AcidoBase PH 2015

Equilíbrio ácido-base
•Ácidos e bases de Arrhenius (Brönsted, Lewis)
•Força de ácidos e bases
•Ácidos fracos e pKa
•pH
•Curva de titulação de ácidos fortes e ácidos fracos
•Curva de titulação de bases fracas
•Soluções tampão
•Correlações biológicas

Teoria ácido-base de Arrhenius
Ácidos: substâncias químicas que liberam cátons H+ em solução aquosa
Bases: substâncias químicas que liberam ânions OH- em solução aquosa
Os conceitos ácido-base das Teorias de Brönsted e Lewis envolvem pares eletrônicos.
Força de ácidos e bases: grande capacidade de dissociação em sol. aquosa

HCl(aq.)

H+(aq.) + Cl-(aq.) a = 92% grau de dissociação

100 mols Svante Arrhenius
Prêmio Nobel de
Química - 1903
Ácidos fortes: HNO3, H2SO4, HClO4,etc.
Bases fortes: NaOH, KOH, Ca(OH)2,etc.

HCl

H2 O

HCl
+
H + Cl-

a > 50%

Ácidos fracos

pKa = -log Ka

Ácidos fracos: dissociam pouco em sol. aquosa
(a < 5%)

Ka = [H+].[A-]
[HA]

Ácido

Ka

pKa

Ác.láctico

1,4.10-4

3,9

H3C C C OH

H3C C C O

Ác.fórmico

1,8.10-4

3,8

OH

OH

Ác.acético

1,8.10-5

4,8

HCN

4,0.10-10

9,4

H2CO3

K1= 4,3.10-7

6,4

ác.carbônico HCO 3 (aq.)

(H2CO3)

K2= 5,6.10-11

10,3

Ác.fosfórico

K1= 7,5.10-3

2,1

(H3PO4)

6,2.10-8

Ác.carbônico

K2 =

K3= 2,2.10-13

7,2
12,7

H O

H O
-

lactato

ác.láctico

O
HO P OH
OH

ác.fosfórico

+ H+

H2CO3(aq.)

H+(aq.) + HCO3-(aq.)
H+(aq.) + CO32-(aq.)

H3PO4(aq.)

H+(aq.) + H2PO4-(aq.)

H2PO4-(aq.)

H+(aq.) + HPO42-(aq.)

HPO42-(aq.)

H+(aq.) + PO43-(aq.)

Ácidos/bases conjugadas de relevância biológica Reação de neutralização &
Equilíbrio iônico da água
Concentração de uma solução de HCl?

Reação de neutralização:
Estequiométrica na proporção 1:1 entre íons H+ e OH- com grande constante de equilíbrio.

H+(aq.) + OH-(aq.)

HCl

Volume definido (40 mL p.e.)
Solução de NaOH conc. definida (0,1 M)
Medir volume de NaOH utilizado (40 mL p.e.)

H2O(aq.)

Equilíbrio iônico da H2O:
Dissociação natural da água (em meio aquoso).

H+(aq.) + OH-(aq.)  H2O(aq.)
Kw25oC = 1,0.10-14 =