Slide - Ácidos e Bases Propriedades e Equilíbrio Químico - Química Geral 2023-1

Ácidos e bases Propriedades e Equilíbrio químico 1 I.1. ARRHENIUS Ácido é uma substância que produz íons hidrogênio (H+) em solução Base é uma substância que produz íons hidróxido (OH-) em solução A neutralização é a combinação destes íons para formar água H+(aq) + OH-(aq)  H2O(l) Hneutr = -55,9kJ.mol-1 H3O+(aq) + OH-(aq)  2H2O(l) Hneutr = -55,9kJ.mol-1 I. Definição de ácido e base 2 I.2. BRÖNSTED-LOWRY Ácido é uma espécie que tende a doar um próton (H+) Base é uma espécie que tende a receber um próton HCl + H2O  H3O+ + Cl- ácido1 base 2 ácido2 base1 (ácido e base conjugados) NH3 + H2O  NH4 + + OH- base1 ácido 2 ácido1 base2 HCl + NH3  NH4 + + Cl- ácido1 base 2 ácido2 base1 3 I.3. LEWIS (Definição mais abrangente) Ácido é um receptor de par de elétrons e base é um doador de par de elétrons H+ +  H - Ácido base H+ + [ F ]-  H-F Ácido base H+ +  Ácido base Ag+ +  Ácido base            .. | H O : : H O | H H N : H | |               H H N H H | |            H H N : H 2 | |              H H N : H Ag : H N H H | | | | 8O (1s2 2s2 2p4)  H      F: : .. .. 9F (1s2 2s2 2p5)  H 7N (1s2 2s2 2p3) H H N : H : :   H O : :   H   - + 4 1) Teorias Ácido-Base - Arrheinus, Bronsted-Lowry e Lewis com prof. Guilherme Vargas https://www.youtube.com/watch?v=67G6ogCIvdU Ressalva Errata: NH3 + H2O  NH4 + + OH- II. Nomenclatura de ácidos e bases 2) QG04. Nomenclatura dos Ácidos I (4/12) [Funções Inorgânicas] https://www.youtube.com/watch?v=GFkt82_WyL0 3) QG05. Nomenclatura dos Ácidos II (5/12) [Funções Inorgânicas] https://www.youtube.com/watch?v=3Tt1EM6uOWY 5 4) QG07. Bases (7/12) [Funções Inorgânicas] https://www.youtube.com/watch?v=KRmX6mb5ugE Ressalva: Errata: hidróxido de ferro III – o correto é hidróxido de ferro (III) hidróxido de ferro II - hidróxido de ferro (II) 6 Exemplo 1 Dê a definição do ácido e base segundo Arrhenius, Brönsted e Lewis. Exemplo 2 Dê os nomes dos seguintes ácidos e suas bases conjugadas. Especifique se são hidrácidos e oxi-ácidos. a) HI d) HCl g) H2SO4 j) HIO3 m) HBO3 b) HCN e) HClO h) H2SO3 k) HBrO2 n) H2CO3 c) HNO3 f) HClO4 i) H2S l) HBrO3 o) HNO2 Exemplo 4 Por que podemos dizer que o ácido ioniza, mas que a base dissocia? Exemplo 3 Dê as fórmulas das seguintes bases ou o nome quando é dada a fórmula: a) Hidróxido de lítio e) hidróxido de magnésio i) CuOH b) Hidróxido de cálcio f) hidróxido de alumínio j) hidróxido de cobre (II) c) Hidróxido de potássio g) hidróxido de ferro (II) k) hidróxido de amônio d) hidróxido de bário h) Fe(OH)3 l) Co(OH)3 III. IONIZAÇÃO DA ÁGUA A água tem um pequena tendência de ionizar H2O(l)  H+(aq) + OH-(aq)     O H H OH K 2 - eq   onde [H+] = concentração do H+ em mol/L [OH-] = concentração do OH- em mol/L [H2O] = concentração da H2O em mol/L Em água pura [H+] =[OH-] H2O  H+(aq) + OH-(aq) Início 55,56mol/L 0 0 equilíbrio (55,56-1x10-7)mol/L 1x10-7mol/L 1x10-7mol/L 55,56 mol/L 7 55,56 0,0000001 1g/mL=1000g/1000mL=1 000g/L 18,01g – 1mol 1000g – n n=55,555555~55,56mol MH2O=55,56mol/L As medidas de condutividade proporcionou que [H+]=1x10-7 mol/L      1,8x10 55,56 .1x10 1x10 O H H OH K 16 7 7 2 - eq         em qualquer solução (ácida, básica e salina), esta relação se mantem; Em todas as soluções, principalmente naquelas encontradas em seres vivos, a [H2O] é quase sempre igual à 55,56 mol/L.           x55,56 1,8x10 H OH H O K 1,8x10 O H H OH K 16 - 2 eq 16 2 - eq          constante constante     -  14 2 eq w H OH 1x10 H O K K      Válida para todas as soluções aquosas O pH pH=-log [H+] Em água pura [H+]=1x10-7mol/L pH=-log(1x10-7)=-(-7)=7 Ou seja, o pH da água pura ( neutra) é 7 8 [H+]=10-pH 9 5) COMO USAR CALCULADORA CIENTÍFICA #calculadora https://www.youtube.com/watch?v=-S0CKZnenX8 6) Calculadora Casio fx-82MS - Funções Básicas https://www.youtube.com/watch?v=Q803-Wkbfu4 Comprar uma calculadora científica Hierarquia das operações matemáticas (a calculadora usa) 10 O pH pH=-log [H+] Em água pura [H+]=1x10-7mol/L pH=-log(1x10-7)=-(-7)=7 Ou seja, o pH da água pura ( neutra) é 7 E o pOH? pOH=-log [OH-] Em água pura [H+]= [OH-] =1x10-7mol/L pOH=-log(1x10-7)=-(-7)=7 Ou seja, o pOH da água pura ( neutra) é 7 também pH+pOH=7+7=14 IV. SOLUÇÃO DE UM ÁCIDO FORTE Ácido forte: ioniza totalmente ou grande parte dele na água Exemplo: ácido clorídrico 0,1mol/L HCl  H+(aq) + Cl-(aq) Início 0,1mol/L 0 (x) 0 equilíbrio 0 x+ 0,1mol/L 0,1mol/L 0,1mol/L H2O  H+(aq) + OH-(aq) equilíbrio (55,56-1x10-7)mol/L 1x10-7mol/L 1x10-7mol/L 55,56 mol/L H2O+ácido (55,56-1x10-7)mol/L 1x10-7mol/L 1x10-7mol/L 55,56 mol/L +0,1 equilíbrio (55,56-x)mol/L x+0,1mol/L x mol/L 55,56 mol/L 0,1mol/L Ácido Água 11 Este valor não é influenciado pelo aumento de qtidade de H+ (ex. ionização da água) Pois x<1x10-7 mol/L e portanto x<<0,1 mol/L Pois x<1x10-7 mol/L e portanto x<<0,1 mol/L 0,1 0,0000001    mol/L 10 0,1 1 10 .1,0 H OH 1 10 K 13 14 - OH H 14 w                x x a a [OH-]=1,0x10-13mol/L [H+] = 0,1mol/L pH=-log[H+]=-log 0,1 = -(-1) = 1 pOH=-log[OH-]=-log 1,0x10-13 = -(-13) = 13 pH+pOH=1+13=14 Grau de ionização ou porcentagem de ionização de ácidos fortes Ex.: HCl 0,1 mol/L 1 1,0 1,0 de mol total de ácido/L n n de mol de ácido ionizado/L α o o    %ion=x100% Outros exemplos de ácidos fortes HCl, HBr, HI Ácido sulfúrico Ácido nítrico Ácido perclórico 12 [HCl]=0 mol/L [Cl-] = 0,1mol/L [H2O]=55,56 mol/L Exemplo 5 Calcule a concentração de todas as espécies que formam quando se prepara uma solução de HNO3 0,001 mol/L 13 HNO3  H+(aq) + NO3 -(aq) Início 0,001mol/L 0 (x) 0 equilíbrio 0 x+ 0,001mol/L 0,001mol/L 0,001mol/L H2O  H+(aq) + OH-(aq) equilíbrio (55,56-1x10-7)mol/L 1x10-7mol/L 1x10-7mol/L 55,56 mol/L H2O+ácido (55,56-1x10-7)mol/L 1x10-7mol/L 1x10-7mol/L 55,56 mol/L +0,001 equilíbrio (55,56-x)mol/L x+0,001mol/L x mol/L 55,56 mol/L 0,001mol/L Ácido Água Este valor não é influenciado pelo aumento de qtidade de H+ (ex. ionização da água) Pois x<1x10-7 mol/L e portanto x<<0,001 mol/L Pois x<1x10-7 mol/L e portanto x<<0,001 mol/L 14   de mol total de ácido/L n n de mol de ácido ionizado/L α o o %ion=x100% Grau de ionização ou porcentagem de ionização (ácido forte) 15 Exemplo 6 Calcule a concentração de todas as espécies que formam quando se prepara uma solução de H2SO4 0,001 mol/L. H2SO4  2H+(aq) + SO4 2-(aq) Início 0,001mol/L 0 (x) 0 equilíbrio 0 x+ 0,002mol/L 0,001mol/L 0,002mol/L H2O  H+(aq) + OH-(aq) equilíbrio (55,56-1x10-7)mol/L 1x10-7mol/L 1x10-7mol/L 55,56 mol/L H2O+ácido (55,56-1x10-7)mol/L 1x10-7mol/L 1x10-7mol/L 55,56 mol/L +0,002 equilíbrio (55,56-x)mol/L x+0,002mol/L x mol/L 55,56 mol/L 0,002mol/L Ácido Água 16   de mol total de ácido/L n n de mol de ácido ionizado/L α o o %ion=x100% Grau de ionização ou porcentagem de ionização (ácido forte) V. SOLUÇÃO DE UMA BASE FORTE Base forte: dissocia totalmente ou grande parte dele na água Exemplo: hidróxido de sódio 0,1mol/L NaOH  Na+(aq) + OH-(aq) Início 0,1mol/L 0 0 (x) equilíbrio 0 0,1mol/L x + 0,1mol/L 0,1mol/L Este valor não é influenciado pela adição de mais OH- (ex.ionização da água) Base Pois x<1x10-7 mol/L e portanto x<<0,1 mol/L H2O  H+(aq) + OH-(aq) equilíbrio (55,56-1x10-7)mol/L 1x10-7mol/L 1x10-7mol/L 55,56 mol/L H2O+base (55,56-1x10-7)mol/L 1x10-7mol/L 1x10-7mol/L 55,56 mol/L +0,1 equilíbrio (55,56-x)mol/L x mol/L x+0,1 mol/L 55,56 mol/L 0,1 mol/L Água Pois x<1x10-7 mol/L e portanto x<<0,1 mol/L 17    mol/L 10 0,1 1 10 1,0. H OH 1 10 K 13 14 - 14 w             x x [OH-]=0,1mol/L [H+] = 1x10-13mol/L pH=-log[H+]=-log(1,0x10-13) = -(-13) = 13 pOH=-log[OH-]=-log 0,1 = -(-1) = 1 pH+pOH=13+1=14 Outros exemplos de bases fortes hidróxido de lítio hidróxido de potássio Hidróxido de estrôncio Hidróxido de cálcio Observação: não se define Ka ou Kb para ácidos e bases fortes Grau de dissociação ou porcentagem de dissociação de bases fortes Ex.: NaOH 0,1 mol/L 1 1,0 1,0 de mol total de base/L n n de mol de base dissociada/L α o o    %ion=x100% 18 [NaOH]=0 mol/L [Na+] = 0,1mol/L [H2O]=55,56 mol/L Exemplo 7 Calcule a concentração de todas as espécies que formam quando se prepara uma solução de Sr(OH)2 0,005 mol/L 19 Sr(OH)2  Sr2+(aq) + 2OH-(aq) Início 0,005mol/L 0 0 (x) equilíbrio 0 0,005mol/L x + 0,01mol/L 0,01mol/L Base H2O  H+(aq) + OH-(aq) equilíbrio (55,56-1x10-7)mol/L 1x10-7mol/L 1x10-7mol/L 55,56 mol/L H2O+base (55,56-1x10-7)mol/L 1x10-7mol/L 1x10-7mol/L 55,56 mol/L +0,01 equilíbrio (55,56-x)mol/L x mol/L x+0,01 mol/L 55,56 mol/L 0,01 mol/L Água Este valor não é influenciado pela adição de mais OH- (ex.ionização da água) Pois x<1x10-7 mol/L e portanto x<<0,01 mol/L Pois x<1x10-7 mol/L e portanto x<<0,01 mol/L 20 Grau de dissociação ou porcentagem de dissociação de bases fortes Ex.: Sr(OH)2 0,005 mol/L   de mol total de base/L n n de mol de base dissociada/L α o o %ion=x100% 21 Por que pH+pOH=14?    14 - w 1 10 H OH K           ) log(1 10 H OH log 14 -         14 log OH log H -     x(-1)     14 { log OH } -log H -     pH + pOH = 14 7) Propriedades Operatórias dos Logaritmos - Vivendo a Matemática com a Professora Angela https://www.youtube.com/watch?v=-J_cFF4sWTU Errata: aos 9min50s log(7/2.3)=log7-log(2.3)=log7-{log2+log3}=log7-log2-log3 Exemplo: ácido clorídrico 1x10-8mol/L HCl  H+(aq) + Cl-(aq) Início 1x10-8mol/L 0 (x) 0 equilíbrio 0 x+1x10-8mol/L 1x10-8mol/L Este valor não é influenciado pela ionização da água Ácido Sabe-se que x<1x10-7 mol/L mas não se sabe se x < 1x10-8 mol/L VI. SOLUÇÃO DILUÍDA DE UM ÁCIDO FORTE H2O  H+(aq) + OH-(aq) equilíbrio (55,56-1x10-7)mol/L 1x10-7mol/L 1x10-7mol/L 55,56 mol/L H2O+ácido (55,56-1x10-7)mol/L 1x10-7mol/L 1x10-7mol/L 55,56 mol/L +1x10-8 equilíbrio (55,56-x)mol/L (x+1x10-8)mol/L x mol/L 55,56 mol/L Água Sabe-se que x<1x10-7 mol/L mas não se sabe se x < 1x10-8 mol/L 22      14 8 - 14 w 1 10 . 1 10 H OH 1 10 K             x x [H+] = (x+1,0x10-8)=9,51x10-8+1,0x10-8= 1,051x10-7 mol/L [OH-]=x=9,51x10-8mol/L pH=-log[H+]=-log 1,051x10-7 = -(-6,98) = 6,98 pOH=-log[OH-]=-log 9,51x10-8 = -(-7,02) = 7,02 pH+pOH=6,98+7,02=14 x2+1x10-8x=1x10-14 x2+1x10-8x-1x10-14 =0     2 20,025x10 1x10 2 401x10 1x10 2 400x10 1x10 1x10 2 4x10 1x10 1x10 2.1 1x10 4.1. 1x10 1x10 2a 4ac b b 8 8 16 8 16 16 8 14 16 8 14 8 2 8 2                                     x x x 8 8 8 8 16 8 8 8 8 8 16 8 9,51x10 2 19,025x10 2 20,052x10 1x10 2 401x10 1x10 " 10,051x10 2 21,025x10 2 20,052x10 1x10 2 401x10 1x10 '                               x x (Não existe concentração negativa) 23 24 [H+] = 1,051x10-7 mol/L [OH-]= 9,51x10-8 mol/L [HCl]=0 mol/L [Cl-] = 1,0x10-8mol/L [H2O]=55,56 mol/L Exemplo 8 Calcular o pH e pOH de uma solução diluída de hidróxido de sódio 1x10-8 mol/L 25 NaOH  Na+(aq) + OH-(aq) Início 1x10-8mol/L 0 0 (x) equilíbrio 0 1x10-8mol/L x + 1x10-8mol/L Este valor não é influenciado pela adição de mais OH- (ex.ionização da água) Base Sabe-se que x<1x10-7 mol/L mas não se sabe se x < 1x10-8 mol/L H2O  H+(aq) + OH-(aq) equilíbrio (55,56-1x10-7)mol/L 1x10-7mol/L 1x10-7mol/L 55,56 mol/L H2O+base (55,56-1x10-7)mol/L 1x10-7mol/L 1x10-7mol/L 55,56 mol/L +1x10-8 equilíbrio (55,56-x)mol/L x mol/L x+1x10-8 mol/L 55,56 mol/L Água Sabe-se que x<1x10-7 mol/L mas não se sabe se x < 1x10-8 mol/L 26      14 8 - 14 w 1 10 1 10 . H OH 1 10 K             x x 27 pH [H+] [OH-] pOH 0 1 1x10-14 14 1 1x10-1 1x10-13 13 2 1x10-2 1x10-12 12 3 1x10-3 1x10-11 11 4 1x10-4 1x10-10 10 5 1x10-5 1x10-9 9 6 1x10-6 1x10-8 8 7 1x10-7 1x10-7 7 8 1x10-8 1x10-6 6 9 1x10-9 1x10-5 5 10 1x10-10 1x10-4 4 11 1x10-11 1x10-3 3 12 1x10-12 1x10-2 2 13 1x10-13 1x10-1 1 14 1x10-14 1 0 28 VII. SOLUÇÃO DE UM ÁCIDO FRACO Ácido fraco: aquele que não ioniza totalmente Exemplo: ácido acético 0,1mol/L (CH3COOH) HAc  H+(aq) + Ac-(aq) Início 0,1mol/L 0 (x) 0 equilíbrio 0,1-y y+x y  y H2O  H+(aq) + OH-(aq) equilíbrio (55,56-1x10-7)mol/L 1x10-7mol/L 1x10-7mol/L 55,56 mol/L H2O+ácido (55,56-1x10-7)mol/L 1x10-7mol/L 1x10-7mol/L 55,56 mol/L +y equilíbrio (55,56-x)mol/L x+y x 55,56 mol/L  y Ácido Água Se a solução não for muito diluida e Ka >>Keq, então, x<1x10-7 mol/L mas não que x<<y 29 Se a solução não for muito diluida e Ka >>Keq, então x<<y        y y y x        1,0 1,74x10 HAc H Ac K 5 - a Keq da água =1,8x10-16 e Ka=1,74x10-5, ou seja, Keq<<Ka Então x<<y 0 1,74x10 1,74x10 y 1,74x10 1,74x10 ) 1,74x10 ( 1,0 1,0 . 1,74x10 K 6 5 2 2 5 6 2 -5 5 a                  y y y y y y y y     1.2 1,74x10 .1.4 1,74x10 1,74x10 2 4 6 5 2 5 2             a ac b b y 2 6,96x10 1,74x10 2 6,96x10 3,03x10 1,74x10 6 5 6 10 5             y 2 2,64x10 1,74x10 3 5    y   3 - 3 3 5 - 1,31x10 2 2,62x10 2 2,64x10 1,74x10 '          y 3 - 3 3 5 1,33x10 2 2,66x10 2 2,64x10 1,74x10 '         y 30 0,00000000000000018 0,0000174 (Não existe concentração negativa) [H+] = (x+y) = y = 1,33x10-3 mol/L [OH-]=Kw/[H+]= 1x10-14/1,33x10-3 = 7,52x10-12 mol/L pH=-log[H+]=-log 1,33x10-3 = -(-2,88) = 2,88 pOH=-log[OH-]=-log 7,52x10-12 = -(-11,12) = 11,12 pH+pOH=14 Grau e porcentagem de ionização ,0 0133 1,0 1,33x10 de mol total de ácido/L n n de mol de ácido ionizado/L α 3 o o     %ion=x100% = 0,0133x100%=1,33% 31 [HAc]=0,1-0,00133= 0,09867mol/L [Ac-] = 1,33x10-3mol/L [H2O]=55,56 mol/L 32 Exemplo 9: Determinar o pH, pOH e %ionização da solução de ácido acético com concentração de 0,01 mol/L a 25oC. HAc  H+(aq) + Ac-(aq) Início 0,01mol/L 0 (x) 0 equilíbrio 0,01-y y+x y  y H2O  H+(aq) + OH-(aq) equilíbrio (55,56-1x10-7)mol/L 1x10-7mol/L 1x10-7mol/L 55,56 mol/L H2O+ácido (55,56-1x10-7)mol/L 1x10-7mol/L 1x10-7mol/L 55,56 mol/L +y equilíbrio (55,56-x)mol/L x+y x 55,56 mol/L  y Ácido Água Se a solução não for muito diluida e Ka >>Keq, então, x<1x10-7 mol/L mas não que x<<y Se a solução não for muito diluida e Ka >>Keq, então x<<y 33 34 Grau e porcentagem de ionização   de mol total de ácido/L n n de mol de ácido ionizado/L α o o %ion=x100% = Concentração inicial do ácido [H+] [Ac-] [HAc] [OH-] %ion 1 0,00416 0,00416 0,996 2,4x10-12 0,414 0,1 0,00133 0,00133 0,0987 7,32x10-12 1,33 0,01 0,000409 0,000409 0,0096 2,45x10-11 4,09 0,001 0,0000339 0,0000339 0,000066 2,95x10-10 33,9 Só se pode desprezar a qtidade de H+ provindo da água para soluções relativamente concentrada de ácido acético (1x10-5mol/L); No caso de ácido acético, podemos desprezar a quantidade de ácido dissociado para efeito de cálculos quando a solução for maior que 0,1 mol/L; A porcentagem de ionização aumenta com a diluição do ácido embora a acidez ([H+]) diminui (no de choques) 35 Outros exemplos de ácidos fracos Bases Nomenclatura Constante do ácido HCOOH Ác. Fórmico 1,78x10-4 CH3COOH Ác. Acético 1,74x10-5 CH3CH2COOH Ác. Propiônico 1,35x10-4 CH3CH(OH)COOH Ác. Láctico 1,38x10-4 H3PO4 Ác. Fosfórico 7,25x10-3 H2PO4 - Fosfato biácido 1,38x10-7 HPO4 -2 Fosfato monoácido 3,95x10-13 H2CO3 Ácido carbônico 1,70x10-4 HCO3 - bicarbonato 6,31x10-11 36 VIII. SOLUÇÃO DE UMA BASE FRACA Exemplo 10: Calcular o pH, pOH e %ionização da solução de hidróxido de amônio com concentração de 0,1 mol/L. (Dados: Kb=1,74x10-5) 37 NH4OH  NH4 +(aq) + OH-(aq) Início 0,1mol/L 0 0 (x) equilíbrio 0,1-y y y+x  y Base H2O  H+(aq) + OH-(aq) equilíbrio (55,56-1x10-7)mol/L 1x10-7mol/L 1x10-7mol/L 55,56 mol/L H2O+base (55,56-1x10-7)mol/L 1x10-7mol/L 1x10-7mol/L 55,56 mol/L +y equilíbrio (55,56-x)mol/L x mol/L x+y mol/L 55,56 mol/L  y Água Se a solução não for muito diluida e Kb >>Keq, então, x<1x10-7 mol/L mas não que x<<y Se a solução não for muito diluida e Ka >>Keq, então x<<y 38 39 Grau e porcentagem de ionização   de mol total da base/L n n de mol da base ionizada/L α o o %ion=x100% = 40 Outros exemplos de bases fracas Ácido Nomenclatura Constante de basicidade (CH3CH2)3N trietilamina 1x10-3 CH3CH2NH2 etilamina 6,5x10-4 (CH3)2NH dimetilamina 5,4x10-4 CH3NH2 metilamina 3,6x10-4 (CH3)3N trimetilamina 6,5x10-5 NH3 amônio 1,8x10-5 NH2NH2 hidrazina 1,70x10-6 NH2OH hidroxilamina 1,x10-8 41 Exemplo 11 O pH de uma solução 0,01 de um dado ácido HA é 3,8. Calcular a constante de equilíbrio desse ácido. HA  H+(aq) + A-(aq) Início 0,01mol/L 0 (x) 0 equilíbrio 0,01-y y+x y  y Ácido