EQUILÍBRIO IÔNICO

EM SOLUÇÕES AQUOSAS

REAÇÕES EM SOLUÇÃO

•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);

REAÇÃO DE AUTO IONIZAÇÃO DA ÁGUA

Friendrich Kohrausch (1840-1910)

a auto- ionização da água pura produz

concentração muito baixa de íons H3O+ e OH-

H2O + H2O H3O+(aq) + OH-(aq)

K = [H3O+] [OH-]

[H2O] 2

K [H2O] 2 = [H3O+] [OH-]

Kw = [H3O+] [OH-]

constante de ionização da água

REAÇÃO DE AUTO IONIZAÇÃO DA ÁGUA H2O + H2O H3O+(aq) + OH-(aq)

Medida de condutividade elétrica:

[H3O+] = [OH-] = 1,0 x 10-7 mol/L 25 ºC

Kw = 1,0 x 10-14 25 ºC

constante de ionização da

água

Kw = [H3O+] [OH-]

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

= 1,0 x 10-14

EQUILÍBRIO ÁCIDO-BASE Para soluções aquosas, 25 ºC:

Solução neutra: [H3O+] = [OH-]

[H3O+] = [OH-] = 1,0 x 10-7 mol/L

Solução ácida: [H3O+] > [OH-]

[H3O+] > 1,0 x 10-7 mol/L e

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

Solução básica: [H3O+] < [OH-]

[H3O+] < 1,0 x 10-7 mol/L e

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

ÁCIDOS E BASES

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.

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

Bases = 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.

ÁCIDOS E BASES

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

HCl em água= ácido forte (100% dissociado)

Arrhenius

NaOH(aq) + H2O(aq) Na+(aq) + OH-(aq)

NaOH em água= base forte (100% dissociada)

ÁCIDOS E BASES-ARRHENIUS

Clusters H5O2+

• Em água, H+(aq)

forma clusters.

• O cluster mais

simples H3O+(aq).

• Usa-se ou H+(aq)

ou H3O+(aq).

O íon H+ em água

Clusters H9O4

+

ÁCIDOS E BASES - BRØNSTED-LOWRY

Reações de transferência de H+

Brønsted-Lowry: ácido doa H+ e base aceita H+.

Base de Brønsted-Lowry não necessita conter OH-.

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-Lowry: conceito de pares

conjugados (mais abrangente e pode ser aplicado a outros

solventes, além da água).

Equilíbrio da água

H2O + H2O H3O+(aq) + OH-(aq)

espécie que doa

H+

(ácido 1)

espécie receptora de prótons

(base 2)

derivado da base 2 (ácido 2)

derivado do ácido 1 (base 1)

Ácido: doadores de prótons

Base: receptores de prótons

ÁCIDOS E BASES-LEWIS

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

ácido de Lewis: aceptor pares de

elétrons

base de Lewis: doador de pares de

elétrons

• Ácido de Brønsted-Lowry = doador de

próton.

• Focalizando nos elétrons: ácido de Lewis

= aceptor de par de elétrons.

Conceito de Lewis:

ÁCIDOS E BASES - LEWIS

base de Lewis: doa pares de elétrons

Exemplo 1:

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

Fe3+(aq) + SCN-(aq) [FeSCN]2+(aq)

Exemplo 2:

base de Lewis ácido de

Lewis

H3N + BF3 H3N:BF3

• ácidos e bases de Lewis não necessitam conter prótons.

ácido de Lewis: recebe pares de elétrons

ÁCIDOS E BASES Ácido Base

Lewis

Produzem íons

H3O+ (H+)

= dissolvidos em

H2O

Produzem íons

OH-

= dissolvidos

em H2O

Bronsted - Lowry

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

Doa pares de elétrons

Aceita pares de elétrons

Arrhenius

Aceita um próton [H+]

=[H3O+]

H2O + H2O H3O+(aq) + OH-(aq)

a1 a2 b2

b1

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 mais forte que o Cl-); HCl é melhor

doador de prótons que o íon H3O+ (HCl = ácido forte,

100% dissociado)

equilíbrio deslocado

espécie que doa

H+

(ácido 1)

espécie receptora

de prótons

(base 2)

derivado da base 2 (ácido 2)

derivado do ácido 1 (base 1)

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

Ácidos e Bases - Brønsted-Lowry

Ácidos e Bases - Brønsted-Lowry

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

HCl doa um próton a água

HCl = 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 Conjugados

Produto do ácido após a doação do

próton = base conjugada.

Produto da base após aceitar o próton

= ácido conjugado.

H A ( a q ) + H 2 O ( l ) H 3 O + ( a q ) + A

- ( a q )

Ácidos e Bases - Brønsted-Lowry

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

Ácido Base

100% protonado em H2O

Aum

ento

da forç

a á

cida

Aum

ento

da forç

a b

ási

ca

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

Exemplo: [H+] na solução saturada de CO2 = 1,2 x10-4 mol/L

Concentração de íons H+ = expressa em

termos do negativo do logaritmo decimal

de sua concentração(mol/L) = pH

pH = - log[H+]

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

Água neutra: [H3O+] = [OH-]

[H3O+] = [OH-] = 1,0 x 10-7 mol/L

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

Escala de pH

Escala de pH

pH = - log[H+] = - log[H3O+] e

pOH = - log[OH-]

Na água neutra a 25 C:

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

pH = pOH = 7,0 (meio neutro)

Em soluções ácidas:

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

Em soluções básicas:

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

Quanto > o pH, mais básica é a solução.

Escala de pH

amônia

suco de limão

vinagre

vinho tomate

café preto

leite saliva chuva

leite de magnésia

suco gástrico

bórax

água do mar sangue, lágrimas

NaOH, 0,1mol/L

ma

is á

cid

o

ma

is b

ásic

o

Medida de pH

• Método mais preciso de se medir o pH = pH metro ; escala em

unidades de pH

Escala de pH

ácido

suco de limão

maçã

suco de tomate

básico

*

ácido de bateria

vinagre

muitas espécies de

peixes mortos

água da chuva “pura”

leite

neutro

sangue humano

água do mar leite de

magnésia amônia

urina humana

bicarbonato de sódio

Saliva pH 5,7 – 7,1

pH 4,5 – 5 pH 5,6

membrana permeável a íons H+

Medida de pH ? Escala de pH

fenolftaleína

Amarelo de alizarina R

Metil violeta

Azul de Timol

Alaranjado

de metila

Vermelho de

metila

Azul de bromotimol

amarelo

amarelo amarelo

amarelo

amarelo

amarelo

amarelo

violeta

vermelho

vermelho

vermelho

vermelho

azul

azul

incolor rosa

pH - Faixa de viragem do indicador

OH

C

OH C O O

C O O O

O

C

Forma

básica = rosa

Forma ácida

= incolor

Indicador ácido-base

fenolftaleína (K = 4,0 x10-10)

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

• 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 (0,01mol/L)

Ácidos fortes

pH = 2

Ácidos fortes

Ácidos fortes mais comuns = HCl, HBr, HI,

HNO3, HClO3, HClO4, and H2SO4.

Ácidos fortes são eletrólitos fortes.

Ácidos fortes = em solução se ionizam

completamente :

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

HNO3(aq) H+(aq) + NO3-(aq)

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]

]][AO[H-

3

aK

Ka = constante de dissociação do ácido

Ácidos fracos

Ácidos fracos em água

Ácido Fórmula

molecular

Fórmula estrutural

Base conjugada

Próton ionizável em azul

Fenol

Ciânico

Hipocloroso

Acético

Benzóico

Nitroso

Fluorídrico H

H

H

H

H

H

H

Ácidos fracos

Usando Ka 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 fracos

% de ionização = força do ácido

100]HA[

][Hionização %

0

.

equ

= 1,4 %

Ácidos fracos

• 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 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 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 fracas

Ácido: HA + H2O H3O++ A- Ka

Relação entre Ka e Kb

• Quantificar a relação entre a força do

ácido e da base conjugada

Base conjugada: H2O + A- HA + OH- Kb

pKa + pKb = pKw