Ácidos e Bases · 2013. 10. 31. · 2 Ácidos Têm um gosto amargo. O vinagre deve o seu gosto ao...
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1
Ácidos e Bases
Capítulo 15
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2
Ácidos
Têm um gosto amargo. O vinagre deve o seu gosto ao ácido
acético. Os frutos cítricos contêm ácido cítrico.
Reagem com certos metais para produzir hidrogénio gasoso.
Reagem com carbonatos e bicarbonatos para produzir CO2
gasoso.
Têm um sabor amargo.
São escorregadias ao tacto. Muitos sabões contêm bases.
Bases
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3
• Um ácido de Brønsted é um dador de protões.
• Uma base de Brønsted é um aceitador de protões.
ácido base ácido base
ácido base
conjugada base
ácido
conjugado
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Example
4
15.1
Identifica os pares ácido-base conjugados na reação entre
a amónia e o ácido fluorídrico em solução aquosa
NH3(aq) + HF(aq) (aq) + F-(aq)
+4NHƒ
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Example
5
15.1
Estratégia
Recordar que uma base conjugada tem sempre menos um
átomo de H e mais uma carga negativa (ou menos uma carga
positiva) do que a fórmula do ácido correspondente.
Solution
NH3 tem menos um átomo de H e menos uma carga positiva
que o . F- tem menos um átomo de H e mais uma carga
negativa que o HF. Portanto, os pares ácido-base conjugados
são (1) e NH3 e (2) HF e F-.
+4NH
+4NH
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6
O
H
H + O
H
H O
H
H H O H - +
[ ] +
Propriedades Ácido-Base da Água
H2O (l) H+ (aq) + OH- (aq)
H2O + H2O H3O+ + OH-
ácido base
conjugada
base ácido
conjugado
autoionização da água
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7
H2O (l) H+ (aq) + OH- (aq)
O Produto Iónico da Água
Kc = [H+][OH-]
[H2O] [H2O] = constante
Kc[H2O] = Kw = [H+][OH-]
A constante do produto-iónico (Kw) é o produto das
concentrações molares dos iões H+ e OH-, a uma dada
temperatura.
A 250C
Kw = [H+][OH-] = 1,0 x 10-14
[H+] = [OH-]
[H+] > [OH-]
[H+] < [OH-]
A solução é
neutra
ácida
básica
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Example
8
15.2
A concentração de iões OH- numa determinada solução de
limpeza amoníaco doméstico é 0.0025 M. Calcule a
concentração de iões H+.
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Example
9
Estratégia
É-nos dada a concentração de iões OH- e pedido para calcular
a [H+]. A relação entre a [H+] e [OH-] em água ou numa solução
aquosa é dada pelo produto-iónico da água, Kw [Equação
(15.3)].
15.2
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Example
10
15.2
Solução
Rearranjando a Equação (15.3), escrevemos
Verificação
Uma vez que [H+] < [OH-], a solução é básica, como seria de
esperar a partir da discussão anterior sobre a reação da
amónia com água.
-14+ w
-
1.0 × 10[H ] = = =
0.0025[OH ]M
-124.0 × 10
K
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11
pH – Uma Medida de Acidez
pH = -log [H+]
[H+] = [OH-]
[H+] > [OH-]
[H+] < [OH-]
A solução é
neutra
ácida
básica
[H+] = 1,0 x 10-7
[H+] > 1,0 x 10-7
[H+] < 1,0 x 10-7
pH = 7
pH < 7
pH > 7
A 250C
pH [H+]
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12
pOH = -log [OH-]
[H+][OH-] = Kw = 1,0 x 10-14
-log [H+] – log [OH-] = 14,00
pH + pOH = 14,00
Outras relações importantes
pHmetro
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Example
13
15.3
A concentração de iões H+ numa garrafa de vinho de mesa era
de 3,2 x 10-4 M logo após se tirar a rolha. Apenas metade do
vinho foi consumido. A outra metade, depois de ter sido
guardada em contacto com o ar durante um mês, tinha uma
concentração de iões de hidrogénio igual a 1,0 x 10-3 M.
Calcule o pH do vinho nessas duas ocasiões.
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Example
14
15.3
Estratégia
Dão-nos a concentração de iões H+ e pedem-nos para calcular
o pH da solução. Qual é a definição de pH?
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Example
15
15.3
Solução
De acordo com a Equação (15.4), pH =-log [H+]. Quando a
garrafa foi aberta, [H+] = 3,2 x 10-4 M, que substituímos na
Equação (15.4)
pH = -log [H+]
= -log (3,2 x 10-4) = 3,49
Na segunda ocasião, [H+] = 1,0 x 10-3 M, de modo que
pH = -log (1,0 x 10-3 ) = 3,00
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Example
16
15.3
Comentário
O aumento da concentração de iões hidrogénio (ou diminuição
do pH), é em grande parte o resultado da conversão de uma
parte do álcool (etanol) em ácido acético, uma reação que tem
lugar na presença de oxigénio molecular.
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Example
17
15.4
O pH da água da chuva recolhida numa determinada região do
nordeste dos Estados Unidos num determinado dia foi de 4,82.
Calcule a concentração de iões H+ da água da chuva.
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Example
18
15.4
Estratégia
Aqui, é-nos dado o pH de uma solução e pedem para calcular
[H+]. Porque o pH se define como o pH = -log[H+], podemos
obter [H+], pelo antilogaritmo do pH, isto é, [H+] = 10-pH, como
se mostra na Equação (15.5).
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Example
19
15.4
Solução
Da Equação (15.4)
pH = -log [H+] = 4,82
Portanto,
log [H+] = -4,82
Para calcular [H+], precisamos calcular o cologaritmo de -4,82
[H+] = 10-4,82 = 1,5 x 10-5 M
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Example
20
15.4
Verificação
Como o pH está compreendido entre 4 e 5, podemos esperar
que [H+] esteja entre 1 x 10-4 M e 1 x 10-5 M. Portanto, a
resposta é razoável.
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Example
21
15.5
Numa solução de NaOH a [OH-] é de 2,9 x 10-4 M. Calcule o pH
da solução.
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Example
22
15.5
Estratégia
A resolução deste problema tem dois passos. Primeiro,
precisamos calcular o pOH usando a Equação (15.7). A seguir,
usamos a Equação (15.9) para calcular o pH da solução.
Solução
Usamos a Equação (15.7):
pOH = -log [OH-]
= -log (2,9 x 10-4)
= 3,54
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Example
23
15.5
Agora usamos a Equação (15.9):
pH + pOH = 14,00
pH = 14,00 - pOH
= 14,00 – 3,54 = 10,46
Alternativamente, podemos usar a constante do produto iónico
da água, Kw= [H+][OH-] para calcular [H+]. Experimente.
Verificação A resposta mostra que a solução é básica (pH>7),
o que é consistente com uma solução de NaOH.
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24
Eletrólito Forte – 100% dissociação
NaCl (s) Na+ (aq) + Cl- (aq) H2O
Eletrólito fraco – dissociação incompleta
CH3COOH CH3COO- (aq) + H+ (aq)
Ácidos Fortes são eletrólitos fortes:
HCl (aq) + H2O (l) H3O+ (aq) + Cl- (aq)
HNO3 (aq) + H2O (l) H3O+ (aq) + NO3
- (aq)
HClO4 (aq) + H2O (l) H3O+ (aq) + ClO4
- (aq)
H2SO4 (aq) + H2O (l) H3O+ (aq) + HSO4
- (aq)
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25
HF (aq) + H2O (l) H3O+ (aq) + F- (aq)
Ácidos fracos são eletrólitos fracos:
HNO2 (aq) + H2O (l) H3O+ (aq) + NO2
- (aq)
HSO4- (aq) + H2O (l) H3O
+ (aq) + SO42- (aq)
H2O (l) + H2O (l) H3O+ (aq) + OH- (aq)
Bases Fortes são eletrólitos fortes:
NaOH (s) Na+ (aq) + OH- (aq) H2O
KOH (s) K+ (aq) + OH- (aq) H2O
Ba(OH)2 (s) Ba2+ (aq) + 2OH- (aq) H2O
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26
F- (aq) + H2O (l) OH- (aq) + HF (aq)
Bases fracas são eletrólitos fracos:
NO2- (aq) + H2O (l) OH- (aq) + HNO2 (aq)
Pares ácido-base conjugados:
• A base conjugada de um ácido forte não tem força
mensurável.
• H3O+ é o ácido forte que pode existir em solução aquosa.
• O grupo OH- é a base mais forte que pode existir em
solução aquosa.
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Ácido Forte (HCl) Ácido fraco (HF)
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Example
29
15.6
Calcule o pH de:
(a) uma solução de HCl 1,0 x 10-3 M
(b) Uma solução de Ba(OH)2 0,020 M
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Example
30
Estratégia
Ter em atenção que o HCl é um ácido forte e que o Ba(OH)2 é
uma base forte. Assim, estas espécies estão completamente
ionizadas e nem HCl nem Ba(OH)2 ficam em solução.
Solução
(a) A ionização de HCl é
HCl(aq) H+(aq) + Cl-(aq)
15.6
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Example
31
15.6
As concentrações de todas as espécies (HCl, H+, e Cl-) antes
e depois da ionização podem ser representadas do seguinte
modo:
HCl(aq) → H+(aq) + Cl-(aq)
Inicio (M): 1,0 x 10-3 0,0 0,0
Variação (M): -1,0 x 10-3 +1,0 x 10-3 +1,0 x 10-3
Final (M): 0,0 1,0 x 10-3 1,0 x 10-3
Uma variação positiva (+) representa um aumento e uma
variação negativa (-) indica uma diminuição da concentração.
Assim,
[H+] = 1,0 x 10-3 M
pH = -log (1,0 x 10-3)
= 3,00
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Example
32
15.6
(b) Ba(OH)2 é uma base forte; cada Ba(OH)2 produz dois iões
OH-:
Ba(OH)2(aq) Ba2+(aq) + 2OH-(aq)
As variações nas concentrações de todas as espécies
podem ser representadas do seguinte modo:
Ba(OH)2(aq) → Ba2+(aq) + 2OH-(aq)
Inicio (M): 0,020 0,00 0,00
Variação (M): - 0,020 + 0,020 +2(0,020)
Final (M): 0,00 0,020 0,040
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Example
33
Então,
[OH-] = 0,040 M
pOH = -log 0,040 = 1,40
Portanto, a partir da Equação (15.8),
pH = 14,00 - pOH
= 14,00 - 1,40
= 12,60
Verificação Note-se que tanto em (a) como em (b)
desprezámos a contribuição da auto-ionização da água para
dar [H+] e [OH-], porque 1,0 x 10-7 M é muito pequeno em
comparação com 1,0 x 10-3 M e 0,040 M.
15.6
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Example
34
Prever a direção da seguinte reação em solução aquosa:
HNO2(aq) + CN-(aq) HCN(aq) + (aq)
15.7
-2NO
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Example
35
15.7
Estratégia
Trata-se de determinar se, no estado de equilíbrio, a reação
será deslocada para a direita, favorecendo HCN e , ou para
a esquerda, favorecendo HNO2 e CN-. Qual dos dois é o ácido
mais forte e, portanto, o dador de protões mais forte: HNO2 ou
HCN? Qual é a base mais forte e, portanto, um aceitador de
protões mais forte: CN- ou ? Lembre-se de que quanto mais
forte for o ácido, mais fraca é a sua base conjugada.
-2NO
-2NO
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Example
36
Solução
Na Tabela 15.2, vemos que HNO2 é um ácido mais forte do
HCN. Assim, CN- é uma base mais forte do que . A reação
resultante irá ocorrer da esquerda para a direita, como está
escrita porque o HNO2 é um melhor dador de protões que HCN
(e CN- é um melhor aceitador de protões que ).
15.7
-2NO
-2NO
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37
HA (aq) + H2O (l) H3O+ (aq) + A- (aq)
Ácidos Fracos (HA) e Constantes de Ionização Ácida
HA (aq) H+ (aq) + A- (aq)
Ka = [H+][A-]
[HA]
Ka é a constante de ionização ácida
Ka força mensurável
do ácido fraco
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38
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39
Resolver problemas de ionização de ácidos fracos:
1. Identificar as espécies em maior quantidade que podem
afetar o pH da solução.
• Na maioria dos casos, pode ignorar a auto-ionização da água.
• Ignorar [OH-], porque é determinado por [H+].
2. Exprimir as concentrações de equilíbrio destas espécies em
termos da concentração inicial e de uma só incógnita x que
representa a variação de concentração.
3. Escrever a constante de ionização ácida Ka em termos das
concentrações de equilíbrio. Resolver primeiro em ordem a x pelo
método aproximado. Se a aproximação não for válida, usar a
equação quadrática ou o método das aproximações sucessivas
para resolver em ordem a x.
4. Tendo obtido x, podemos calcular as concentrações de
equilibrio de todas as espécies e/ou o pH da solução.
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Example
40
15.8
Calcule o pH de uma solução de ácido nitroso (HNO2) 0,036 M:
HNO2(aq) H+(aq) + (aq)
-2NO
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Example
41
15.8
Estratégia Lembre-se que um ácido fraco apenas ioniza
parcialmente em água. É-nos dada a concentração inicial de um
ácido fraco e pedem para calcular o pH da solução em equilíbrio.
Aqui é útil fazer um esquema para vermos o que acontece ás
espécies em causa.
Tal como no Exemplo 15.6, ignorarmos a ionização da H2O e
assim a principal fonte de iões de H+ é o ácido. A concentração de
iões OH- é muito pequena, como seria de esperar de uma solução
ácida portanto está presente como uma espécie minoritária.
Espécies predominantes
no equilíbrio
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Example
42
15.8
Solução Seguimos o procedimento já descrito.
Passo 1: As espécies que podem afetar o pH da solução são
HNO2, H+, e a base conjugada . Ignoramos a
contribuição da água para [H+].
Passo 2: Considerando x a concentração de equilíbrio de H+ e
em mol/L:
HNO2(aq) H+(aq) + (aq)
Início (M): 0,036 0,00 0,00
Variação (M): -x +x +x
Equilíbrio (M): 0,036 - x x x
-2NO
-2NO
-2NO
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Example
43
15.8
Passo 3: Da Tabela 15.3 escrevemos:
Aplicando a aproximação 0,036 - x ≈ 0,036, obtemos
+ -2
a
2
2-4
[H ][NO ] =
[HNO ]
4.5 × 10 = 0.036-
K
x
x
2 2-4
2
4.5 × 10 = 0.036- 0.036
1.62 10
= 4.0 10
x x
x
x
x M
5
3
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Example
44
15.8
Para testar a aproximação,
-34.0 × 10 × 100% = 11%
0.036
M
M
Dado que é maior do que 5%, a nossa aproximação não é
válida e deve-se resolver a equação quadrática, como se
segue:
2 -4 -5
2-4 -4 -5
-3 -3
+ 4.5 × 10 - 1.62 × 10 = 0
-4.5 × 10 ± 4.5 × 10 - 4(1)(-1.62 × 10 ) =
2(1)
= 3.8 × 10 or -4.3 × 10
x x
x
M M
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Example
45
15.8
A segunda solução é fisicamente impossível, porque a
concentração de iões produzidos como resultado de ionização
não pode ser negativa. Portanto, a solução é dada pela raiz
positiva, x = 3,8 x 10-3 M.
Passo 4: No equilíbrio
[H+] = 3,8 x 10-3 M
pH = -log (3,8 x 10-3 )
= 2,42
Verificação Note que o pH calculado indica que a solução é
ácida, que é o que seria de esperar para uma solução de ácido
fraco. Compare o pH calculado com o de uma solução de ácido
forte 0,036 M tal como HCl para se convencer das diferenças
entre um ácido forte e um ácido fraco.
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Example
46
15.9
O pH de uma solução de ácido fórmico (HCOOH) 0,10 M é
2,39. Qual é o Ka do ácido?
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Example
47
15.9
Estratégia O ácido fórmico é um ácido fraco. Ioniza-se
parcialmente em água. Note que a concentração de ácido
fórmico se refer à concentração inicial, antes da ionização ter
iniciado. O pH da solução, por outro lado, refere-se ao estado
de equilíbrio. Para calcular o Ka, então, precisamos saber as
concentrações das três espécies: [H+], [HCOO-] e [HCOOH] no
equilíbrio. Como de costume, ignoramos a ionização da água.
O seguinte esboço resume a situação.
Espécies predominantes
no equilíbrio
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Example
48
15.9
Solução Procedemos do seguinte modo.
Passo 1: As espécies dominantes em solução são HCOOH, H+,
e a base conjugada HCOO-.
Passo 2: Primeiro precisamos calcular a concentração de iões
hidrogénio a partir do valor de pH
pH = -log [H+]
2,39 = -log [H+]
Aplicando o antilogaritmo a ambos os lados, obtemos
[H+] = 10-2,39 = 4,1 x 10-3 M
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Example
49
15.9
A seguir, resumimos as variações:
HCOOH(aq) H+(aq) + HCOO-(aq)
Início (M): 0,10 0,00 0.00
Variação (M): - 4,1 x 10-3 +4,1 x 10-3 + 4,1 x 10-3
Equilíbrio (M): (0,10 – 4,1 x 10-3) 4,1 x 10-3 4,1 x 10-3
Note que, uma vez que o pH e, portanto, a concentração de
iões H+ é conhecida, também conhecemos as concentrações
de HCOOH e HCOO- no equilíbrio.
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Example
50
15.9
Passo 3: A constante de ionização do ácido fórmico é dada por
+ -
a
-3 -3
-3
[H ][HCOO ] =
[HCOOH]
(4.1 × 10 )(4.1 × 10 ) =
(0.10 - 4.1 × 10 )
= -41.8 × 10
K
Verificação
O valor de Ka é ligeiramente diferente do que está listado na
Tabela 15.3, devido ao arredondamento que fizemos no
cálculo.
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51
% de ionização = Concentração do Ácido Ionizado no Equilíbrio
Concentração inicial do ácido x 100%
Para um ácido monoprótico HA,
% ionização = [H+]
[HA]0 x 100% [HA]0 = concentração inicial
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52
NH3 (aq) + H2O (l) NH4+ (aq) + OH- (aq)
Bases fracas e as Constantes de Ionização da Base
Kb = [NH4
+][OH-]
[NH3]
Kb é a constante de ionização básica
Kb força mensurável
da base fraca
Resolver os problemas base fraca, como ácidos fracos,
excepto para resolver [OH-] em vez de [H+].
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53
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Example
54
Qual é o pH de uma solução de amónia 0,40 M ?
15.10
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Example
55
15.10
Estratégia O procedimento aqui é semelhante ao utilizado para
um ácido fraco (ver Exemplo 15.8). A partir da ionização da
amónia, vemos que as espécies maioritárias em solução no
equilíbrio são NH3, ,e OH-. A concentração de iões de
hidrogénio é muito pequena, como seria de esperar de uma
solução básica, por isso está presente como espécie
minoritária numa solução básica. Ignoramos a ionização da
água, como anteriormente. Fazemos um esboço para seguir o
rasto da espécie em causa como segue:
+4NH
Espécies predominantes no equilíbrio
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Example
56
Solução Procedemos de acordo com os seguintes passos.
Passo 1: As espécies predominantes numa solução de amónia
são NH3, e OH-. Ignoramos a pequena contribuição
da água para a concentração de OH-.
Passo 2: Sendo x a concentração dos iões e OH- em mol/L
no equilíbrio, temos:
15.10
+4NH
+4NH
NH3(aq) + H2O (l) (aq) + OH-(aq)
Início (M): 0,40 0,00 0,00
Variação (M): -x +x +x
Equilíbrio (M): 0,40 - x x x
NH4
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Example
57
15.10
Passo 3: A Tabela 15.4 dá-nos Kb:
Considerando a aproximação 0,40 - x ≈ 0,40, obtemos
2 2-5
2
1.8 × 10 = 0.40 - 0.40
7.2 10
= 2.7 10
6
3
x x
x
x
x M
-
b
3
2-5
[NH ][OH ] =
[NH ]
1.8 × 10 = 0.40 -
4
K
x
x
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Example
58
15.10
Para testar a aproximação, escrevemos
-32.7 × 10 × 100% = 0.68%
0.40
M
M
Portanto, a aproximação é válida.
Passo 4: No equilíbrio, [OH-] = 2,7 x 10-3 M. Assim,
pOH = -log (2,7 x 10-3 )
= 2,57
pH = 14,00 – 2,57
= 11,43
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Example
59
Verificação
Note que o pH calculado é básico, que é o que esperaríamos
de uma solução de base fraca. Compare o pH calculado com o
de uma solução de uma base forte 0,40 M, tal como KOH, para
ficar convencido da diferença entre uma base forte e de uma
base fraca.
15.10
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60
Constantes de ionização de ácidos e as suas
bases conjugadas
HA (aq) H+ (aq) + A- (aq)
A- (aq) + H2O (l) OH- (aq) + HA (aq)
Ka
Kb
H2O (l) H+ (aq) + OH- (aq) Kw
KaKb = Kw
Ácido fraco e a sua Base Conjugada
Ka = Kw
Kb Kb =
Kw
Ka
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61
Ácidos Dipróticos e Tripróticos
• Podem ceder mais do que um ião hidrogénio por molécula.
• Ionizam-se de uma forma gradual, isto é, perdem um protão
de cada vez.
• Pode-se escrever uma expressão da constante de
ionização para cada etapa de ionização.
• Consequentemente, por vezes precisamos de usar duas ou
mais expressões constantes de equilíbrio para calcular as
concentrações das espécies na solução ácida.
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62
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Example
63
15.11
O ácido oxálico (H2C2O4) é uma substância venenosa usada
principalmente como agente de branqueamento e de limpeza
(por ex., para remover sujidade das banheiras). Calcule as
concentrações de todas as espécies presentes no equilíbrio de
uma solução 0,10 M.
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Example
64
Estratégia
Determinar as concentrações de equilíbrio das espécies de um
ácido diprótico, em solução aquosa é mais elaborado do que
para um ácido monoprótico. Seguimos o mesmo procedimento
que usámos para um ácido monoprótico, para cada etapa,
como no Exemplo 15.8. Note que a base conjugada da
primeira etapa de ionização é o ácido da segunda etapa da
ionização.
15.11
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Example
65
15.11
Solução Procedemos de acordo com os seguintes passos.
Passo 1: As espécies dominantes em solução, nesta etapa,
são o ácido não ionizado, iões H+ e a base conjugada,
.
Passo 2: Sendo x a concentração dos iões H+ e em
mol/L, no equilíbrio, temos:
-2 4HC O
-2 4HC O
H2C2O4(aq) H+(aq) + (aq)
Início (M): 0,10 0,00 0,00
Variação (M): -x +x +x
Equilíbrio (M): 0,10 - x x x
-2 4HC O
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Example
66
15.11
Passo 3: A Tabela 15.5 dá-nos:
2a
2 2 4
2-2
[H ][HC O ] =
[H C O ]
6.5 × 10 = 0.10 -
4
K
x
x
Aplicando a aproximação 0,10 - x ≈ 0,10, obtemos
2 2-2
2
6.5 × 10 = 0.10 - 0.10
6.5 10
= 8.1 10
3
2
x x
x
x
x M
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Example
67
15.11
Para testar a aproximação, escrevemos
-28.1 × 10 × 100% = 81%
0.10
M
M
É evidente que a aproximação não é válida. Portanto,
devemos resolver a equação quadrática
x2 + 6,5 x 10-2x – 6,5 x 10-3 = 0
O resultado é x = 0,054 M.
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Example
68
15.11
Passo 4: Quando se atingiu o equilíbrio da primeira etapa da
ionização, as concentrações são
[H+] = 0,054 M
[ ] = 0,054 M
[H2C2O4] = (0,10 - 0,054) M = 0,046 M
A seguir consideramos a segunda etapa da ionização.
Passo 1: Nesta etapa as espécies maioritárias são , que
atua como ácido na segunda etapa da ionização, H+, e
a base conjugada .
-2 4HC O
-2 4HC O
2-2 4C O
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Example
69
15.11
Passo 2: Sendo y a concentração dos iões H+ e
em mol/L, no equilíbrio, temos:
2-2 4C O
(aq) H+(aq) + (aq)
Início (M): 0,054 0,054 0,00
Variação (M): -y +y +y
Equilíbrio (M): 0,054 - y 0,054 + y y
-2 4HC O 2-
2 4C O
Passo 3: A Tabela 15.5 dá-nos
2a
2
-5
[H ][C O ] =
[HC O ]
(0.054 + )( )6.1 × 10 =
(0.054 - )
24
4
K
y y
y
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Example
70
15.11
Aplicando a aproximação 0,054 + y ≈ 0,054 e 0,054 - y ≈ 0,054,
obtemos
-5(0.054)( ) = = 6.1 × 10
(0.054)
yy M
E testamos a aproximação,
-56.1 × 10 × 100% = 0.11%
0.054
M
M
A aproximação é válida.
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Example
71
15.11
Passo 4: No equilíbrio,
[H2C2O4] = 0,046 M
[ ] = (0,054 - 6,1 x 10-5) M = 0,054 M
[H+] = (0,054 + 6,1 x 10-5) M = 0,054 M
[ ] = 6,1 x 10-5 M
[OH-] = 1,0 x 10-14/0,054 = 1,9 x 10-13 M
-2 4HC O
2-2 4C O
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72
Estrutura Molecular e a Força dos Ácidos
H X H+ + X-
Mais
forte a
ligação
Mais
fraco o
ácido
HF << HCl < HBr < HI
acidez
aumenta
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73
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74
Estrutura Molecular e a Força do Oxoácido
Z O H Z O- + H+ d- d+
A ligação O-H será mais polar e fácil de quebrar se:
• Z é muito eletronegativo ou
• Z está num elevado estado de oxidação
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75
1. Oxoácidos com átomos centrais diferentes (Z) que são do
mesmo grupo e que têm o mesmo número de oxidação.
A força ácida aumenta com a eletronegatividade de Z
H O Cl O
O • •
• •
• •
• •
• •
• •
• •
• •
• •
H O Br O
O • •
• •
• •
• •
• •
• •
• •
• •
• •
Cl é mais eletronegativo que Br
HClO3 > HBrO3 Acidez
aumenta
Estrutura Molecular e a Força do Oxoácido
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76
Estrutura Molecular e a Força Ácida
2. Oxoácidos possuindo o mesmo átomo central (Z) mas
números diferentes de grupos ligados.
A força ácida aumenta às medida que o número de
oxidação do átomo central aumenta.
HClO4 > HClO3 > HClO2 > HClO
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Example
77
15.12
Preveja as forças relativas dos oxoácidos em cada um dos
seguintes grupos:
(a) HClO, HBrO e HIO
(b) HNO3 e HNO2
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Example
78
Estratégia
Examine a estrutura molecular. Em (a) os dois ácidos têm uma
estrutura semelhante, mas diferem apenas no átomo central
(Cl, Br e I). Qual dos átomos centrais é o mais eletronegativo?
Em (b) os ácidos têm o mesmo átomo central (N), mas diferem
no número de átomos de O. Qual é o número de oxidação de N
em cada um destes dois ácidos?
15.12
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Example
79
Solução
(a) Estes ácidos têm todos a mesma estrutura e os halogéneos
têm todos o mesmo número de oxidação (+1). Atendendo a
que a eletronegatividade diminui de Cl para I, o átomo de Cl
atrai o par de eletrões que partilha com o átomo de O, mais
que os outros halogéneos. Consequentemente, a ligação
O-H é a mais polar em HClO e a menos polar em HIO.
Portanto, a força ácida diminui como segue:
HClO > HBrO > HIO
15.12
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Example
80
(b) As estruturas de HNO3 HNO2 estão representadas na Figura
15.5. Como o número de oxidação do N é +5 em HNO3 e +3
em HNO2, HNO3 é um ácido mais forte do que o HNO2.
15.12
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81
Propriedades Ácido-Base de Sais
Soluções Neutras:
Os sais que contêm um ião de um metal alcalino ou um
ião de um metal alcalino-terroso (excepto o Be2+) e a
base conjugada de um ácido forte (ex. Cl-, Br- e NO3-).
NaCl (s) Na+ (aq) + Cl- (aq) H2O
Soluções Básicas:
Os sais derivados de uma base forte e um ácido fraco.
CH3COONa (s) Na+ (aq) + CH3COO- (aq) H2O
CH3COO- (aq) + H2O (l) CH3COOH (aq) + OH- (aq)
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Example
82
Calcule o pH de uma solução de acetato de sódio (CH3COONa)
0,15 M. Qual é a percentagem de hidrólise?
15.13
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Example
83
15.13
Estratégia
O que é um sal? Em solução, CH3COONa dissocia-se
completamente em iões Na+ e CH3COO-. Os ião Na+, como
vimos anteriormente, não reage com água e não tem efeito
sobre o pH da solução. O ião CH3COO- é a base conjugada do
ácido fraco CH3COOH. Portanto, espera-se que reaja, em certa
extensão, com a água formando CH3COOH e OH- , e a solução
será básica.
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Example
84
15.13
Solução
Passo 1: Como começámos com uma solução de acetato de
sódio 0,15 M, as concentrações dos iões também são
0,15 M depois da dissociação:
CH3COONa(aq) Na+(aq) + CH3COO-(aq)
Início (M): 0,15 0 0
Variação (M): -0,15 +0,15 +0,15
Final (M): 0 0,15 0,15
Destes iões, apenas o ião acetato irá reagir com a água
CH3COO-(aq) + H2O(l) CH3COOH(aq) + OH-(aq)
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Example
85
15.13
No equilíbrio, as espécies predominantes em solução são
CH3COOH, CH3COO- e OH-. A concentração do ião H+ é muito
pequena, como seria de esperar para uma solução básica, por
isso é tratada como uma espécie minoritária. Ignoramos a
ionização da água.
Passo 2: Seja x a concentração de equilíbrio de CH3COOH e
dos iões OH- em mol/L, resumimos:
CH3COO- (aq) + H2O (l) CH3COOH(aq) + OH-(aq)
Início (M): 0,15 0,00 0,00
Variação (M): -x +x +x
Equilíbrio (M): 0,15 - x x x
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Example
86
15.13
Passo 3: Da discussão anterior e da Tabela 15.3 podemos
escrever a constante de equilíbrio de hidrólise, ou a
constante de ionização básica, como
-3
b -3
2-10
[CH COOH][OH ] =
[CH COO ]
5.6 × 10 = 0.15 -
K
x
x
Como Kb é muito pequeno e a concentração inicial da base é
grande, podemos aplicar a aproximação 0,15 - x ≈ 0,15:
2 2-10
-6
5.6 × 10 = 0.15 - 0.15
= 9.2 × 10
x x
x
x
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Example
87
15.13
Passo 4: No equilíbrio:
[OH-] = 9,2 x 10-6 M
pOH = -log (9,2 x 10-6 )
= 5,04
pH = 14,00 - 5,04
= 8,96
Portanto, a solução é básica, como seria de esperar. A
percentagem de hidrólise é dada por
-69.2 × 10 % hydrolysis = × 100%
0.15
= 0.0061%
M
M
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Example
88
15.13
Verificação
O resultado mostra que apenas uma quantidade muito
pequena do anião sofre hidrólise. Note que o cálculo da
percentagem de hidrólise tem a mesma forma que o teste da
aproximação, que é válida neste caso.
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89
Propriedades Ácido-Base de Sais
Soluções Ácidas:
Os sais derivados de um ácido forte e de uma base fraca.
NH4Cl (s) NH4+ (aq) + Cl- (aq)
H2O
NH4+ (aq) NH3 (aq) + H+ (aq)
Sais com catiões metálicos pequenos e de cargas elevadas
(ex. Al3+, Cr3+ e Be2+) e a base conjugada de um ácido forte.
Al(H2O)6 (aq) Al(OH)(H2O)5 (aq) + H+ (aq) 3+ 2+
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90
Hidrólise Ácida do Al3+
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91
Soluções em que tanto o catião como o anião se hidrolisam:
• Kb do anião > Ka do catião, a solução será básica
• Kb do anião < Ka do catião, a solução será acidica
• Kb do anião Ka do catião, a solução será neutra
Propriedades Ácido-Base de Sais
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92
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Example
93
15.14
Preveja se as seguintes soluções serão ácidas, básicas ou
quase neutras :
(a) NH4I
(b) NaNO2
(c) FeCl3
(d) NH4F
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Example
94
Estratégia
Para decidir se um sal vai sofrer hidrólise ou não, faça as
seguintes perguntas: É o catião um ião metálico de carga
elevada ou um ião amónia? O anião é a base conjugada de um
ácido fraco? Se a resposta for sim a qualquer das respostas,
então irá ocorrer hidrólise. Nos casos em que tanto o catião
como o anião reagem com a água, o pH da solução dependerá
dos valores relativos de Ka para o catião e de Kb para o anião
(ver Tabela 15.7).
15.14
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Example
95
15.14
Solução
Primeiro, separar o sal no seu catião e anião que o compõem e
depois examinamos a possível reação de cada ião com água.
(a) O catião , que hidrolisará para dar NH3 e H+. O anião I- é
a base conjugada base do ácido forte HI. Portanto, I- não irá
hidrolisar e a solução é ácida.
(b) O catião Na+ não hidrolisa. O ião é a base conjugada
do ácido fraco HNO2 e irá hidrolisar formando HNO2 e OH-. A
solução será básica.
+4NH
-2NO
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Example
96
15.14
(c) Fe3+ é um ião metálico pequeno e de carga elevada
hidrolisando para dar iões H+. O Cl- não se hidrolisa.
Consequentemente, a solução será ácida.
(d) Ambos os iões e F- hidrolisarão. As Tabelas 15.3 e 15.4
indicam-nos que o Ka do (5,6 x 10-10) é maior do que o
Kb para F- (1,4 x 10-11). Portanto, a solução será ácida.
+4NH
+4NH
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97
Óxidos dos Elementos Representativos
nos seus Estados de Oxidação mais elevadoss
CO2 (g) + H2O (l) H2CO3 (aq)
N2O5 (g) + H2O (l) 2HNO3 (aq)
Na2O (s) + H2O (l) 2NaOH (aq)
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98
Ácido de Arrhenius é uma substância que produz H+ (H3O+) em água
Um ácido de Brønsted é um dador de protões
Um ácido de Lewis é uma substância que pode aceitar um par de
eletrões
Uma base de Lewis é uma substância que pode doar um par de
eletrões
Definição de Ácido
H+ H O H • •
• • + OH- • • • •
• •
ácido base
N H • •
H
H
H+ +
ácido base
N H
H
H
H +
![Page 99: Ácidos e Bases · 2013. 10. 31. · 2 Ácidos Têm um gosto amargo. O vinagre deve o seu gosto ao ácido acético. Os frutos cítricos contêm ácido cítrico. Reagem com certos](https://reader033.fdocuments.in/reader033/viewer/2022060922/60adf576ca2a8041277d5b5e/html5/thumbnails/99.jpg)
99
Ácidos e Bases de Lewis
N H • •
H
H
ácido base
F B
F
F
+ F B
F
F
N H
H
H
Não há protões doados ou aceites!
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100
Química em Ação: Antiácidos e o Balanço de pH do Estômago
NaHCO3 (aq) + HCl (aq)
NaCl (aq) + H2O (l) + CO2 (g)
Mg(OH)2 (s) + 2HCl (aq)
MgCl2 (aq) + 2H2O (l)
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Example
101
Identifique o ácido de Lewis e a base de Lewis base em cada
uma das seguintes reações:
(a) C2H5OC2H5 + AlCl3 (C2H5)2OAlCl3
(b) Hg2+(aq) + 4CN-(aq) (aq)
15.15
2-4Hg(CN)
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Example
102
15.15
Estratégia
Nas reações de ácido-base de Lewis, o ácido é normalmente
um catião ou uma molécula deficiente de eletrões, enquanto
que a base é um anião ou uma molécula contendo um átomo
com pares isolados.
(a) Desenhe a estrutura molecular de C2H5OC2H5. Qual é o
estado de hibridização de Al em AlCl3?
(b) Qual dos iões tem probabilidade de ser um aceitador de
eletrões? Um doador de eletrões?
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Example
103
15.15
Solução
(a) O Al tem hibridização sp2 em AlCl3 com uma orbital 2pz
vazia. É deficiente em eletrões, compartilhando apenas 6
eletrões. Portanto, o átomo de Al tem tendência a ganhar
dois eletrões para completar o seu octeto. Esta propriedade
torna o AlCl3 um ácido de Lewis. Por outro lado, os pares
isolados do átomo de oxigénio do C2H5OC2H5 fazem do
composto uma base de Lewis :
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Example
104
15.15
(b) Aqui os iões Hg2+ aceitam quatro pares de eletrões dos iões
CN-. Portanto, Hg2+ é o ácido de Lewis e CN- é a base de
Lewis.