Apostila - Produto Iônico

reconhecimento da ocorrência de uma reação química (saída de gás; mudança de cor; variação de temperatura; formação de compostos pouco solúveis e de compostos pouco dissociados);

ObservaçãoObservação

Reações em soluçãoReações em solução

Casa: Cozinhando: - fermento (NaHCO3) (base)

- vinagre (HOAc) (ácido)

Limpeza: - ajax (NH3) (base)

Frutas: Limão; laranja (ácidos)

Solo: adição de Ca(OH)2/CaCO3 (base)

Automóvel: bateria = ácido sulfúrico

Medicina : antiácidos: Mg(OH)2 e NaHCO3 (base)

Grupo de SubstânciasGrupo de Substâncias

Friendrich Kohrausch (1840-1910) Friendrich Kohrausch (1840-1910)

a auto- ionização da água pura produz concentração muito baixa de íons H3O+ e OH-

HH22O + HO + H22O HO H33OO++(aq) + OH(aq) + OH--

(aq)(aq)

K =K = [H[H33OO++]][OH[OH--]]

[H[H22O] O] 22

KK [H[H22O] O] 22 = = [H[H33OO++]] [OH[OH--]]

KKww = = [H[H33OO++]] [OH[OH--]]constante de constante de

ionização da águaionização da água[H[H22O] = 55,5 O] = 55,5

mol/L mol/L constante (25 constante (25

ºC)ºC)

Reação de auto-ionização da águaReação de auto-ionização da água

HH22O + HO + H22O HO H33OO++(aq) + OH(aq) + OH--

(aq)(aq)Medida de condutividade elétrica: Medida de condutividade elétrica:

[H[H33OO++] =] =[OH[OH--] = 1,0 x 10] = 1,0 x 10-7-7 mol/L 25 ºC mol/L 25 ºC

KKww = 1,0 x 10 = 1,0 x 10-14 -14 25 ºC25 ºC constante de ionização da constante de ionização da

águaágua

Reação de auto-ionização da águaReação de auto-ionização da água

KKww = = [H[H33OO++]][OH[OH--]]

= (1,0 x 10= (1,0 x 10-7-7) (1,0 x ) (1,0 x 1010-7-7) ) = 1,0 x 10= 1,0 x 10-14-14

Para soluções aquosas, 25 ºC:Para soluções aquosas, 25 ºC:

Solução neutra: [HSolução neutra: [H33OO++] = [OH] = [OH--] ] [H[H33OO++] = [OH] = [OH--] = 1,0 x 10] = 1,0 x 10-7-7 mol/L mol/L

Solução ácida: [HSolução ácida: [H33OO++] > [OH] > [OH--] ] [H[H33OO++] > 1,0 x 10] > 1,0 x 10-7-7 mol/L e mol/L e

[OH[OH--] < 1,0 x 10] < 1,0 x 10-7-7 mol/L mol/L

Solução básica: [HSolução básica: [H33OO++] < [OH] < [OH--] ] [H[H33OO++] < 1,0 x 10] < 1,0 x 10-7-7 mol/L e mol/L e

[OH[OH--] > 1,0 x 10] > 1,0 x 10-7-7 mol/L mol/L

Equilíbrio Ácido-BaseEquilíbrio Ácido-Base

Ácidos e Bases: Uma breve Ácidos e Bases: Uma breve revisãorevisão

Arrhenius:Arrhenius: ácidos aumentam a [H+] e bases aumentam a [OH-] em uma solução aquosa.

Arrhenius: ácido + base sal + água.Problema: a definição se aplica a soluções aquosas.

ÁcidosÁcidos = substâncias que produzem íons H3O+ (H+), quando dissolvidos em água

BasesBases = substâncias que produzem íons OH-, ao serem dissolvidos em água

Ácido: gosto azedo e causa mudança de cor em pigmentos. Bases: gosto amargo e sensação

escorregadia.

HCl(aq) + HHCl(aq) + H22O(aq) HO(aq) H33OO++(aq) + Cl(aq) + Cl--

(aq)(aq)HCl em água= ácido forte (100% dissociado)

ArrheniusArrhenius

NaOH(aq) + HNaOH(aq) + H22O(aq) NaO(aq) Na++(aq) + OH(aq) + OH--

(aq)(aq)

NaOH em água= base forte (100% dissociada)

Ácidos e Bases - ExemplosÁcidos e Bases - Exemplos

Ácidos e Bases - Ácidos e Bases - ArrheniusArrhenius

Clusters H5O2+

• Em água, H+(aq) forma clusters.

• O cluster mais simples H3O+(aq).

• Usa-se ou H+(aq) ou H3O+(aq).

O íon HO íon H++ em água em água

Clusters H9O4

+

Reações de transferência de HReações de transferência de H++

Brønsted-Lowry: ácido doa HBrønsted-Lowry: ácido doa H++ e base e base aceita Haceita H++..Base de Brønsted-Lowry não necessita conter OH-.

Ácidos e Bases - Brønsted-Ácidos e Bases - Brønsted-LowryLowry

exemplo: HCl(aq) + H2O(l) H3O+(aq) + Cl-

(aq)

HCl doa um próton a água. Portanto, HCl é um ácido. H2O aceita um próton do HCl. Portanto, H2O é uma base.

Água = comportamento de ácido ou de base.

Substâncias Anfóteras = comportamento como ácidos ou como bases.

Conceito de Bronsted-LowryConceito de Bronsted-Lowry: conceito de pares conjugados (mais abrangente e pode ser aplicado a outros solventes, além da água).

Equilíbrio da águaEquilíbrio da água

HH22O + HO + H22O HO H33OO++(aq) + OH(aq) + OH--

(aq)(aq)espécie que doa

H+

(ácido (ácido 1)1)

espécie receptora

de prótons(base 2)(base 2)

derivado da base

2(ácido 2)(ácido 2)

derivado do ácido

1(base 1)(base 1)

Ácido:Ácido: doadores de prótons: > a concentração de íons [H3O+], acima do valor determinado pela auto dissociação da águaBase:Base: receptores de prótons: < a concentração de íons [H3O+], qualquer substância que forneça OH- (é uma base); retira H+ com formação de água

Ácidos e Bases - Brønsted-Ácidos e Bases - Brønsted-LowryLowry

Outros Outros solventessolventes

Bronsted-LowryBronsted-Lowry

NHNH33(aq) + NH(aq) + NH33(aq) NH(aq) NH44++(aq) + NH(aq) + NH22

--(aq)(aq)

espécie que doa

H+

(ácido (ácido 1)1)

espécie receptor

a de prótons(base 2)(base 2)

derivado da base

2(ácido 2)(ácido 2)

derivado do ácido

1(base 1)(base 1)

equilíbrio deslocadoequilíbrio deslocado

NHNH22-- é uma base mais forte que é uma base mais forte que

NHNH33

Ácidos e Bases - Brønsted-Ácidos e Bases - Brønsted-LowryLowry

Conceito de Lewis:Conceito de Lewis:

HH++(aq) + :OH(aq) + :OH--(aq) H(aq) H22OO

ácido de Lewis: ácido de Lewis: aceptor pares de aceptor pares de

elétronselétrons

base de Lewis: base de Lewis: doador de pares doador de pares

de elétronsde elétrons

Ácidos e Bases - LewisÁcidos e Bases - Lewis

• Ácido de Brønsted-Lowry = doador de próton.• Focalizando nos elétrons: ácido de Lewis = aceptor de par de elétrons.

Ácidos e Bases - Ácidos e Bases - LewisLewis

• ácidos e bases de Lewis não ácidos e bases de Lewis não necessitam conter prótons. necessitam conter prótons.

ácido de Lewis: ácido de Lewis: recebe pares de recebe pares de

elétronselétrons

base de Lewis: base de Lewis: doa pares de doa pares de

elétronselétrons

Exemplo Exemplo 1:1:

todos os íons metálicos = ácidos de Lewis (diferente afinidade por ligante) e os ligantes = bases de Lewis

FeFe3+3+(aq) + SCN(aq) + SCN--(aq) [FeSCN](aq) [FeSCN]2+2+

((aq)aq)

Exemplo 2:Exemplo 2:

base de Lewisbase de Lewis ácido de Lewisácido de Lewis

HH33N + BFN + BF33 HH33N:BFN:BF33

Ácidos e BasesÁcidos e Bases

Ácido BaseÁcido Base

LewisLewis

Produzem íons H3O+ (H+)

= dissolvidos em H2O

Produzem íons OH-

= dissolvidos em H2O

BronsteBronsted - d -

LowryLowry

H+(aq) + :OH-(aq) H2O

Doa pares

de elétrons

Aceita pares de elétrons

ArrheniusArrhenius

Aceita um próton [H+]

=[H3O+]

H2O + H2O H3O+(aq) + OH-

(aq)a1a1

a2a2b2b2b1b1

Doa próton [H+] =[H3O+]

Reações opostas e competitivas entre ácidos e bases: temos duas bases competindo pelo mesmo próton: HOH e Cl-: a água tem maior afinidade pelo próton que o Cl- (a água é uma base a água é uma base mais forte que o Clmais forte que o Cl--);); HCl é melhor doador de prótons que o íon H3O+ (HCl = HCl = ácido forte, 100% dissociadoácido forte, 100% dissociado)

equilíbrio deslocadoequilíbrio deslocado

espécie que doa

H+

(ácido (ácido 1)1)

espécie receptor

a de prótons(base 2)(base 2)

derivado da

base 2(ácido (ácido

2)2)

derivado do ácido 1(base 1)(base 1)

HCl(aq) + HHCl(aq) + H22O(aq) HO(aq) H33OO++(aq) + Cl(aq) + Cl--

(aq)(aq)

Ácidos e Bases - Brønsted-Ácidos e Bases - Brønsted-LowryLowry

Ácidos e Bases - Brønsted-Ácidos e Bases - Brønsted-LowryLowry

HCl(aq) + H2O(l) H3O+(aq) + Cl-(aq)

HCl doa um próton a águaHCl = ácido conjugados 1

H2O aceita um próton do HCl

H2O = base conjugada 2

Cl- = base conjugada 1 H3O+ = ácido conjugado 2

Pares de Ácido-Base ConjugadosPares de Ácido-Base ConjugadosProduto do ácido após a doação do próton = base conjugadabase conjugada.Produto da base após aceitar o próton = ácido conjugadoácido conjugado.

HA(aq) + H2O(l) H3O+(aq) + A-(aq)

Ácidos e Bases - Brønsted-Ácidos e Bases - Brønsted-LowryLowry

HA (ácido) perde seu próton = convertido em A- (base). Portanto, HA e A- são pares ácido-base conjugados.

H2O (base) ganha próton = convertido em H3O+ (ácido). Portanto, H2O e H3O+ são pares ácido-base conjugados.

100% ionizado em H2O fo

rte

Ácido Base

insig

nific

ante

insig

nific

ante

fort

e

100% protonado

em H2O

fraco

fraco

Aum

ento

da

forç

a ác

ida

Aum

ento

da

forç

a bá

sica

As concentrações de íons H3O+ (H+) em solução são freqüentemente muito pequenas: trabalha – se com soluções diluídas.

Exemplo: [HExemplo: [H++] na solução saturada de CO] na solução saturada de CO22 = 1,2 x10= 1,2 x10-4-4 mol/L mol/L

Concentração de íons H+ = expressa em termos do negativo do logaritmo decimal de sua concentração(mol/L) = pH

pH = - log[HpH = - log[H++]]

pH (solução de CO2) = - log (1,2 x10-4) = 3,92

Água neutra: [HÁgua neutra: [H33OO++] = [OH] = [OH--] ] [H[H33OO++] = [OH] = [OH--] = 1,0 x 10] = 1,0 x 10-7-7 mol/L mol/L

pH = - log(1,0 x 10pH = - log(1,0 x 10-7-7) = 7) = 7

Escala de pHEscala de pH

Escala de pHEscala de pH

pH = - log[HpH = - log[H++] = - log[H] = - log[H33OO++] e ] e

pOH = - log[OHpOH = - log[OH--]]

Na água neutra a 25 C:

[H[H++] = [OH] = [OH--] = 1,0 x 10] = 1,0 x 10-7-7

pH = pOH = 7,0 (meio neutro)pH = pOH = 7,0 (meio neutro)

Em soluções ácidas:

[H[H++] > 1.0 ] > 1.0 10 10-7-7; pH < 7,0.; pH < 7,0.

Em soluções básicas:

[H[H++] < 1.0 ] < 1.0 10 10-7-7; pH > 7,0.; pH > 7,0.

Quanto > o pH, mais básica é a

solução.

Escala de pHEscala de pH

amônia

suco de limãovinagre

vinhotomate

café preto

leitesalivachuva

leite de magnésia

suco gástrico

bórax

água do marsangue, lágrimas

NaOH, 0,1mol/L

mai

s ác

ido

mai

s bá

sico

Medida de Medida de pH ?pH ?

• Método mais preciso de se medir o pH Método mais preciso de se medir o pH = pH metro ; escala em unidades de pH: = pH metro ; escala em unidades de pH: eletrodo de vidro combinado (ECS)eletrodo de vidro combinado (ECS)

Escala de pHEscala de pH

eletrodo de vidro:eletrodo de vidro:  Ag-AgCl (eletrodo) (0,1M, HCl)Ag-AgCl (eletrodo) (0,1M, HCl)**

eletrodo de referência: eletrodo de referência: calomelano: solução de calomelano: solução de

KCl; Hg; HgKCl; Hg; Hg22ClCl22

ácidoácido

suco de limãomaçã

suco de tomate

básicobásico

**

ácido de bateria

vinagre

muitas espécies de

peixes mortos

água da chuva “pura”

leiteneutro

sangue humano

água do mar leite de

magnésia amônia

urina human

a

bicarbonato de sódio

SalivapH 5,7 – 7,1

pH 4,5 – 5 pH 5,6

membrana permeável a íons H+

• Certos tipos de pigmentos mudam de cor com a mudança de pH = indicadores ácido – base =indicadores ácido – base = ácidos/bases orgânicos fracos.

Medida de Medida de pH ?pH ?

Escala de pHEscala de pH

HIn(aq) H+(aq) + InHIn(aq) H+(aq) + In--

(aq) (aq) forma ácidaforma ácida forma básicaforma básica

faixa de viragemfaixa de viragem

KKindind = [H = [H++] [In] [In--]][HIn][HIn]

pKpKindind = - log K = - log Kindind = pH – log = pH – log [In-]/[HIn][In-]/[HIn]

pKind = pH pKind = pH ± 1± 1

[In[In--]/ [Hin] ]/ [Hin] [1/10 ou 10/1] : distinção de cores [1/10 ou 10/1] : distinção de cores

[HIn][HIn]KKindind [H[H++]] [In[In--]]==

Medida de pH ?Medida de pH ?Escala de pHEscala de pH

fenolftaleína

Amarelo de

alizarina R

Metil violeta

Azul de Timol

Alaranjado de metila

Vermelho de metila

Azul de bromotimol

amarelo

amarelo amarel

o

amarelo

amarelo

amarelo

amarelo

violeta

vermelho

vermelho

vermelho

vermelho

azul

azul

incolor rosa

pH - Faixa de viragem do indicador

OH

C

OHC OO

C OOO

O

C

Forma Forma básica básica = =

rosarosa

Forma ácida Forma ácida = incolor = incolor

Indicador ácido-baseIndicador ácido-basefenolftaleína (K = 4,0 x10fenolftaleína (K = 4,0 x10-10-10))

pH=9,4 - faixa de viragem: 8,3-pH=9,4 - faixa de viragem: 8,3-10,010,0

Indicador ácido-baseIndicador ácido-base

vermelho de metila (K = 1,3 x vermelho de metila (K = 1,3 x 1010-5-5))

pH=4,9 - faixa de viragem: pH=4,9 - faixa de viragem: 4,4-6,2 4,4-6,2

COCO22--

COCO22HH

N - NN - N

N NN N (CH(CH33))22NN

(CH(CH33))22NN ++

HHForma ácida = Forma ácida = vermelha vermelha

Forma básica Forma básica = amarela= amarela

Indicador universalIndicador universal

indicador universalindicador universal = vermelho de metila (0,120g) + fenolftaleína (1,00g) + azul de bromo timol (0,500g) em 1L de álcool e NaOH (0,050M) até ficar verde: gama de cores que variam de acordo com o valor do pH (1,0-12,0)

1 2 3 4

5 6 7 8

9 10 11 12

Papel indicador Papel indicador universaluniversal = mistura de corantes de permitem avaliar o pH no intervalo de 1 a 10, através da variação de corUsado em soluções coloridasUsado em soluções coloridas

• em uma solução o ácido forte = usualmente a única fonte H+; (se a concentração mol/L do ácido é menor que 10-6 mol/L deve-se considerar a auto-ionização da água.)

• pH da solução é dado pela concentração inicial mol/L do ácido.

HCl(aq) + HHCl(aq) + H22O(aq) HO(aq) H33OO++(aq) + Cl(aq) + Cl--

(aq)(aq)

HCl (0,01mol/L)

Ácidos fortesÁcidos fortes

HCl em água= ácido forte (100% dissociado)

pH = 2pH = 2

Ácidos fortesÁcidos fortes

Ácidos fortes mais comuns = HCl, HBr, HI, HNO3, HClO3, HClO4, and H2SO4.

Ácidos fortes são eletrólitos fortes.

Ácidos fortes = em solução se inoizam completamente :

Desde que pode-se usar H+ ou H3O+:

HNOHNO33((aqaq) ) H H++((aqaq) + NO) + NO33--

((aqaq))

HNO3(aq) + H2O(l) H3O+(aq) + NO3-(aq)

Ácidos fracos estão apenas parcialmente ionizados em solução. Há uma mistura de íons e ácido não ionizado na solução. Equilíbrio de ácidos fracos:

HA(aq) + H2O(l) H3O+(aq) + A-(aq)

HA(aq) H+(aq) + A-(aq)

[HA]]][AO[H -

3

aK

[HA]]][A[H -

aK

Ka = constante de dissociação do ácido

ou

Ácidos fracosÁcidos fracos

Ácidos fracos em águaÁcidos fracos em água

ÁcidoFórmula

molecularFórmula

estruturalBase

conjugada

Próton ionizável em azul

Fenol

Ciânico

Hipocloroso

Acético

Benzóico

Nitroso Fluorídrico H

H

H

H

HH

H

Ácidos fracosÁcidos fracos

Usando Usando KKaa para calcular o pH para calcular o pH

Escreva a equação química balanceada do equilíbrio. Escreva a expressão de Ka e as concentrações inicial e no equilíbrio (x = mudança na concentração de H+).

pH = - log [H+] = - log [1,4x 10-3]pH = 2,9

Ácidos fracosÁcidos fracos

% de ionização% de ionização = força do ácido

100]HA[

][Hionização %

0

. equ = 1,4 %

Ácidos fracosÁcidos fracos

Ácidos fracosÁcidos fracos

Concentração do ácido (mol/L)

% io

niza

ção

% ionização de um ácido fraco diminui com o aumento da

concentração (mol/L) da solução

Ácidos fracosÁcidos fracos

Ácidos PolipróticosÁcidos Polipróticos• Perda de prótons em etapas• A cada etapa corresponde um

valor de Ka• As constantes sucessivas variam

na ordem: Ka1 > Ka2 > .....

H2SO3(aq) H+(aq) + HSO3-(aq)

HSO3-(aq) H+(aq) + SO3

2-(aq)

Ka1 = 1.7 x 10-2

Ka2 = 6.4 x 10-8

• Quanto maior a carga negativa do ânion, mais difícil é remover o próton.

Ácidos fracosÁcidos fracos

Diagrama de distribuição das espécies em equilíbrio

H2CO3 HCO3- CO3

2-fração

()

0

0,2

0,4

0,6

0,8

0 2 4 6 8 10 12pH

Ácidos fracosÁcidos fracos

HCO3- (aq) H+(aq) + CO3

2-(aq) K2 = 5,6 x 10-11

H2CO3(aq) H+(aq) + HCO3- (aq) K1 = 4,3 x 10-7

Ácidos fracosÁcidos fracos

Solução aquosa de ácido fosfóricoSolução aquosa de ácido fosfórico

H3PO4(aq) H+(aq) + H2PO4- (aq)

K1 = 7,5 x 10-3

H2PO4- (aq) H+(aq) + HPO4

2- (aq)

K2 = 6,2 x 10-8

HPO42- (aq) H+(aq) + PO4

3-

(aq) K3 = 4,2 x 10-13

Somando-se as três equações de dissociação

H3PO4(aq) 3H+(aq) + PO43- (aq)

Cítrico

Oxálico

FosfóricoSulfuroso

SulfúricoTartárico

Carbônico

Ascórbico

Constantes de dissociação de alguns ácidos polipróticosConstantes de dissociação de alguns ácidos polipróticos

Nome Fórmula

Ácidos fracosÁcidos fracos

* A diferença de eletronegatividade entre C e H = pequena; a ligação C-H é não-polar; CH4 = propriedade nem ácida nem básica.

Propriedades nem ácida nem básica

Propriedades nem ácida nem básica

Base fraca

Base fraca

Ácido fraco

Ácido fraco

Ácido forte

Período 2

Período 3

Grupo ou Família

Aumento força do ácido

Aumento força do ácido

Aumento da força da base

Aumento da força da base

Ácidos BináriosÁcidos Binários

**

**

*

** HF, HCl, HBr, HI

Ácido fracoÁcidos fortes

Ácidos BináriosÁcidos Binários

> diferença eletronegatividade entre H e X (ligação mais polar)< raio do ânion (> força de atração H-X)

HF (Ka = 3,7 x 10-3)HCl (Ka = 1,8 x 108)HCl (Ka = 2,7 x 1010)HI (Ka = 2,0 x 1011)

Ligação de hidrogênio para o HF

HOCl , HClO2 , HClO3 , HClO4

< força do ácido

(ácido forte)

HOCl , HClO2 , HClO3 , HClO4

Oxiácidos Oxiácidos

Considerando HClO2: H – O – Cl - O

O (EN = 3,5) > Cl (EN = 3,0): atraí o par de elétrons da ligação (Cl–O) mais fortemente; por sua vez o Cl irá atrair mais fortemente o par de elétrons do O da ligação (O – H), deixando esta ligação mais polarizável (H+ mais facilmente ionizável). Ao se aumentar o número de átomos de oxigênio (O) ligados ao Cl aumenta-se a polaridade da ligação O-H e a força do ácido aumenta.

• A grande maioria dos hidróxidos iônicos são bases fortes (p.ex. NaOH, KOH, Ca(OH)2).• Bases fortes são eletrólitos fortes e se dissociam completamente em solução.• pOH (e portanto o pH) de uma base forte é dado pela concentração mol/L inicial da base. Cuidado com a estequiometria. • Bases não precisam ter o íon OH- na fórmula:O2- (aq) + H2O (l) 2OH- (aq)

H- (aq) + H2O (l) H2 (g) + OH- (aq)

N3- (aq) + H2O (l) NH3 (aq) + 3OH-

(aq)

Bases fortesBases fortes

Bases fracas removem prótons das substâncias.Há um equilíbrio entre a base e os íons resultantes:

Exemplo:

A constante de dissociação da base (Kb):

NH3(aq) + H2O(l) NH4+(aq) + OH-(aq)

]NH[]OH][NH[

3

-4

bK

Bases fracasBases fracas

Weak base + H2O conjugate acid + OH-Base fraca Ácido conjugado

Bases geralmente tem pares de

elétrons isolados ou cargas

negativas para poderem atacar

os prótons.

Muitas bases fracas neutras

contém nitrogênio.

Aminas são relacionadas com a

amônia e tem uma ou mais

ligações N-H trocador por

ligações N-C (p.ex. CH3NH2 =

metilamina).

Bases fracasBases fracas

Amônia(NH3)

Piridina(C5H5N)

Hidroxilamina(H2NOH)Metilamina(NH2CH3)

íon carbonato(CO3

2-)

íon hipocloroso(ClO-)

Estrutura Lewis

ácido conjugado Reação de

equilíbrio

Algumas bases fracas e seus equilíbrios em solução Algumas bases fracas e seus equilíbrios em solução aquosaaquosa

íon hidrogenosulfi

to(HS-)

Ácido: HA + HÁcido: HA + H22O HO H33OO+++ A+ A-- Ka Ka

Relação entre KRelação entre Kaa e e KKbb

• Quantificar a relação entre a força do ácido e da base conjugada

Base conjugada: HBase conjugada: H22O + AO + A-- HA + OH HA + OH-- Kb Kb

2H2O H3O++ OH- Kw = Ka x Kb

ppKKaa + p + pKKbb = p = pKKww

Para uma dado par ácido-base conjugado: Ka . Kb Para uma dado par ácido-base conjugado: Ka . Kb = Kw= Kw

Relação entre KRelação entre Kaa e e KKbb

Todas as soluções tem sempre o mesmo valor de pH?

o que significa?o que significa? sal formado = base forte (NaOH) + ácido forte (HCl) = 100% dissociados em solução = [H+] e [OH-] livres são iguais

pH reflete a neutralidade da pH reflete a neutralidade da soluçãosolução

Propriedades ácido- base de soluções Propriedades ácido- base de soluções de sais de sais

NaCl em água, qual é o NaCl em água, qual é o pH?pH?

1 2 3 4

5 6 7 8

9 10 11 12pH=7,0pH=7,0

Sal derivado de ácido fraco ou de base fraca

tendência a ficar associada

Base fracaBase fraca: B+(aq) + HOH BOH(aq) + H+(aq) pH<7,0pH<7,0

ácido fracoácido fraco: A-(aq) + HOH HA(aq) + OH-

(aq) (b2) (b2) (ac1)(ac1) (ac2) (ac2) (b1)(b1)

pH>7,0pH>7,0 HOH: doa 1 próton para o A- = ácido de Bronsted-LowryA-: recebe 1 próton da água = base de Bronsted-Lowry

Reação com a água: Reação com a água: HidróliseHidrólise

Propriedades ácido- base de soluções Propriedades ácido- base de soluções de sais de sais

Propriedades ácido - base das soluções dependem da reação dos íons com a água produzindo H+ ou OH- = hidrólise.hidrólise.

Solução de sais derivados de um ácido forte e de uma base forte = ácido forte e de uma base forte = neutraneutra [p.ex. NaCl, Ca(NO3)2].

Solução de sais derivados de uma base forte e de um ácido fraco = base forte e de um ácido fraco = básicabásica [p.ex. NaOCl, Ba(C2H3O2)2].

Solução de sais derivados de uma base fraca e de um ácido forte = base fraca e de um ácido forte = ácidaácida [p.ex. NH4Cl, Al(NO3)3].

Solução de sais derivados de um ácido fraco e de uma base fracaácido fraco e de uma base fraca = pode ser ácida ou básica = Regras do equilíbrio.

Propriedades ácido- base Propriedades ácido- base de soluções de sais de soluções de sais

Íons em solução aquosaÍons em solução aquosa

ÂnionÂnion

CátionCátion

Neutra Básica ÁcidaNeutra Básica Ácida

Cl-, NO3-,

Br-, I-, ClO4

-

OAc-, CN-, F-, NO2

-, HCO3-,

CO32-, S2-,

HS-, PO43-,

HPO42-

HSO4-,

H3PO4-

Li+, Mg2+, Na+,

Ca2+, K+, Ba2+

Al3+, NH4+

íons metais de transição

NaH2PO4

Dissociação ou Hidrólise?Dissociação ou Hidrólise?

Dissociação:Dissociação:

Hidrólise:Hidrólise:

Ka2 > KhKa2 > Kh

H2PO4- HPO4

2- + H+

Ka2 = [HPOKa2 = [HPO442-2-][H][H++]/[HPO]/[HPO44

2-2-] = 6,2 x 10] = 6,2 x 10-8-8

H2PO4- + H2O H3PO4 + OH-

Kh =[H3PO4-][H+][OH-]/[H+][H2PO4

-]= Kw/Ka1

Kh =1,0 x10-14/7,3 x 10Kh =1,0 x10-14/7,3 x 10-3-3= 1,4 x 10= 1,4 x 10-12-12

ocorre dissociaçãoocorre dissociação