Ácidos e Bases: Uma Breve Revisão, Slides de Técnicas Analíticas

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QUÍMICA ANALÍTICA QUANTITATIVA

Profª Jeniffer Santos jeniffer.santos@unifacear.edu.br

• Arrhenius: os ácidos aumentam a [H
  • ] e as bases aumentam a [OH

] em solução. ácido + base → sal + água.

• Problema: a definição nos limita à solução aquosa.

Ácidos e bases:

uma breve revisão

Reações de transferência de Próton

• Brønsted-Lowry: o ácido doa H
  • e a base recebe H + .

• A base de Brønsted-Lowry não precisa conter OH

  . 

HCl( aq ) + H 2 O( l ) → H 3

O

( aq ) + Cl

• ( aq ):
• o HCl doa um próton para a água (ácido).
• a H 2 O recebe um próton do HCl (base).
• A água é uma substância anfótera (anfotérica) pois pode se comportar tanto como ácidos quanto como bases.

Ácidos e bases de

Brønsted-Lowry

Ácidos e bases de

Brønsted-Lowry

Ácido de Brönsted-Lowry Base de Brönsted-Lowry

Forças relativas de ácidos e bases

• Quanto mais forte é o ácido, mais fraca é a base conjugada.
• O H
  • é o ácido mais forte que pode existir no equilíbrio em solução aquosa.

• O OH

   é a base mais forte que pode existir no equilíbrio em 

solução aquosa.

Ácidos e bases de

Brønsted-Lowry

Forças relativas de ácidos e bases

O produto iônico da água

• Em água pura, estabelece-se o seguinte equilíbrio
• a 25 C
• O descrito acima é chamado de autoionização da água. H 2 O( l ) + H 2 O( l ) H 3 O + ( aq ) + OH - ( aq )
• 14 3

3 2 2 2 2

3 [H O ][OH ] 1. 0 10 [H O] [H O ][OH ] [H O] [H O ][OH ]

• −

= =   = = w eq eq K K K

Auto-ionização da água

• Na maioria das soluções a [H
  • ( aq )] é bem pequena.
• Definimos
• Em água neutra a 25 C, pH = pOH = 7,00.
• Em soluções ácidas, a [H
  • ] > 1,0  10 - 7 , então o pH < 7,00.
• Em soluções básicas, a [H
  • ] < 1,0  10 - 7 , então o pH > 7,00.
• Quanto mais alto o pH, mais baixo é o pOH e mais básica a solução. pH log[H O ] log[H ] pOH log[OH ] - 3 = − =− =−

A escala de pH

Outras escalas ‘p’

• Em geral, para um número X ,
• Por exemplo, pK w = - log K w

p X= −log X

pH pOH 14 log[H ] log[OH ] 14 pK log[H ][OH ] 14

[H ][OH ] 1. 0 10

w

• 14

• =

• − w

K

A escala de pH

A escala de pH

Ácidos fortes

• O ácido forte é geralmente a única fonte de H
  • . (Se a concentração em quantidade de matéria do ácido é menor do que 10
• 6 mol/L, a autoionização da água precisa ser considerada.)
• O pH da solução é a concentração em quantidade de matéria inicial do ácido.

Bases fortes

• A maioria dos hidróxidos iônicos são bases fortes (por exemplo, NaOH, KOH, e Ca(OH) 2

Ácidos e bases fortes

Bases fortes

• As bases fortes são eletrólitos fortes e dissociam-se completamente em solução.
• O pOH de uma base forte é dado pela concentração em quantidade de matéria inicial da base.
• Para um hidróxido ser uma base, ele deve ser solúvel. O 2 - ( aq ) + H 2 O( l ) → 2OH - ( aq ) H

( aq ) + H 2 O( l ) → H 2 ( g ) + OH

( aq ) N 3 - ( aq ) + 3H 2 O( l ) → NH 3 ( aq ) + 3OH

( aq )

Ácidos e bases fortes

• K

a é a constante de dissociação de ácido.

• A [H 2 O] é omitida na expressão de K a . (a H 2

O

é um líquido puro.)

• Quanto maior o K a , mais forte é o ácido.
• Se K a >> 1, o ácido está completamente ionizado e o ácido é um ácido forte.

Ácidos fracos

Cálculo de K

a

a partir do pH

• Para os ácidos fracos são simplesmente cálculos de equilíbrio.
• O pH fornece a concentração no equilíbrio de H
  • .
• Usando K a , a concentração de H + pode ser calculada.
• Escreva a equação química balanceada.
• Escreva a expressão de equilíbrio.
• Encontre o valor para K a

• Anote as concentrações iniciais e no equilíbrio para tudo exceto para a água pura. Geralmente supomos que a variação na concentração de H + é x.

Ácidos fracos