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Ácidos e Bases de Bronsted-Lowry (Ácidos)
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Ácidos e Bases
Ácidos e Bases de Brønsted-Lowry
Definição de Arrhenius (1887)
•HA + H2O H3O+ + A-
• Substâncias neutras dissolvidas em água formam espécies carregadas “íons”. Temos
condutividade iônica.
• Quando um ácido se dissolve em água, o produto é o íon hidrônio ou hidroxônio (H3O+)
• Existem várias definições de ácido-base. Nesse curso veremos três definições:
– Arrhenius
– Brønsted-Lowry
– Lewis
Célula Combustível
Anodo: 2H2 => 4H+ + 4e-Catodo: O2 + 4H+ + 4e- => 2H2O
•Algumas células utilizam eletrólitos
líquidos e outras sólidas, como as
membranas plásticas de troca de
prótons para conduzirem cargas
positivas, os prótons. Somente as
cargas positivas atravessam o
eletrólito, os elétrons não.
Ácidos de Brønsted-Lowry são substâncias doadoras de prótons, bases de
Brønsted-Lowry são substâncias receptoras de prótons (H+)
• Mais amplo que Arrhenius, pois envolve outros solventes próticos como NH3,
H2O, dimetilsulfóxido etc.
• Todos são solventes anfipróticos ou anfôteros
Definição de Ácidos e Bases segundo Brønsted-Lowry (1923):
Ácidos e Bases Conjugados• São espécies que diferem uma da outra pela presença
ou não de prótons (ou íons hidrogênio)
NH3 + H2O NH4+ + OH-
B A Ac Bc
A força de ácidos de Brønsted-Lowry
• A força de um ácido de Brønsted-Lowry em solução
aquosa é expressa pela constante de acidez (ou
constante de ionização ácida, Ka)
• A força de uma base de Brønsted-Lowry em solução
aquosa é expressa pela constante de basicidade (Kb)H2SO3(aq) + H2O(l) H3O
+(aq) + HSO3
-(aq) Ka1 = 1,3 x10-2
HSO3-(aq) + H2O(l) H3O
+(aq) + SO3
2-(aq) Ka2 = 6,3 x
10-8
NH3(aq) + H2O(l) NH4+
(aq) + OH-(aq) Kb = 1,8 x10-5
• Podemos expressar os valores de acidez e basicidade em solução aquosa, pelo pK.
• O pKa é dado por:
pKa > 0 ÁCIDO FRACO pKa < 0 ÁCIDO FORTE
Exercícios
• Para onde o equilíbrio é deslocado?
• São espécies ácidas que doam mais de um próton:
• Exemplo: H3PO4, H2CO3
Ácidos Polipróticos
•Para um determinado
valor de pH temos as
concentrações do ácido
de sua base conjugada.
No pH ~ 2,8, = 0,5 ou
seja temos uma solução
tampão onde [H3PO4] =
[H2PO4-]
•Por que o segundo pKa (pKa2) de um ácido poliprótico é maior que o
primeiro (pKa1)?
•Mas o que faz um ácido ser mais forte ou mais fraco que o
outro em solução aquosa?
•Em solução aquosa, fatores estruturais e solvatação são
importantes
•Como o íon H3O+ é o mesmo, atenção a base conjugada
•Mas o que faz um ácido ser mais forte ou mais fraco que o
outro em solução aquosa?
•Fatores de estabilizaçãoFatores de estabilização
• Ressonância
•Eletronegatividade
•Tamanho do átomo
•Hibridização
•Efeito Indutivo
•Solvatação
•R
esso
nânc
ia:
Res
sonâ
ncia
:
• Efeito da eletronegatividade:Efeito da eletronegatividade:
•A carga negativa é melhor colocada num elemento mais
eletronegativo, isso origina um ganho em estabilidade
• Efeito do tamanho:Efeito do tamanho:
•Quanto maior o tamanho, melhor a carga negativa é acomodada
(menor é a densidade eletrônica), logo menor é a atração pelo H+.
HX H+ + X-
HX + H2O H3O+ + X-
(aq)
Variação da força ácida na TabelaVariação da força ácida na Tabela
eletronegatividade
Aumenta a forca acida
eletronegatividadeAumenta a forca acida/ aumenta tamanho
• Hibridização:Hibridização:
• Efeito indutivo (doador/retirador):Efeito indutivo (doador/retirador):
Quem é mais forte?
H2SO4 ou O2SF(OH) ???
H2SO4 ou O2S(NH2)(OH) ???
• Efeito indutivo (doador/retirador):
* Os grupos alquila são doadores de elétrons, fracos, mas são.
• Solvatação:Solvatação:
/solvatação
Oxiácidos
• OXOÁCIDOS:OXOÁCIDOS: são aqueles onde o próton ácido está
num grupo OH vizinho a um grupo oxo (=O): H3PO4,
HNO3, H2SO4
Regras de Pauling
• A força ácida de oxiácidos mononucleares pode ser
sistematizada utilizando duas regras empíricas
formuladas por Linus Pauling:
• Para um oxiácido, pKa 8 5p onde p é o número de
grupos oxo
• Os valores sucessivos de pKa para um ácido poliprótico
aumenta de 5 unidades para cada próton:
HH33POPO44 X H X H22SOSO44
Qual a influência do grupo oxo na acidez?