Acido

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Acido e base
A teoria de Arrhenius
Arrhenius sugeriu a teoria de dissociação eletrolítica ,e propôs a auto ionização da água.
H2O H+ + OH-
Substancia que produzem em H+ eram chamados de ácidos e substancia que produziam OH- eram chamados de base,uma típica reação de neutralização é a seguinte:
HCl + NaOH NaCl + H2O
Ou simplesmente:
H+ + OH- H2O
Em solução aquosas,aconcentração de H+ é freqüentemente em termos de ph,onde :
pH=log1/ [H+] = -log[H+]
sendo [H+] a concentração do íon de hidrogênio.Seria mais correto utilizar a atividade em vez da concentração .Essa escala logaritma é muito útil para exprimir concentração numa vasta faixa ordem de grandeza,por exemplo,H+ 1 M corresponde a pH=0, H+ a 10-14 M pH=14.
Ácido e base em solventes protônicos
Aágua sofre auto-ionizaçao
2 H2O H3O+ + OH-
A constante de equilíbrio dessa reação depende da água [H2O] e a das concentrações dos íons, [H3O+] e [OH- ].
K1=[H3O+][OH- ]/ [H2O]2
Como a água está presente em grande excesso,sua concentração é praticamente constante,e o produto iônico da água pode ser escrito na forma:
Kw=[H3O+] [OH- ]=10-14 mol2 l-1 .
A tabela 1 mostra valores do produtoiônico da água a varias temperaturas:
Temperatura (oC) | Kw (mol2 l-1 ) |
0 oC | 0,12x10-14 |
10 oC | 0,29x10-14 |
20 oC | 0,68x10-14 |
25 oC | 1,00x10-14 |
30 oC | 1,47x10-14 |
40 oC | 2,92x10-14 |
100 oC | 47,6x10-14 |
Tabela 1
A tabela 2 fornece relação entre pH, produto ionicodos ions [H+] e [OH- ].
pH | [H+] (mol l-1 ) | [OH- ] (mol l-1 ) |Acido ou base |
0 | 100 | 10-14 | Acido |
1 | 10-1 | 10-13 | Acido |
2 | 10-2 | 10-12 | Acido |
3 | 10-3 | 10-11 | Acido |
4 | 10-4 | 10-10 | Acido |
5 | 10-5 | 10-9 | Acido |
6 | 10-6 | 10-8 | Acido |
7 | 10-7 | 10-7 | neutro |
8 | 10-8 | 10-6 | base |
9 | 10-9 | 10-5 | base |
10 | 10-10 | 10-4 | base |
11 | 10-11 | 10-3 | base|
12 | 10-12 | 10-2 | base |
13 | 10-13 | 10-1 | base |
14 | 10-14 | 100 | base |
Tabela 2
O valor de Kw é igual a 1,00x10-14 mol2 l-1 a 25 oC,e varia com a temperatura. A 25 oC teremos portanto,na água pura, 10-7 moles de H3O+ e 10-7 moles de OH-.
Ácidos como HA aumentam a concentração de H3O+ :
HA + H2O H3O+ + A-
Kw=[ H3O+ ][ A- ] /[ HA]
Em soluçõesdiluídas, a água está em tal excesso que sua concentração é quase constante (aproximadamente 55M),e esta constante poderá ser incorporada a constante Kw.Portanto:
Ka=[ H3O+ ][ A- ] /[ HA]
A escala de Ph é usada para medir a atividade dos íons hidrogênio Ph=-log[H+] e referi-se as potencias de dez usadas para expandir a concentração dos íons de hidrogênio.De uma maneira semelhante,a constante dedissociação do acido,Ka pode ser expressa com o valor de pKa:
pKa =log1/Ka=- log Ka
o pKa,é portanto,uma medida da forças dos ácidos.Se os ácidos estiver totalmente ironizado (elevada força do ácido),o valor de Ka será grande ,e em conseqüência o valor de pKa será pequeno.Os valores de pKa,dados a seguir,mostram que as forças ácida aumentam da esquerda para direita na tabela periódica:
|CH4 | NH3 | H2O | HF |
pKa | 46 | 35 | 16 | 3 |

A força dos ácidos também aumentam de cima para baixo dentro de um grupo da tabela periódica:
| HF | HCl | HBr | HI |
pKa | 3 | -7 | -9 | -10 |

Na tabela 3 estão alguns valores de pKa de alguns ácidos
Acido | pKa aproximado |
HSbF6 | <-12 |
HI | -10 |
H2SO4 | -9 |
HCl | -7 |
HNO3 | -1.74|
HF | 3.2 |
H2CO3 | 6.35 |
TABELA 3
Nos oxoácidos contendo mais de um átomo de hidrogênio,as constante de dissociação sucessivas se tornam rapidamente mais positivas,isto é,a espécie posfato formado por sucessivas remoções de H+ fica cada vez menos ácidos:
H3PO4 H+ + H2PO4- pK1=2,15
H2PO4 H+ + H2PO42- pK2=7,20
HPO42- H+ + PO43- pK3=12,37
Se o elemento formar...
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