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ÁCIDOS, BASES E SAIS. ÁCIDOS. BASES. SAIS. FORMAÇÃO DE SAIS. A reação entre um ácido e uma base é chamada de reação de neutralização , e o composto iônico produzido na reação é chamado sal . A forma geral de uma reação de neutralização em solução aquosa é:. FORMAÇÃO DE SAIS. - PowerPoint PPT Presentation
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ÁCIDOS, BASES E SAIS
ÁCIDOS
H2SO4
HNO3
HSO4-
H2CO3
OH
CH3CHOHCOOH
C
O
OH
ácido lático ou ácido 2-hidroxi-propanóico
ácido sulfúrico íon hidrogeno sulfato
ou íon bissulfato
ácido carbônico ácido nítrico fenol ou
hidroxi-benzeno
ácido benzóico
NH3 NaOHH3C N
H
H
N
Ca(OH)2
metilamina amônia hidróxido de sódio
hidróxido de cálcio piridina
BASES
CaCO3
CH3COONaBa(NO3)2
MgCl2
cloreto de magnésio carbonato de cálcio
nitrato de bário acetato de sódio
SAIS
FORMAÇÃO DE SAIS
A reação entre um ácido e uma base é chamada de reação de neutralização, e o
composto iônico produzido na reação é chamado sal. A forma geral de uma reação
de neutralização em solução aquosa é:
Ácido + Base Sal + Água
FORMAÇÃO DE SAIS
CH3COOH(aq) + NaOH(aq) CH3COONa(aq) + H2O(l)
2 HNO 3(aq) + Ba(OH)2(aq) Ba(NO3)2(aq) + 2 H2O(l)
H2CO3(aq) + Ca(OH)2(aq) CaCO3(aq) + 2 H2O(l)
2 HCl(aq) + Mg(OH)2(aq) MgCl2(aq) + 2 H2O(l)
DEFINIÇÕES DE ÁCIDOS E BASES
Ácidos e Bases de Arrhenius.
Ácidos e Bases de Bronsted-Lowry.
Ácidos e Bases de Lewis.
ÁCIDOS E BASES DE ARRHENIUS
Svante Arrhenius (1859-1927):
Ácido é uma substância que contém hidrogênio e libera o íon hidrogênio (H+)
como um dos produtos de ionização em água.
HCl(aq) H+(aq) + Cl-(aq)
ÁCIDOS E BASES DE ARRHENIUS
Svante Arrhenius (1859-1927):
Base é um composto que libera íons hidróxido em água.
NaOH(aq) Na+(aq)
+ OH-(aq)
NH3(aq) + H2O(l) NH4+
(aq) + OH-(aq)
AUTO-IONIZAÇÃO DA ÁGUA
2 H2O(aq) H3O+(aq) + OH-
(aq)
H O
H
+ H O
H
H O
H
H
+
+ O
H
-
Duas moléculas de água podem interagir mutuamente para formar um íon hidrônio e um
íon hidróxido pela transferência de um próton de uma molécula para outra:
AUTO-IONIZAÇÃO DA ÁGUA
AUTO-IONIZAÇÃO DA ÁGUA
Friedrich Kohlrausch (1840-1910)
Demonstrou que a água mesmo depois de purificada, ainda tinha uma pequena condutividade elétrica, pois auto-ionização provocava a presença
de concentrações muito baixas de H3O+ e OH- mesmo na água mais pura.
ÁCIDOS E BASES DE BRONSTED
1923
Johannes N. Bronsted (1879-1947) em Copenhague (Dinamarca)
Thomas M. Lowry (1874-1936) em Cambridge (Inglaterra)
Novo conceito para o comportamento dos ácidos e bases.
ÁCIDOS E BASES DE BRONSTED
ÁCIDO
Qualquer substância capaz de doar um próton a qualquer outra substância. Assim, os ácidos podem ser:
HNO3(aq) + H2O(l) NO3-(aq) + H3O+
(aq)
Neutros, como o ácido nítrico,
Ou podem ser cátions ou ânions,
NH4+
(aq) + H2O(l) NH3(aq) + H3O+(aq)
H2PO4-(aq) + H2O(l) H3O+
(aq) + HPO42-
(aq)
ácido
ácido
ácido
ÁCIDOS E BASES DE BRONSTED
BASE
Substância que pode receber um próton de uma outra substância. Podem ser:
Um composto neutro,
Ou um ânion,
base
base
base
NH3(aq) + H2O(l) NH4+
(aq) + OH-(aq)
CO32-
(aq) + H2O(l) HCO3-(aq) + OH-
(aq)
PO43-
(aq) + H2O(l) HPO42-
(aq) + OH-(aq)
ÁCIDOS E BASES DE BRONSTED
Forma Ácida Forma Anfiprótica Forma Básica
H2S (ácido sulfídrico ou sulfeto de hidrogênio)
HS- (íon hidrogenossulfeto)
S2- (íons sulfeto)
H3PO4 (ácido fosfórico) H2PO4-
(íon diidrogenofosfato)HPO4
2- (íon hidrogenofosfato)
H2PO4-
(íon diidrogenofosfato)HPO4
2-
(íon hidrogenofosfato)PO4
3- (íon fosfato)
H2CO3 (ácido carbônico) HCO3-
(íon hidrogenocarbonato ou
bicarbonato)
CO32- (íon carbonato)
H2C2O4 (ácido oxálico) HC2O4-
(íon hidrogenoxalato)C2O4
2- (íon oxalato)
ÁCIDOS E BASES POLIPRÓTICAS
ÁCIDOS E BASES DE BRONSTED
PARES ÁCIDO-BASES CONJUGADOS
Transferência de um próton para a água ou da água:
HCO3-(aq) + H2O(l) CO3
2-(aq) + H3O+
(aq)
Ácido ÁcidoBase Base
O conceito de equilíbrio (representado por ) envolvendo ácidos e bases conjugadas é o princípio
fundamental da teoria de Bronsted.
HCO3-(aq) + H2O(l) CO3
2-(aq) + H3O+
(aq)
- H+
+ H+
Um par de compostos que diferem pela presença de uma unidade H+ é denominado
par ácido-base conjugado.
ÁCIDOS E BASES DE BRONSTED
PARES ÁCIDO-BASES CONJUGADOS
Ácido Ácido conjugado da H2O
Base Base conjugada do HCO3
-
ÁCIDOS E BASES DE LEWIS
Teoria de Bronsted e Lowry para o comportamento ácido-base, anos 20, opera
bem para soluções em água.
Anos 30: Gilbert N. Lewis (1875-1946)
Desenvolveu uma teoria mais geral.
Compartilhamento do par de elétrons entre um ácido e uma base e não na
transferência de um próton.
ÁCIDOS E BASES DE LEWIS
ÁCIDO DE LEWIS
É uma substância que pode receber um par de elétrons de outro átomo para
formar uma nova ligação.
BASE DE LEWIS
É uma substância que pode ceder um par de elétrons para outro átomo formar
uma nova ligação.
ÁCIDOS E BASES DE LEWIS
A + B B A
Uma reação ácido-base no sentido de Lewis só pode ocorrer se houver uma molécula (ou um íon) com uma par de
elétrons que possa ser cedido e uma outra molécula (ou um íon) que possa receber este
par de elétrons:
Ácido Base Aduto ou complexo
(Ligação covalente coordenada)
H++ O
H HO
HH
H
+
H++ N
H HH
NH4+
ÁCIDOS E BASES DE LEWIS
ÁCIDOS E BASES DE LEWIS
ÁCIDOS DE LEWIS CATIÔNICOS
Cátions metálicos: são ácido de Lewis potenciais (orbitais vazios).
BeCl2(s) + 4 H2O(l) [Be(H2O)4]2+
(aq) + 2 Cl-(aq)
OH-: é uma excelente base de Lewis e liga-se facilmente a cátions metálicos formando hidróxidos.
Al(OH)3(s) + OH-(aq) [Al(OH)4]-(aq)
Al(OH)3(s) + 3 H3O+(aq) Al3
+(aq) + 6 H2O(l)
Ácido de Lewis Base de Lewis
Base de Bronsted Ácido de Bronsted
ÁCIDOS E BASES DE LEWIS
ÁCIDOS DE LEWIS MOLECULARES
Óxidos dos não-metais: comportamento ácido.
O C O- -
+
O H-
O C
O
O
H
-
Base de Lewis
Íon bicarbonato
Ca(OH)2(s) + CO2(aq) CaCO3(s) + H2O(l)
Base de Lewis Ácido de Lewis
FORÇAS RELATIVAS DOS ÁCIDOS E BASES
Alguns ácidos são melhores doadores de prótons do que outros, e algumas bases são melhores
aceitadoras de prótons que outras.
EXEMPLO - Solução diluída de ácido clorídrico:
É constituída, em grande parte, por íons H3O+
(aq) e Cl-(aq).
O ácido está quase 100% ionizado, e por isso é considerado como um ácido de Bronsted forte:
HCl(aq) + H2O(l) H3O+(aq) + Cl-(aq)
Ácido forte ( ≈ 100% ionizado)
[H3O]+ ≈ concentração inicial do ácido
FORÇAS RELATIVAS DOS ÁCIDOS E BASES
Uma solução aquosa de HCl 0,1 M é constituída, na realidade, por H3O+ 0,1 M e Cl- 0,1 M.
FORÇAS RELATIVAS DOS ÁCIDOS E BASES
O ácido acético, por sua vez, ioniza-se muito pouco, e por isso é considerado um ácido de
Bronsted fraco.
CH3COOH(aq) + H2O(l) H3O+(aq) + CH3CO2
-(aq)
Ácido fraco (<100% ionizado)
[H3O]+<<concentração inicial do ácido
Uma solução aquosa de CH3CO2H 0,1 M é apenas 0,001 M em H3O+
(aq) e 0,001 M no CH3CO2-(aq). Cerca
de 99% do ácido acético não estão ionizados.
FORÇAS RELATIVAS DOS ÁCIDOS E BASES
O íon óxido é uma base de Bronsted muito forte em solução aquosa. É tão forte que não existe
livre na água.
O2-(aq) + H2O(l) 2 OH-
(aq)
Base forte.
[OH-] = 2 x (concentração inicial do O2-).
FORÇAS RELATIVAS DOS ÁCIDOS E BASES
A amônia aquosa e o íon carbonato em água, ao contrário, provocam concentração muito baixa do íon OH-, e por isso são considerados bases de
Bronsted fracas.
NH3(aq) + H2O(l) NH4+
(aq) + OH-(l)
CO3-(aq) + H2O(l) HCO3
-(aq) + OH-
(aq)
Bases fracas.
[OH-] << concentração inicial da base.
FORÇAS RELATIVAS DOS ÁCIDOS E BASES
MODELO DE BRONSTED
QUANTO MAIS FORTE FOR O ÁCIDO, MAIS FRACA SERÁ A SUA BASE CONJUGADA.
HCl(aq) + H2O(l) H3O+(aq) + Cl-(aq)
Ácido mais
forte que o H3O+
Base mais
forte que o Cl-Ácido mais
fraco que o Cl-
Base mais
fraca que a H2O
Par conjugado
Par conjugado
CH3COOH(aq) + H2O(l) H3O+(aq) + CH3CO2
-(aq)
Ácido mais
fraco que o H3O+
Base mais
forte que a H2O
Base mais fraca
fraca que o CH3CO2-
Ácido mais forte
que o CH3COOH
Par conjugado
Par conjugado
FORÇAS RELATIVAS DOS ÁCIDOS E BASES
ÁCIDOS E BASES FRACOS
A grande maioria dos ácidos e das bases é fraca.
CONSTANTE DE EQUILÍBRIO: A força relativa de um ácido ou de uma base que
pode ser expressa quantitativamente.
Ka – constante de equilíbrio para ácidos fracos
Kb – constante de equilíbrio para bases fracas
B (aq) + H2O (l) BH+ (aq) + OH- (Aq)
Kb =[BH+] [OH-]
[B]
ÁCIDOS E BASES FRACOS
Ka =[H3O+] [A-]
[HA]
HA (aq) + H2O (l) H3O+ (aq) + A- (aq)
K é menor do que 1 para um ácido e uma base fraca.
ÁCIDOS FRACOS
BASES FRACAS