Acido e base experiencia, Notas de estudo de Química experimental

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ÁCIDOS E BASES

• Apresentado pelo químico, físico e matemático sueco

Svante August Arrhenius (1859-1927) em 1887.

• Ácidos são substâncias que, quando dissolvidas em água, aumentam a concentração de íons H+(aq) na solução. HCl (aq)  H+ (aq) + Cl- (aq) 100% ionizado ≡ ácido forte (eletrólito forte)
• Bases são substâncias que, quando dissolvidas em água, aumentam a concentração de íons OH-(aq) na solução.

NaOH (aq)  Na+ (aq) + OH- (aq)

100% dissociado ≡ base forte (eletrólito forte)

O CONCEITO DE ARRHENIUS PARA ÁCIDOS E BASES

• Apresentado, independentemente, pelos químicos J.N.

Brönsted e T.M. Lowry , em 1923.

• Ácidos são substâncias capazes de doar um próton a outras substâncias.
• Bases são substâncias capazes de aceitar um próton de outras substâncias.

O CONCEITO DE BRONSTED-LOWRY PARA ÁCIDOS E BASES

HNO 3 (aq) + H 2 O (l)  NO 3 - (aq) + H 3 O+ (aq)

ácido base

NH 3 (aq) + H 2 O (l)  NH 4 + (aq) + OH- (aq)

base ácido

HNO 3 (aq) + H 2 O (l)  NO 3 - (aq) + H 3 O+ (aq)

ácido de Bronsted

base de Bronsted

íon hidrônio

NH 3 (aq) + H 2 O (l)  NH 4 + (aq) + OH- (aq)

base de Bronsted

ácido de Bronsted

íon hidróxido

O CONCEITO DE BRONSTED-LOWRY PARA ÁCIDOS E

BASES

• Um íon H+, o núcleo de um átomo de hidrogênio, não é capaz de existir separadamente em água. H+^ combina-se com a água formando o íon hidrônio, H 3 O+,^ ou outros aglomerados, tais como H 5 O 2 +^ e H 9 O 4 +.

ÍON HIDRÔNIO

ÍON HIDRÔNIO

• A Tabela abaixo mostra alguns exemplos de pares ácido-base conjugados.
• Os pares ácido-base conjugados diferem entre si apenas em um próton.

O CONCEITO DE BRONSTED-LOWRY PARA ÁCIDOS E BASES: PARES ÁCIDO-BASE CONJUGADOS

Substância Ácido Base conjugada Ácido clorídrico HCl Cl- Ácido acético CH 3 COOH CH 3 COO- Ácido nítrico HNO 3 NO 3 - Ácido perclórico HClO 4 ClO 4 - Água H 2 O OH- Íon hidrônio H 3 O+^ H 2 O Íon bicarbonato HCO 3 -^ CO 32 - Cloreto de amônio NH 4 Cl NH 3

A reação entre o cloreto de hidrogênio e a amônia pode ocorrer

na ausência de solvente.

Segundo Brönsted – Lowry, o processo de neutralização, é

aquele em que ocorre uma transferência de prótons entre dois

pares ácido/base conjugados.

O CONCEITO DE BRONSTED-LOWRY PARA

ÁCIDOS E BASES

NH 3 (g) + HCl (g) NH 4 Cl (s)

TABELA: FORÇAS RELATIVAS DE ÁCIDOS E BASES Ácido Base ácido perclórico HClO 4 íon perclorato ClO 4 - ácido sulfúrico H 2 SO 4 íon hidrogenossulfato HSO 4 - ácido clorídrico HCl íon cloreto Cl- ácido nítrico HNO 3 íon nitrato NO 3 - íon hidrônio H 3 O+^ água H 2 O íon hidrogenossulfato HSO 4 -^ íon sulfato SO 4 2- ácido sulfuroso H 2 SO 3 íon hidrogenossulfito HSO 3 - ácido fosfórico H 3 PO 4 íon diidrogenofosfato H 2 PO 4 - ácido nitroso HNO 2 íon nitrito NO 2 - ácido fluorídrico HF íon fluoreto F- ácido acético CH 3 COOH íon acetato CH 3 COO- ácido carbônico H 2 CO 3 íon hidrogenocarbonato HCO 3 - ácido sulfídrico H 2 S íon hidrogenossulfeto HS- íon hidrogenossulfito HSO 3 -^ íon sulfito SO 3 2- íon amônio NH 4 +^ amônia NH 3 ácido cianídrico HCN íon cianeto CN- íon hidrogenocarbonato HCO 3 –^ íon carbonato CO 3 2- água H 2 O íon hidróxido OH- íon hidrogenossulfeto HS -^ íon sulfeto S 2- amônia NH 3 íon amideto NH 2 - íon hidróxido OH-^ íon óxido O2-

FORÇAS RELATIVAS DE ÁCIDOS E BASES

• Ao observar a posição dos ácidos HClO 4 , H 2 SO 4 , HCl e HNO 3 na Tabela, verificamos que eles estão acima do íon H 3 O+^ e que têm maior tendência em doar prótons do que o íon H 3 O+.
• Portanto, em solução aquosa, o íon H 3 O+^ é o ácido mais forte que pode existir.
• Paralelamente, qualquer base mais forte do que o OH-^ reage completamente com a água, formando OH-.
• Portanto, em solução aquosa, o íon OH-^ é a base mais forte que pode existir.

O CONCEITO DE BRONSTED-LOWRY PARA ÁCIDOS E BASES: FORÇAS RELATIVAS DE ÁCIDOS E BASES

• A força relativa de um ácido ou de uma base pode ser expressa quantitativamente com uma constante de equilíbrio.
• K a é uma constante de equilíbrio para um ácido em água.
• Para um ácido fraco, K a < 1.
• O valor de K a aumenta a medida que aumenta a força do ácido, ou seja, a medida que o ácido ioniza-se em maior extensão.

HA (aq) + H 2 O (l) A- (aq) + H 3 O+ (aq) K a = [A-][H 3 O+]/[HA]

O CONCEITO DE BRONSTED-LOWRY PARA ÁCIDOS E BASES: FORÇAS RELATIVAS DE ÁCIDOS E BASES

• Do mesmo modo, podemos escrever a constante de equilíbrio para uma base, K b.
• A Tabela a seguir mostra alguns ácidos e bases ordenados em função de sua capacidade de doar ou aceitar prótons e seus respectivos valores de K a e K b.
• Observa-se que quanto mais fraco é ácido, mais forte é sua base conjugada. Ou seja, quanto menor o valor de K a, maior o valor de K b correspondente.

B (aq) + H 2 O (l) BH+ (aq) + OH- (aq) K b = [BH+][OH-]/[B]

A ÁGUA E A ESCALA DE pH

2H 2 O (aq) H 3 O+ (aq) + OH- (aq)

auto-ionização da água

Kw = [H 3 O+][OH-] Kw = 1,0 x 10-14^ (a 25 oC)

[H 3 O+] = [OH-]= 1,0 x 10-7^ (solução neutra)

[H 3 O+]>[OH-] (solução ácida)

[H 3 O+]<[OH-] (solução básica)

pH = -log [H 3 O+] pOH = -log [OH-] Em água pura, a 25 oC pH = pOH-^ = 7,

• Apresentado por Gilbert Newton Lewis (1875-1946),

em 1916, mas aceito apenas a partir de 1923.

• Ácidos são substâncias capazes de aceitar um par de elétron de outros átomos para formar uma nova ligação.
• Bases são substâncias capazes de doar um par de elétron a outro átomo para formar uma nova ligação.

O CONCEITO DE LEWIS PARA ÁCIDOS E BASES

A + :B  A:B

BF 3 + :NH 3  H 3 N:BF 3