Ac e bases em equilibrio

Prof. Ródnei

Ácidos e bases em equilíbrio químico

Química

Funções químicas Função química corresponde a um conjunto de substâncias que apresentam propriedades químicas semelhantes.

As substâncias inorgânicas podem ser classificadas em quatro funções: Ácidos Bases Sais Óxidos Assim, numa reação química, todos os ácidos, por exemplo, terão comportamento semelhante.

Química

Ácidos Ácidos de Arrhenius: são substâncias compostas que em solução Aquosa liberam como único e exclusivo cátion o Hidroxônio (H3O+ ou H+).

Ionização de um Ácido

HCl + H2O → H3O+ + ClH2SO4 + 2H2O → 2H3O+ + SO42H3PO4 + 3H2O → 3H3O+ + PO43-

Química

Hidrogênios ionizáveis Os hidrogênios que fornecem H3O+ são chamados de hidrogênios ionizáveis. São aqueles que se ligam ao elemento mais eletronegativo na molécula do ácido.

Geralmente a quantidade de hidrogênios do ácido é a mesma que pode ionizar, mas existem exceções: H3PO3 + 2H2O → 2H3O+ + HPO32- → apenas 2H+ H3PO2 + H2O → H3O+ + H2PO21- → apenas 1H+

Química

Quanto ao Grau de Ionização (α ) Ácidos fracos: 0< α < 5% Ácidos moderados: 5% ≤ α ≤ 50% Ácidos fortes : 50% < α < 100% Nº de Mol Ionizados α= Nº Inicial de Mols

Ácido fraco: HClO Ácido moderado: H3PO4 Ácido forte : H2SO4 HClO4 Química

CONCEITOS DE LOWRY-BRÖNSTED Os conceitos de Arrhenius para ácidos e bases são aplicados somente para soluções aquosas.

Em 1923, 2 cientistas, o dinamarquês J.N. Brönsted e o inglês T.M. Lowry propuseram independentemente um novo e mais amplo conceito para ácidos e bases.

Química

De acordo com Lowry e Brönsted:

Ácido é qualquer espécie química (molécula ou íon) capaz de CEDER PRÓTONS (H+).

Base é qualquer espécie química (molécula ou íon) capaz de RECEBER PRÓTONS (H+).

Química

Química

HClO4 = ácido forte A atração menor entre o Hidrogênio e o Oxigênio facilita a ionização

Química

CONCEITO DE LEWIS

Sem entrar em choque com os conceitos de Arrhenius e Lowry- Brönsted, o cientista americano Gilbert N. Lewis ampliou o conceito para ácidos e bases.

O conceito de Lowry-Brönsted engloba todos os ácidos e bases de Arrhenius e ainda inclui diversas substâncias novas.

O conceito de Lewis: engloba ainda uma série de substâncias que até então não estavam incluídas.

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CONCEITO DE LEWIS Base é toda espécie química (íon ou molécula), que possui um ou mais pares de elétrons periféricos, não compartilhados, capazes de efetuar ligações coordenadas. Ácido é toda espécie química (íon ou molécula) que é capaz de efetuar ligação coordenada, com um par de elétrons, ainda não compartilhado, que se encontra numa base.

Química

Química

Equilíbrio Químico: Equilíbrio Iônico

Química

Equilíbrio Químico: Equilíbrio Iônico CH3COOH(aq)  CH3COO- (aq)+ H+(aq)  H+(aq) + NaHCO3(s)  Na+(aq) + H2O(l) + CO2 ↑

Química

constante de equilíbrio Generalizando: Kc = [Produtos]p / [Reagentes]r

Reação N2 + 3H2  PCl5

Constantes 2NH3 Kc = [NH3]2 / [N2].[H2]3

 PCl3 + Cl2

SO3 + 1/2 O2  2H2 + S2 

2H2S

SO3

Kc = [PCl3].[Cl2] / [PCl5] Kc = [SO3] / [SO2].[O2]1/2 Kc = [H2S]2 / [H2]2.[S2] Química

Equilíbrio iônico da água Na água líquida, devido às colisões intermoleculares, algumas moléculas de água são quebradas para o equilíbrio:

HOH (l)  H+ (aq)+ OH- (aq) água pura → [H+] = [OH-] Água pura a 25º C [H+] = [OH-] = 1,0.10-7 mol/L

Química

Produto iônico da água (Kw) Considerando o equilíbrio da água:

O valor de Kw pode ser calculado, a 25ºC, pois já conhecemos os valores de [H+] e [OH-] a essa temperatura: Kw = 1,0 . 10-7 . 1,0 . 10-7 A 25ºC: Kw = 1,0 .10-14

Química

pH • Escala de pH – Escala de pOH O termo pH foi introduzido, em 1909, pelo bioquímico Sorensen, para facilitar seus no trabalho no controle de qualidade de cervejas. pH = -log [H+] = [OH-] pOH = - log [OH-] Nota: - Quanto mais ácida for a solução, menor será o pH. - Quanto mais básica for a solução, maior será o pH. Química

Assim, o pH: a) para água pura: [H+] = [OH-] = 10-7 pH = pOH = - log10(10-7) = - (-7) log 10 = 7 b) para solução ácida: [H+] = 10-3 [OH-] = 10-11 pH = - log10 (10-3) = - (-3) log 10 = 3 pOH = 11 c) para solução básica: [OH-] = 10-1 [H+] = 10-13 pOH = - log10 (10-1) = - (-1) log 10 = 1 pH = 13 Química

Se adicionarmos um ácido na água: [H+] > [OH-] Ex: [H+] = 10-6 ; [OH-] = 10-8 [H+] = 10-3 ; [OH-] = 10-11 * Lembre-se: [H+].[OH-] = constante = 10-14 = Kw Se adicionarmos uma base na água [H+] < [OH-] Ex: [OH-] = 10-1 ; [H+] = 10-13 [OH-] = 100 ; [H+] = 10-14

Note que: [H+].[OH-] = 10-14 pH + pOH = 14

Química

INDICADORES • Pela teoria de Ostwald o indicador na forma ácida não dissociada (HIn) ou básica (InOH) teria uma cor diversa daquela que teriam seus íons • No equilíbrio HIn  H+ + In- (Indicador ácido) InOH  OH- + In- (Indicador básico) cor da forma cor da forma não ionizada ionizada

Química

Um indicador ácido-base é...

Química

Num meio ácido... ... o equilíbrio desloca-se para a

esquerda

e

a

solução

apresenta a cor 1 (da espécie Hind).

• Hind  Ind- + H+ Cor 1

Cor 2

Química

Num meio alcalino...

... o equilíbrio desloca-se para a direita e a solução apresenta a cor 2.

Hind  Ind- + H+ Cor 1

Cor 2

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Outros exemplos de indicadores comuns: alaranjado de metila

QuĂ­mica

Química

Indicadores de pH, Gama de medição: pH 0 - 14

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Potenciômetros As soluções indicadoras podem ser substituídas por potenciômetros e a medida do pH pode ser feita utilizandose eletrodos.

Química

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Equilíbrio do gás carbônico

CO2 (g) + H2O  H2CO3 (aq) -

 H (aq) + HCO3 (aq) +

O que ocorre se o pH do meio (sistema) aumentar ou diminuir?

Química

Produto de Solubilidade (Kps) Generalizando: Kc = [Produtos]p / [Reagentes]r

AgCl (aq)  Ag+ (aq) + Cl- (aq) Kps = 1,56 x 10-10 PbI2 (aq)  Pb+ (aq) + 2I- (aq) Kps = 7,1 x 10-9 Ag2S (aq)  2Ag+(aq) + S- (aq) Kps = 1,6 x 10-49 Hg2Cl2(aq)  2Hg+(aq) + 2Cl- (aq) Kps = 1,3 x 10-18

Química

Calagem: corrigindo a acidez do solo O que é calagem?

Incorporação ao solo de certos materiais com o objetivo de corrigir sua acidez!

Solos Ácidos ⇒ pH < 5,5 Química

Calagem: como funciona?

Calagem  corrige acidez do solo  pH = 5,5 - 7,0

adiciona OH− Materiais usados na calagem: BASES em água!

Ca2+CO32− (s) + Hδ+HO( ) → Ca2+(aq) + HCO3− (aq) + OH− (aq) BASE

ÁCIDO

Ca2+O2− (s) + Hδ+HO(l) → Ca2+(aq) + 2 OH− (aq) Química

DISTÚRBIOS DO EQUILÍBRIO ÁCIDO-BASE NO SANGUE

Química

O CASO CELOBAR: Em meados de 2003, a população brasileira acompanhou, alarmada, o noticiário sobre a morte de mais de 20 pessoas após terem ingerido o produto Celobar®, usado para fins de contraste em exames radiológicos.

Química

O CASO CELOBAR

Química

O CASO CELOBAR O CELOBAR: sulfato de bário que é pouquíssimo solúvel (Kps ≈ 1 ×10-10 à 25 oC) em água e (fato importante) não se dissolve mesmo na presença de ácidos, passa pelo aparelho digestivo e é eliminado juntamente com as fezes, sem que quantidade importante de íons bário seja absorvida pelo corpo.

2-

BaSO4 (aq)  Ba (aq) + SO4 (aq) 2+

2+

2-

Kps = [Ba ]x [SO4 ] / [BaSO4 ] Química

O CASO CELOBAR O carbonato de bário é igualmente pouquíssimo solúvel (Kps ≈ 5 × 10-9 à 25 oC) em água e (fato importante), porém, se dissolve na presença de ácidos e libera íons bário que é absorvido pelo corpo.

BaCO3 (aq)  Ba 2+ (aq) + CO3 2- (aq) CO3 2- (aq) + H+ (aq)  HCO3- (aq) + H+ (aq)  H2CO3 (aq)  CO2 (g) + H2O 2+

2-

Kps = [Ba ]x [CO3 ] / [BaCO3 ]

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