Download - Apostila - Produto Iônico
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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
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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
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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
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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
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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
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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.
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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
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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
+
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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.
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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
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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
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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.
![Page 13: Apostila - Produto Iônico](https://reader036.vdocuments.pub/reader036/viewer/2022081513/568c4ba21a28ab49169cf71c/html5/thumbnails/13.jpg)
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
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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+]
![Page 15: Apostila - Produto Iônico](https://reader036.vdocuments.pub/reader036/viewer/2022081513/568c4ba21a28ab49169cf71c/html5/thumbnails/15.jpg)
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
![Page 16: Apostila - Produto Iônico](https://reader036.vdocuments.pub/reader036/viewer/2022081513/568c4ba21a28ab49169cf71c/html5/thumbnails/16.jpg)
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
![Page 17: Apostila - Produto Iônico](https://reader036.vdocuments.pub/reader036/viewer/2022081513/568c4ba21a28ab49169cf71c/html5/thumbnails/17.jpg)
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.
![Page 18: Apostila - Produto Iônico](https://reader036.vdocuments.pub/reader036/viewer/2022081513/568c4ba21a28ab49169cf71c/html5/thumbnails/18.jpg)
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
![Page 19: Apostila - Produto Iônico](https://reader036.vdocuments.pub/reader036/viewer/2022081513/568c4ba21a28ab49169cf71c/html5/thumbnails/19.jpg)
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
![Page 20: Apostila - Produto Iônico](https://reader036.vdocuments.pub/reader036/viewer/2022081513/568c4ba21a28ab49169cf71c/html5/thumbnails/20.jpg)
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.
![Page 21: Apostila - Produto Iônico](https://reader036.vdocuments.pub/reader036/viewer/2022081513/568c4ba21a28ab49169cf71c/html5/thumbnails/21.jpg)
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
![Page 22: Apostila - Produto Iônico](https://reader036.vdocuments.pub/reader036/viewer/2022081513/568c4ba21a28ab49169cf71c/html5/thumbnails/22.jpg)
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+
![Page 23: Apostila - Produto Iônico](https://reader036.vdocuments.pub/reader036/viewer/2022081513/568c4ba21a28ab49169cf71c/html5/thumbnails/23.jpg)
• 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--]]==
![Page 24: Apostila - Produto Iônico](https://reader036.vdocuments.pub/reader036/viewer/2022081513/568c4ba21a28ab49169cf71c/html5/thumbnails/24.jpg)
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
![Page 25: Apostila - Produto Iônico](https://reader036.vdocuments.pub/reader036/viewer/2022081513/568c4ba21a28ab49169cf71c/html5/thumbnails/25.jpg)
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
![Page 26: Apostila - Produto Iônico](https://reader036.vdocuments.pub/reader036/viewer/2022081513/568c4ba21a28ab49169cf71c/html5/thumbnails/26.jpg)
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
![Page 27: Apostila - Produto Iônico](https://reader036.vdocuments.pub/reader036/viewer/2022081513/568c4ba21a28ab49169cf71c/html5/thumbnails/27.jpg)
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
![Page 28: Apostila - Produto Iônico](https://reader036.vdocuments.pub/reader036/viewer/2022081513/568c4ba21a28ab49169cf71c/html5/thumbnails/28.jpg)
• 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
![Page 29: Apostila - Produto Iônico](https://reader036.vdocuments.pub/reader036/viewer/2022081513/568c4ba21a28ab49169cf71c/html5/thumbnails/29.jpg)
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)
![Page 30: Apostila - Produto Iônico](https://reader036.vdocuments.pub/reader036/viewer/2022081513/568c4ba21a28ab49169cf71c/html5/thumbnails/30.jpg)
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
![Page 31: Apostila - Produto Iônico](https://reader036.vdocuments.pub/reader036/viewer/2022081513/568c4ba21a28ab49169cf71c/html5/thumbnails/31.jpg)
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
![Page 32: Apostila - Produto Iônico](https://reader036.vdocuments.pub/reader036/viewer/2022081513/568c4ba21a28ab49169cf71c/html5/thumbnails/32.jpg)
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
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% de ionização% de ionização = força do ácido
100]HA[
][Hionização %
0
. equ = 1,4 %
Ácidos fracosÁcidos fracos
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Ácidos fracosÁcidos fracos
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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
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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
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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
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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)
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Cítrico
Oxálico
FosfóricoSulfuroso
SulfúricoTartárico
Carbônico
Ascórbico
Constantes de dissociação de alguns ácidos polipróticosConstantes de dissociação de alguns ácidos polipróticos
Nome Fórmula
Ácidos fracosÁcidos fracos
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* 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
**
**
*
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** 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
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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.
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• 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
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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
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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
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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-)
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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
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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
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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
![Page 50: Apostila - Produto Iônico](https://reader036.vdocuments.pub/reader036/viewer/2022081513/568c4ba21a28ab49169cf71c/html5/thumbnails/50.jpg)
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
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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
![Page 52: Apostila - Produto Iônico](https://reader036.vdocuments.pub/reader036/viewer/2022081513/568c4ba21a28ab49169cf71c/html5/thumbnails/52.jpg)
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
![Page 53: Apostila - Produto Iônico](https://reader036.vdocuments.pub/reader036/viewer/2022081513/568c4ba21a28ab49169cf71c/html5/thumbnails/53.jpg)
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