Equilíbrio acido base

Química – 12º Ano

EQ. ÁCIDO - BASE

EQUILÍBRIO ÁCIDO-BASE
INTRODUÇÃO

Desde a antiguidade que se classificam as substâncias como ácidos ou como bases (anti-ácidos): ü O vinagre parece ter sido o primeiro ácido conhecido (sabor amargo) ü As bases eram conhecidas por serem escorregadias ao tacto e pelas suas propriedades anti-ácidas.

A.

TEORIA DE ARRHENIUS (fim do século XIX) Para Arrhenius: ü Ácido era toda a substância que contendo hidrogénio, se “dissociava” em solução produzindo iões H+, ex: HCl(aq) H+(aq) + Cl–(aq)

ü Base seria toda a substância que em solução aquosa se “dissociava”, produzindo iões hidróxido (OH ), ex: NaOH(aq) Na+(aq) + OH–(aq)
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Esta teoria estava incompleta. Como explicar: ü O comportamento ácido ou alcalino em soluções não aquosas? ü O comportamento alcalino do NH3?

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Surgiu uma nova teoria: B. TEORIA DE BRONSTED-LOWRY

(cerca de 1920) Segundo esta teoria: ü Ácido – espécie que cede iões H+ (protões). ü Base – espécie que recebe iões H+. H+ HA(aq) + H2O(l) ácido base H+ H3O+(aq) + A–(aq)

REACÇÃO ÁCIDO-BASE: Reacção de transferência de protões entre duas espécies iónicas ou moleculares, originando um novo ácido e uma nova base. H+ HA(aq) + H2O(l) ácido 1 base 2 São pares conjugados ácido-base: ü HA/Aü H3O+/ H2O H+ H3O+(aq) + A–(aq) ácido 2 base 1

Na seguinte reacção temos: H+ NH3(aq) + H2O(l) base 1 ácido 2 H+ NH4+(aq) + OH–(aq) ácido 1 base 2

São pares conjugados ácido-base: ü NH4+/ NH3 ü H2O/ OH– Mas, como explicar o comportamento da H2O?
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ü Substâncias que, como a H2O, apresentam comportamento ácido ou básico, dependendo da espécie com que reagem, são definidas como anfotéricas ou anfipróticas. Reacção de Auto-ionização da Água: H2O(l) + H2O(l) H3O+(aq) + OH–(aq)

A reacção directa muito pouco extensa, assim a sua constante de equilíbrio, será: Produto Iónico da Água:

Kw = [H3O+]e.[OH-]e a 25ºC Kw =