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1
Ácidos e Bases
Capítulo 15
Copyright © The McGraw-Hill Companies, Inc. Permission required for reproduction or display.
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
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
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
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
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
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
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+.
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
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
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+]
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
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.
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?
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
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.
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.
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).
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
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.
Example
21
15.5
Numa solução de NaOH a [OH-] é de 2,9 x 10-4 M. Calcule o pH
da solução.
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
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.
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)
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
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.
27
28
Ácido Forte (HCl) Ácido fraco (HF)
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
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
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
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
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
Example
34
Prever a direção da seguinte reação em solução aquosa:
HNO2(aq) + CN-(aq) HCN(aq) + (aq)
15.7
-2NO
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
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
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
38
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.
Example
40
15.8
Calcule o pH de uma solução de ácido nitroso (HNO2) 0,036 M:
HNO2(aq) H+(aq) + (aq)
-2NO
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
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
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
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
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.
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?
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
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
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.
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.
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
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+].
53
Example
54
Qual é o pH de uma solução de amónia 0,40 M ?
15.10
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
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
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
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
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
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
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.
62
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.
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
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
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
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.
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
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
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.
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
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
73
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
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
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
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
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
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
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
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)
Example
82
Calcule o pH de uma solução de acetato de sódio (CH3COONa)
0,15 M. Qual é a percentagem de hidrólise?
15.13
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.
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)
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
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
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
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.
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+
90
Hidrólise Ácida do Al3+
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
92
Example
93
15.14
Preveja se as seguintes soluções serão ácidas, básicas ou
quase neutras :
(a) NH4I
(b) NaNO2
(c) FeCl3
(d) NH4F
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
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
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
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)
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 +
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!
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)
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)
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?
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 :
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.
