry e Arrhenius.
Segundo a Teoria de ácidos e bases de Lewis:
• Ácidos são receptores de pares de elétrons
(tipicamente átomos deficientes em elétrons, boro, alumínio, por
exemplo).
• Bases são doadores de pares de elétrons
(átomos eletronegativos e com pares de elétrons isolados, como N, O,
Cl, Br, etc).
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Capítulo 04