Equilíbrio acido base

Páginas: 8 (1974 palavras) Publicado: 19 de maio de 2012
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) ParaArrhenius: 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)
-

Esta teoria estava incompleta. Como explicar: ü O comportamento ácido ou alcalino em soluções não aquosas? ü Ocomportamento 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 oumoleculares, 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 =1,0x10-14

C. TEORIA DE LEWIS Lewis explica a existência do ião H3O+, de outro modo: O ião H+, deficitário de um electrão, aceita partilhar um par de electrões, estabelecendo-se uma ligação covalente dativa.

H+

+

O H

H

H

O H

H

+

Assim, ü Ácido – espécie que aceite partilhar pelo menos um par de electrões, ex: BF3. ü Base – espécie doadora dos electrões, para a ligaçãocovalente dativa, ex: NH3. BF3 + NH3 F3B NH3

CONSTANTES DE ACIDEZ E DE BASICIDADE
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1. FORÇAS DOS ÁCIDOS E DAS BASES Segundo Bronsted e Lowry, a reacção que ocorre entre um ácido e a água pode esquematizar-se assim: HA(aq) + H2O(l) aplicando a Lei da Acção das Massas: H3O+(aq) + A–(aq)

KC

[H O ] × [A ] =
+ − 3 e

[H 2O]e × [HA]e

e

como a[H2O] é aproximadamente constante. KC x [H2O] = Ka CONSTANTE DE ACIDEZ

Ka

[H O ] × [A ] =
+ − 3

[HA]e

e

e

A grandeza Ka, é constante a uma dada temperatura T, e mede a extensão da reacção. Assim, quanto maior for o valor de Ka, mais forte será o ácido. Podem comparar-se a força de dois ou mais ácidos, comparando as suas constantes de acidez.

Nota: Consultar Tabela de constantesde acidez.

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Para a reacção: HNO3(aq) + H2O(l)

H3O+(aq) + NO3–(aq)

A Lei da Acção das Massas conduz a um valor muito elevado para Ka. Logo a ionização do ácido é uma reacção muito extensa com um grau de ionização (α) muito elevado. α Assim a reacção deve ser traduzida pelo seguinte esquema: HNO3(aq) + H2O(l) H3O+(aq) + NO3–(aq)

Nota: Grau deIonização:

α=

n.º de ⋅ moles ⋅ ionizadas n.º.de.moles.iniciais

A reacção inversa é muito pouco extensa, logo considera-se o anião NO3uma base muito fraca. Se o valor de Ka(HA) é muito elevado ⇒ o valor de Kb(A-) é muito pequeno

No caso da reacção do ácido acético e a da água: CH3COOH(aq) + H2O(l) H3O+(aq) + CH3COO–(aq)

Ka(CH3COOH) = 1,8 x 10-5 ( a 25ºC) ⇒ Ácido Fraco Se um ácido é...
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