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14: Ácidos e Bases


Modelo: MapSCC300Alvair

Ácidos e bases são substâncias comuns encontradas em muitos itens do dia a dia, de sucos de frutas e refrigerantes a sabonetes. Nesta unidade, examinaremos quais são as propriedades dos ácidos e bases e aprenderemos sobre a natureza química desses compostos importantes. Você aprenderá o que é pH e como calcular o pH de uma solução.

  • 14.1: Sour Patch Kids e filmes de espionagem internacionais
    Sour Patch Kids é um doce macio com uma cobertura de açúcar invertido e açúcar azedo (uma combinação de ácido cítrico, ácido tartárico e açúcar). Seu slogan, "Sour. Sweet. Gone.", Refere-se ao sabor amargo a doce do doce.
  • 14.2: Ácidos: Propriedades e Exemplos
    Os ácidos são muito comuns em alguns dos alimentos que comemos. Frutas cítricas, como laranja e limão, contêm ácido cítrico e ácido ascórbico, mais conhecido como vitamina C. Os refrigerantes carbonatados contêm ácido fosfórico. O vinagre contém ácido acético. Seu próprio estômago utiliza ácido clorídrico para digerir os alimentos. Os ácidos são uma classe distinta de compostos devido às propriedades de suas soluções aquosas.
  • 14.3: Bases: Propriedades e Exemplos
    Uma base é considerada uma substância que pode aceitar prótons ou qualquer composto químico que produza íons hidróxido (OH-) em solução. Também é comumente referido como qualquer substância que pode reagir com um ácido para diminuir ou neutralizar suas propriedades ácidas, alterar a cor dos indicadores (por exemplo, tornar o papel de tornassol vermelho azul), sentir-se escorregadio ao toque quando em solução, ter gosto amargo, reagir com ácidos para formar sais e promover certas reações químicas (por exemplo, catálise básica).
  • 14.4: Definições moleculares de ácidos e bases
    Embora as propriedades dos ácidos e bases fossem reconhecidas há muito tempo, foi Svante Arrhenius, na década de 1880, quem determinou que: as propriedades dos ácidos eram devidas à presença de íons de hidrogênio e as propriedades das bases deviam-se à presença de íons hidróxido.
  • 14.5: Reações de ácidos e bases
    Quando um ácido e uma base são combinados, os produtos são água e sal. Sais são compostos iônicos contendo um íon positivo diferente de H + e um íon negativo diferente do íon hidróxido, OH-. As reações de duplo deslocamento desse tipo são chamadas de reações de neutralização. As soluções de sal nem sempre têm um pH de 7, no entanto. Por meio de um processo conhecido como hidrólise, os íons produzidos quando um ácido e uma base se combinam podem reagir com a água para produzir soluções ligeiramente ácidas ou básicas.
  • 14.6: Titulação ácido-base: uma maneira de quantificar a quantidade de ácido ou base em uma solução
    Titulações ácido-base são procedimentos de laboratório usados ​​para determinar a concentração de uma solução. Um dos exercícios de laboratório padrão em Química Geral é uma titulação ácido-base. Durante uma titulação ácido-base, um ácido com uma concentração conhecida (uma solução padrão) é adicionado lentamente a uma base com uma concentração desconhecida (ou vice-versa). Algumas gotas da solução indicadora são adicionadas à base. O indicador sinalizará, por mudança de cor, quando a base foi neutralizada (quando [H +] = [OH-]).
  • 14.7: Ácidos e bases fortes e fracos
    Os ácidos são classificados como fortes ou fracos, com base em sua ionização em água. Um ácido forte é um ácido completamente ionizado em solução aquosa. Um ácido fraco é um ácido que ioniza apenas ligeiramente em uma solução aquosa. O ácido acético (encontrado no vinagre) é um ácido fraco muito comum.
  • 14.8: Água: Ácido e Base em Um
    A água é um composto interessante em muitos aspectos. Aqui, vamos considerar sua capacidade de se comportar como um ácido ou uma base. Em algumas circunstâncias, uma molécula de água aceitará um próton e, portanto, atuará como uma base de Brønsted-Lowry.
  • 14,9: As escalas de pH e pOH: maneiras de expressar acidez e basicidade
    O pH e o pOH são definidos como o logaritmo negativo da concentração do íon hidrogênio e da concentração do hidróxido, respectivamente. O conhecimento do éter pode ser usado para calcular [H +] ou [OH-]. O pOH está relacionado ao pH e pode ser facilmente calculado a partir do pH.
  • 14.10: Tampões: Soluções que resistem à mudança de pH
    Um tampão é uma solução que resiste a mudanças dramáticas no pH. Os tampões fazem isso por serem compostos de certos pares de solutos: um ácido fraco mais um sal derivado desse ácido fraco ou uma base fraca mais um sal dessa base fraca.

14: Ácidos e Bases

Bem-vindo ao Capítulo 14 de Zumdahl Chemistry! YAAAAAAY.

Você veio aqui para aprender sobre ÁCIDOS e BASES de amp, e estamos aqui para ajudá-lo a superar isso.

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Para começar, fornecemos um esboço curto, mas agradável, de todo o capítulo. Isso é ótimo para uma rápida revisão antes de um teste e para breves explicações sobre muitos dos conceitos que você encontrará em sua jornada através do CAPÍTULO 14:

Isso não foi útil? (créditos para www.course-notes.org)

Para obter mais recursos, fornecemos explicações detalhadas de cada subseção do capítulo, que você pode encontrar a seguir em nossas SUBPÁGINAS. Eles também podem ser encontrados na barra lateral, no CAPÍTULO 14.

Abaixo também podem ser encontradas algumas apresentações em PowerPoint muito úteis, algumas até usadas e criadas por professores universitários. Eles podem ser encontrados na seção POWERPOINTS.

Há também uma seção de VÍDEOS, onde você pode encontrar vídeos para ajudá-lo em sua jornada, jovem Padawan.


14: Ácidos e Bases

Existem várias definições do que constitui um ácido:

A definição de Arrhenius: Pela definição de 1884 de Svante Arrhenius (Suécia), um ácido é um material que pode liberar um próton ou íon hidrogênio (H +).

A definição de Lewis: Um ácido de Lewis é aquele que pode aceitar um par de elétrons e formar uma ligação covalente coordenada.

A definição de Br & oslashnsted-Lowry: Br & oslashnsted argumentou que todas as reações ácido-base envolvem a transferência de um íon H +, ou próton. A água reage consigo mesma, por exemplo, transferindo um íon H + de uma molécula para outra para formar um H3Íon O + e íon OH -. De acordo com esta teoria, um ácido é um "doador de próton" e uma base é um "aceitador de próton".

Por enquanto, ficaremos com a definição de Br & oslashnsted-Lowry. E agora amarraremos o conceito de ácidos e bases em equilíbrio:

Vamos começar observando a ionização da água:

Esta reação se encaixa na definição de Br & oslashnsted-Lowry, uma vez que uma molécula de água está agindo como um ácido "doando" um próton e a outra está agindo como uma base "aceitando" o próton:

Se escrevermos agora esta reação em uma expressão de equilíbrio:

Mas lembre-se de que uma de nossas regras sobre a escrita de expressões de equilíbrio afirma que não incluímos solventes (líquidos), pois sua concentração permanece bastante constante durante uma reação, de modo que a porção de água da equação é essencialmente igual a 1 e, portanto, & quotdesaparece & quot.

A equação resultante recebe uma designação especial KC chamada de constante de ionização da água:

O valor desta constante a 25 o C é 1,0 x 10 -14. Como você pode ver pelo valor muito pequeno de KC, a água não é muito dissociada à temperatura ambiente e nossa suposição de que a concentração de água sendo constante é boa.

Para água pura, os valores de [H3O + ] e [OH - ] são iguais e, portanto, seus valores são 1,0 x 10 -7. Se houver uma quantidade igual de ácido e base presente em qualquer solução, a solução é chamada de "neutra" e o pH da solução é 7.

Se a concentração de ácido for maior que a concentração de base, a solução é ácida e o pH será menor que 7. Se a concentração de base for maior que a concentração de ácido, a solução é básica e o pH será maior que 7.

A escala de pH:

O pH de uma solução é definida como o log negativo10 [H +]

(NOTA: H + e H3O + são formas intercambiáveis ​​de descrever a presença de prótons na solução)

O pOH de uma solução é definida como o log negativo10 [OH & macr]

[H3O +] = 10 -pH e [OH & macr] = 10 -pOH

O pH de uma solução neutra é, portanto, 7. (-log [1 x 10 -7] = 7)

A soma do pH e pOH deve ser sempre igual a 14. Isso ocorre porque o & ndashlog KC = -log (1 x 10 -14) = 14.

Mais geralmente, constantes de dissociação de ácido (Kuma) são da forma:

Onde [HA] é a concentração de ácido reagente, [H +] (também às vezes representado como [H3O +]) é a concentração de ácido do produto e [A-] é a concentração de base do produto.

Os reagentes e produtos em um equilíbrio ácido-base são chamados de "conjugados" um do outro. Isso ocorre porque o ácido e a base variam apenas pela adição ou subtração de um próton.

Neste caso, o H3PO4 e H2PO4 - são ácidos e bases conjugadas, respectivamente, e o H2O e H3O + são ácidos básicos e conjugados, respectivamente.

Quais são as bases conjugadas desses ácidos?

Quais são os ácidos conjugados dessas bases?

Ácidos e bases fortes:

Agora que definimos o que é um ácido e como definir uma solução como ácida ou básica, vamos falar sobre o que torna um ácido forte e fraco:

Novamente, este é um conceito de equilíbrio. Ácidos fortes são aqueles que se dissociam muito em solução. Há um número limitado desses ácidos, então você deve ser capaz de se lembrar deles (dica, dica).

Os ácidos comuns que são quase cem por cento ionizados são:
HNO3 - ácido nítrico
HCl - ácido clorídrico
H2TÃO4 - ácido sulfúrico
HClO4 - ácido perclórico
HBr - ácido bromídrico
HI - ácido iodídrico

Existem outros que não são tão comuns, mas eu não esperaria que você os conhecesse, a menos que eu lhe desse seus Kuma valor. Geralmente, qualquer ácido com um pKa (-logKuma) menos do que cerca de -2 é considerado um ácido forte.

Valores de Kuma para ácidos comuns

Ácidos Fortes Kuma
ácido clorídrico (HCl) 1 x 10 6
ácido sulfúrico (H2TÃO4) 1 x 10 3
íon hidrônio (H3O +) 55
ácido nítrico (HNO3) 28
Ácidos Fracos Kuma
ácido fosfórico (H3PO4) 7,1 x 10 -3
Ácido Cítrico (C6H7O8) 7,5 x 10 -4
ácido acético (CH3CO2H) 1,8 x 10 -5
ácido bórico (H3BO3) 7,3 x 10 -10
agua (H2O) 1,8 x 10 -16

Uma base forte é capaz de desprotonar ácidos muito fracos em uma reação ácido-base. Os compostos com um pKa de mais de cerca de 13 são chamados de bases fortes. Exemplos comuns de bases fortes são os hidróxidos de metais alcalinos e metais alcalino-terrosos como NaOH e Ca (OH)2.

Um ácido fraco terá uma base conjugada forte e um ácido forte terá uma base conjugada fraca.


Exemplo de cálculos de pH:

(1) Qual é o pH de (a) sangue humano, em que a concentração de íon hidrônio é 4,0 x 10 -8 M (b) 0,020 M HCl (aq) (c) 0,040 M KOH (aq) (d) amônia doméstica em que [OH & macr] = 3 x 10 -3 M (e) 6,0 x 10 -5 M HClO4(aq)

Respostas: (a) pH = -log (4,0 x 10 -8 M) = 7,4 (b) pH = -log (0,020 M) = 1,7 (c) pOH = -log (0,040) = 1,4 então pH = 14-1,4 = 12,6 (d) pOH = -log (3 x 10 -3 M) = 2,5 então pH = 14-2,5 = 11,5 (e) pH = -log (6,0 x 10 -5? M) = 4,2

(2) Encontre a concentração de íon hidrônio em uma solução com pH = 4,83

Responder: [H +] = 10 -pH = 10 -4,83 = 1,5 x 10 -5 M

(3) O pH de uma solução de Ba (OH)2 10,66 a 25 e ordmC. Qual é a concentração de íons hidróxido na solução? Se o volume da solução for 125 mL, quantos gramas de Ba (OH)2 deve ter sido dissolvido?

14 & ndash 10,66 = 3,34 = pOH [OH -] = 10 -pOH = 10 -3,34 = 4,6 x 10 -4 M

1 mole de Ba (OH)2 para cada dois moles de OH - então 4,6 x 10 -4 mol OH x 1 Ba (OH)2/ 2 OH - = 2,3 x 10 -4 M Ba (OH)2

0,125 L x 2,3 x 10 -4 M Ba (OH)2 = 2,9 x 10 -5 moles Ba (OH)2 x 171g / mol = 4,9 x 10 -3 g


4. Ácidos, bases e pH: Verificando o entendimento

[qwiz qrecord_id = & # 8221sciencemusicvideosMeister1961-Ácidos, bases, teste de pH (M4) & # 8221]

[q] A mudança de uma molécula de água em um H + e um OH & # 8211 é chamada

[f] RXhjZWxsZW50LsKgVGhlIGNoYW5nZSBvZiBhIHdhdGVyIG1vbGVjdWxlIGludG8gYW4gSA == Kw == IGFuZCBhbiBPSA == JiM4MGjlZOwh=Dissociação [Qq].

[q] Outra palavra para o íon H + é íon ____________.

[f] TmljZSBqb2IuQW5vdGhlciB3b3JkIGZvciB0aGXCoEg = KyA = aW9uIGlzIF9fX19fX19fX19fXyBpb24u

[q] Uma solução com mais H + do que OH & # 8211 é a (n) ____________

[f] R29vZCB3b3JrLiBBwqBzb2x1dGlvbsKgd2l0aCBtb3JlwqBI Kw == wqB0aGFuwqBPSA == JiM4MjExOw == IGlzIGFuIA ==Ácido [Qq].

[q] Uma solução com mais de OH & # 8211 do que H + é a (n) ____________

[f] R29vZCB3b3JrLkHCoHNvbHV0aW9uwqB3aXRoIG1vcmXCoHRoYW7CoE9I JiM4MjExOw == IHRoYW7CoEg = K8Kg aXMgYSBiYXNlg ==

[q] Uma solução com pH 9 é a (n) ____________

[q] Uma solução com pH 4 é a (n) ____________

[q labels = & # 8220top & # 8221] Identifique o seguinte.

ph 6 pH 8
____________ ____________

[fx] Não. Por favor, tente novamente.

[fx] Não, isso não está correto. Por favor, tente novamente.

[q labels = & # 8220top & # 8221] Compare o seguinte:

ph 3 pH 5
____________ ____________

[fx] Não, isso não está correto. Por favor, tente novamente.

[fx] Não, isso não está correto. Por favor, tente novamente.

[q labels = & # 8220top & # 8221] Identifique o seguinte.

ph 3 pH 9
____________ ____________

[fx] Não, isso não está correto. Por favor, tente novamente.

[fx] Não, isso não está correto. Por favor, tente novamente.

[q] Comparada a uma solução que & # 8217s pH 3, uma solução que & # 8217s pH 1 é ___ vezes mais ácida.

[q] Comparada a uma solução que & # 8217s pH 7, uma solução que & # 8217s pH 8 é ___ vezes mais básica.

[q] Uma solução que é 1000 vezes menos básica do que uma solução com pH 12 teria um pH de ___

[q] Uma solução que é 100 vezes menos ácida do que uma solução com pH 2 teria um pH de ___


Conteúdo: Ácido Vs Base

Gráfico de comparação

Base para comparação ÁcidosBases
Conceito ArrheniusÁcido é a substância quando dissolvida em água, aumenta a concentração de íons H +.A base é a substância quando dissolvida em água, aumenta a concentração de íons OH-.
Conceito Bronsted-LowryOs ácidos são os doadores de prótons.As bases são o aceitador de prótons.
Lewis ConceptAs espécies que aceitam o par de elétrons (um eletrófilo) e terão orbitais vazios são conhecidas como ácido de Lewis.Essas espécies que doam o par de elétrons (um nucleófilo) e terão um único par de elétrons são conhecidas como base de Lewis.
Fórmula química Tal composto cuja fórmula química começa com H, por exemplo HCl (ácido clorídrico), H3BO3 (ácido bórico), CH2O3 (carbônico
ácido). Embora CH3COOH (ácido acético) seja uma exceção.
Esses compostos cuja fórmula química termina com OH, por exemplo KOH (hidróxido de potássio), NaOH (hidróxido de sódio).
escala de pH (concentração de íons de hidrogênio em uma solução)Menos de 7.Maior que 7.
Características físicasSour no gosto.Sabor amargo.
Dá sensação de queimação.Inodoro (exceto amônia).
Os ácidos são geralmente pegajosos.As bases são escorregadias.
Reage com metais para produzir gás hidrogênio.Reage com gorduras e óleos.
Indicador de fenolftaleínaEle permanece incolor.Dá cor rosa.
Teste decisivoTransforma o papel de tornassol azul em vermelho.Transforma o papel de tornassol vermelho em azul.
Força Depende da concentração de íons hidrônio.Depende da concentração de íons hidróxido.
Dissociação quando misturado com águaOs ácidos se dissociam para dar íons de hidrogênio livres (H +) após a mistura em água.As bases se dissociam para dar íons de hidróxido livre (OH-) após a mistura na água.
Exemplos Ácido clorídrico (HCl), ácido sulfúrico (H2SO4), ácido nítrico (HNO3), ácido carbônico (H2CO3). Hidróxido de amônio (NH4OH), Hidróxido de cálcio (Ca (OH) 2), Hidróxido de sódio (NaOH).
Usos Usado como conservantes, fertilizantes, como conservantes, usado como bebidas carbonatadas, processamento de couro, limpeza doméstica, fabricação de refrigerantes, sabor para alimentos, etc. Usado em medicina gástrica (antiácido), sabonetes, detergentes, limpador, desodorante de axila antitranspirante, álcali não perigoso para neutralizar águas residuais ácidas, neutralizar a acidez do solo.

Definição de ácido

A palavra ácido derivada da palavra latina & # 8216ácidos & # 8217 ou & # 8216acere & # 8217, que significa & # 8220sour & # 8221. Um ácido são as substâncias químicas que aceitam elétrons e doam íons de hidrogênio ou prótons. A maioria dos ácidos contendo átomos ligados por hidrogênio se dissocia para dar cátion e ânion na água.

A acidez é medida pela presença de alguns íons de hidrogênio, portanto, quanto maior a concentração de íons de hidrogênio, maior é a acidez e menor o pH das soluções. É medido em escala entre 1-7 (7 é neutro) na escala do medidor de pH.

Alguns ácidos são fortes e outros são fracos. Ácidos fortes são aqueles que se dissociam completamente em água, por exemplo, ácido clorídrico, que se dissocia completamente em íons quando dissolvido em água. Esses ácidos que se dissociam parcialmente em água e, portanto, a solução contém água, ácido e íons são chamados ácidos fracos, por exemplo, ácido acético.

Principalmente os ácidos são definidos de várias maneiras, mas o ácido de Arrhenius ou Bronsted-Lowry é aceitável. Embora o ácido de Lewis seja chamado de & # 8220 ácido de Lewis & # 8221, essas definições não incluem o mesmo conjunto de moléculas.

Conceito Arrhenius & # 8211 Pode ser definido como a substância quando adicionada à água, aumenta a concentração de íon hidrogênio (H +) é chamado de ácido.

Conceito Bronsted-Lowry & # 8211 Neste, o ácido é considerado o doador de prótons. Essa teoria define as substâncias, sem se dissolver em água e por isso é amplamente utilizada e aceita.

Ácido de Lewis & # 8211 Existem certos compostos que não contêm átomo de hidrogênio, mas são qualificados como ácidos, como o trifluoreto de boro e o tricloreto de alumínio. Portanto, esse composto que aceita o par de elétrons para formar uma ligação covalente é chamado de ácido de Lewis.

Propriedades dos ácidos

  • Corrosivo (& # 8216queima & # 8217 sua pele).
  • Possui pH inferior a 7.
  • Transforma o papel de tornassol azul em vermelho.
  • Reage com metais para produzir gás hidrogênio.
  • Reage com bases para produzir sal e água.
  • Reage com carbonatos para formar dióxido de carbono, água e sal.
  • Sabor azedo.
  • Dissociar os íons de hidrogênio (H +) quando dissolvidos em água.

Importância

Biologicamente, ácidos nucléicos como o DNA (ácidos ribonucléicos desoxi) e o RNA (ácidos ribonucléicos) contêm a informação genética e outros são materiais hereditários que são transferidos de uma geração para outra. Mesmo os aminoácidos são de grande importância, pois auxiliam na produção de proteínas. Os ácidos graxos e seus derivados são os grupos de ácidos carboxílicos também desempenham um papel significativo.

Até o ácido clorídrico, que é a parte do ácido gástrico secretado no estômago dos animais, ajuda na hidrólise de proteínas e polissacarídeos. Os ácidos também são úteis por atuarem no mecanismo de defesa, como nas formigas que produzem ácido fórmico, enquanto os polvos produzem um ácido preto chamado melanina.

Outros ácidos como o ácido láctico, vinagre, ácido sulfúrico, ácido cítrico são encontrados na natureza e são conhecidos por seus diferentes e importantes usos.

Definição de Base

As bases doam elétrons e aceitam íons de hidrogênio ou prótons. As bases podem ser ditas como o químico oposto ao do ácido, já que na água o papel da base é reduzir a concentração de hidrônio (H3O +) íon enquanto o ácido atua no aumento da concentração. Embora se veja que alguns ácidos fortes também servem como bases. As bases são medidas entre o 7-14 intervalo na escala do medidor de pH.

No entanto, há muita confusão entre bases e álcalis. Muitas bases não se dissolvem na água, mas se uma base se dissolver na água, é chamada de alcalino. Quando em uma solução aquosa uma base reage com um ácido e a solução se torna neutra, é chamada de reação neutralizadora.

Por exemplo, o hidróxido de sódio é uma base e também um álcali, visto que neutraliza os ácidos em qualquer reação ácido-base; em segundo lugar, é solúvel em água. Por outro lado, o óxido de cobre é uma base, mas não um álcali, pois neutraliza o ácido em solução aquosa, mas não se dissolve em água.

UMA base forte é um composto químico que é desprotonado ou remove um próton (H +) de uma molécula de um ácido muito fraco em uma reação ácido-base. Hidróxidos de metais alcalinos e metais alcalino-terrosos como hidróxido de sódio e hidróxido de cálcio, respectivamente, são os exemplos de base forte. O base fraca é a substância que não se ioniza completamente em solução aquosa, ou sua protonação é incompleta.

Conceito Arrhenius & # 8211 A substância que produz íons hidróxido (OH & # 8211) em uma solução aquosa é chamada de base. Por exemplo, o hidróxido de sódio (NaOH) se dissocia em água e fornece íons Na + e OH & # 8211. Substâncias como LiOH, Ba (OH) 2, NaOH podem ser chamadas de base de Arrhenius. Mas esta teoria era limitada às substâncias que contêm hidróxido em sua fórmula e era aplicável apenas nas soluções aquosas. Devido a isso, outro conceito chamado de teoria de Bronsted-Lowry passou a existir.

Conceito Bronsted-Lowry & # 8211 De acordo com essa teoria, uma substância que pode aceitar íons de hidrogênio (H +) ou prótons é conhecida como base.

Base Lewis & # 8211 Um dos conceitos mais amplamente aceitos, após o conceito de ácidos e bases de Bronsted-Lowry. Um átomo, molécula ou íon com um par de elétrons pode ser chamado de base de Lewis, pois essas bases são nucleofílicas. Isso significa que com a ajuda de um único par eles atacam a carga positiva da molécula. NH3 é uma base de Lewis. Em outras palavras, podemos dizer que substâncias como o íon OH & # 8211, que pode doar alguns elétrons não ligados, são chamadas de base de Lewis ou doador de par de elétrons.

Propriedades da Base

  • Corrosivo (& # 8216queima & # 8217 sua pele).
  • Possui pH superior a 7.
  • Transforma o papel de tornassol vermelho em azul.
  • Sensação de sabão ou escorregadia ao toque.
  • Reage com ácidos para produzir sal e água.
  • Muitas bases solúveis contêm íons hidroxila (OH & # 8211).

Importância

As bases (hidróxido de sódio) são usadas na fabricação de papel, sabão e a fibra chamada rayon. O hidróxido de cálcio é usado como pó de branqueamento. Hidróxido de magnésio usado como & # 8216antácido & # 8217 que é usado no momento da indigestão e para reduzir o efeito de acesso ao estômago produzido. Bases como o carbonato de sódio são usadas como carbonato de sódio e para amaciar a água dura. O hidrogênio de sódio também é usado em preparações de fermento em pó, como o bicarbonato de sódio, e também em extintores de incêndio.

Substâncias anfotéricas são aqueles que têm as características de um ácido e de uma base, embora sejam capazes de aceitar e doar um próton, como a água.


14: Ácidos e Bases

Os termos ácido e base descreve as características químicas de muitas substâncias que usamos diariamente. Coisas ácidas têm gosto azedo. Coisas básicas ou alcalinas têm gosto de sabão. Os ácidos fortes são corrosivos e as bases fortes são cáusticas. Ambos podem causar danos graves à pele que parecem queimaduras. No entanto, ácidos e bases suaves são comuns e relativamente inofensivos para nós. O que torna uma substância ácida ou básica? A seguinte equação é um bom lugar para começar:

Começamos com duas moléculas de água e movemos alguns átomos de hidrogênio. Uma molécula de água ganha um hidrogênio e, portanto, assume uma carga positiva, enquanto a outra molécula de água perde um átomo de hidrogênio e, portanto, fica carregada negativamente. H3O + é chamado de íon hidrônio e torna as coisas ácidas. OH - é chamado de íon hidroxila e torna as coisas básicas. No entanto, na água, há um equilíbrio entre hidrônios e hidroxilas, de forma que eles cancelam as cargas uns dos outros. A água pura não é ácida nem básica, é neutra.

Então, como algo se torna ácido ou básico? Isso acontece quando os hidrônios e as hidroxilas estão desequilibrados. Se houver mais hidrônios carregados positivamente do que hidroxilas carregados negativamente, a substância é ácida. Se houver mais hidroxilas carregadas negativamente do que hidrônios carregados positivamente, a substância se torna básica. pH, na verdade, representa o & quotpotencial (ou potência) do hidrogênio. & quot

Observação: Às vezes, as pessoas escrevem H + como uma abreviação de H3O + e isso pode causar confusão, porque às vezes quando as pessoas escrevem H +, elas realmente querem dizer apenas H + e não H3O +. Fique atento e peça esclarecimentos!

Quando dissolvemos ácidos na água, criamos um excesso de hidrônios. Quando dissolvemos bases na água, criamos um excesso de hidroxilas. Aqui estão dois exemplos. O vinagre, um ácido fraco, tem uma fórmula química de CH3COOH. Quando dissolvido em água, torna-se CH3COO - e H +. Os íons H + se combinam com as moléculas de água para formar H3O + então a solução se torna ácida. Agora vamos olhar para a soda cáustica, uma base forte com a fórmula química NaOH (hidróxido de sódio). Se adicionarmos NaOH à água, ele se dissocia em Na + e OH -. Os sódio não fazem nada de importante, mas os hidroxilas tornam a solução mais básica.

Uma última pergunta: por que os ácidos e bases fortes são tão desagradáveis? É porque eles estão desequilibrados. Eles têm muitas cargas positivas e estão procurando negativos para voltar ao equilíbrio ou têm muitas cargas negativas e estão procurando positivos para voltar ao equilíbrio. Isso os torna muito reativos com qualquer coisa que entrem em contato. Quando os positivos e negativos são iguais, eles se neutralizam.

O que é pH ?: pH é a escala na qual medimos a força de ácidos e bases. pH significa potencial de hidrogênio e é aproximadamente o negativo da base 10 log da concentração molar de íons de hidrogênio, então pH = -log10[H +]

A escala de pH é uma medida de acidez em uma escala de 14 pontos, onde 7 é o ponto médio neutro. pH é um logarítmico escala (como a escala Richter para terremotos), então um pH de 4 é 10 vezes mais ácido do que um pH de 5 e 100x mais ácido do que um pH de 6. Você pode comprar medidores eletrônicos de pH ou papel indicador de pH em qualquer laboratório biológico empresa fornecedora, que pode ser usada para fornecer uma medição precisa da qualidade ácida ou básica das substâncias que você deseja testar. Experimente esta simulação para determinar o pH de algumas substâncias comuns.

Mini-experimento opcional: Faça seu próprio indicador de pH usando suco de repolho roxo. Misture 2 xícaras de folhas de repolho roxo picadas e 1 xícara de água em um processador de alimentos ou liquidificador elétrico até que os pedaços estejam pequenos e uniformes. Coe os sólidos e guarde o líquido. Se você não tiver um liquidificador, também pode picar o repolho grosseiramente e fervê-lo em água por cerca de 5 minutos até que o líquido fique roxo escuro. Este líquido roxo mudará de cor de acordo com a acidez ou alcalinidade das substâncias que você deseja testar. Adicione cerca de 10 gotas de suco de repolho a aproximadamente 1 colher de sopa de uma substância de teste. De que cor o suco de repolho se torna ácido, como o vinagre branco? Qual é a cor do suco de repolho em uma base, como uma solução de bicarbonato de sódio e água?

Teste o pH de várias substâncias e desenvolva uma escala de cor de pH correspondente. Compare seus resultados com o gráfico aqui.

Você também pode fazer papel indicador mergulhando tiras de toalha de papel branco, filtros de café ou papel de construção branco no suco de repolho até que fiquem roxos. Quando as tiras roxas estiverem secas, use um palito, canudo de refrigerante ou conta-gotas para colocar uma gota da solução teste nas tiras. Como os resultados se comparam ao seu gráfico de pH?


Como você mede o pH de uma solução?

O pH de um líquido ou solução costuma ser uma informação importante na ciência. Medir o pH pode ser feito de forma simples e rápida usando papel de teste de pH, Indicador de pH stick, ou um medidor de pH. O papel de teste de pH e os bastões indicadores são pedaços de papel ou bastões mais rígidos que contêm indicadores de pH (produtos químicos que mudam de cor dependendo de quão ácida ou básica a solução é). Para medir o pH, um pedaço de papel de teste de pH ou um bastão indicador é mergulhado no líquido. A cor do papel / bastão mergulhado é então combinada com uma chave de cor que vem com o recipiente do papel de teste de pH ou bastões indicadores. Cada cor na tecla representa um pH diferente. Um exemplo de um bastão indicador de pH usado e a chave de cor correspondente é mostrado abaixo na Figura 1. Os medidores de pH são dispositivos eletrônicos usados ​​para medir o pH. Eles consistem em uma sonda que é imersa em uma solução e uma leitura digital. Medidores de pH são ainda mais precisos do que papel de teste de pH ou varas indicadoras. A Tabela 2 abaixo discute quais tipos de dispositivos de medição de pH são melhores para diferentes aplicações de projetos científicos e oferece um link rápido para comprar diferentes papéis de teste de pH e varetas indicadoras.


Equilíbrio ácido-base

A química das soluções aquosas é dominada pelo equilíbrio entre as moléculas de água neutra e os íons que elas formam.

2 H2O (eu) H3O + (aq) + OH - (aq)

A aplicação estrita das regras para escrever expressões de constante de equilíbrio para essa reação produz o seguinte resultado.

Esta é uma expressão legítima da constante de equilíbrio, mas não leva em consideração a enorme diferença entre as concentrações de H neutro2Moléculas O e H3Íons O + e OH - em equilíbrio.

As medições da capacidade da água de conduzir uma corrente elétrica sugerem que a água pura a 25 o C contém 1,0 x 10 -7 moles por litro de cada um desses íons.

[H3O +] = [OH -] = 1,0 x 10 -7 M

Na mesma temperatura, a concentração de H neutro2Moléculas O é 55,35 molar.

A razão entre a concentração do íon H + (ou OH -) e a concentração do H neutro2Moléculas O é, portanto, 1,8 x 10 -9.

Em outras palavras, apenas cerca de 2 partes por bilhão (ppb) das moléculas de água se dissociam em íons à temperatura ambiente.

A concentração de equilíbrio de H2Moléculas O são muito maiores do que as concentrações de H3Íons O + e OH - que são efetivamente constantes. Portanto, construímos o [H2O] termo na constante de equilíbrio para a reação e, portanto, simplifica muito os cálculos de equilíbrio. Começamos reorganizando a expressão da constante de equilíbrio para a dissociação da água para fornecer a seguinte equação.

Em seguida, substituímos o termo no lado direito desta equação por uma constante conhecida como constante de equilíbrio de dissociação de água, KC.

Em água pura, a 25C, o [H3As concentrações de íons O +] e [OH -] são 1,0 x 10 -7 M. O valor de KC a 25C é, portanto, 1,0 x 10 -14.

Apesar KC é definida em termos da dissociação da água, esta expressão da constante de equilíbrio é igualmente válida para soluções de ácidos e bases dissolvidas em água. Independentemente da fonte do H3Os íons O + e OH - na água, o produto das concentrações desses íons no equilíbrio a 25C é sempre 1,0 x 10 -14.

Ácidos fortes e o H3O + e OH - Concentrações de íons

Suponha que adicionemos ácido forte o suficiente a um copo de água para aumentar o H3Concentração de íons O + para 0,010 M. De acordo com o princípio de LeChatelier, isso deve conduzir o equilíbrio entre a água e seus íons para a esquerda, reduzindo o número de H3Íons O + e OH - na solução.

2 H2O (eu) H3O + (aq) + OH - (aq)

Porque existem tantos H3Íons O + nesta solução, a mudança na concentração desse íon é muito pequena para ser notada. Quando o sistema retorna ao equilíbrio, o H3A concentração de íons O + ainda é cerca de 0,010 M. Além disso, quando a reação retorna ao equilíbrio, o produto do H3As concentrações de íons O + e OH - são mais uma vez iguais a KC.

A solução, portanto, volta ao equilíbrio quando a dissociação da água é tão pequena que a concentração do íon OH - é de apenas 1,0 x 10 -12 M.

Adicionar um ácido à água, portanto, tem um efeito na concentração de ambos os3Íons O + e OH -. Por ser uma fonte desse íon, adicionar um ácido à água aumenta a concentração de H3Íon O +. Adicionar um ácido à água, no entanto, diminui o grau de dissociação da água. Portanto, leva a uma diminuição significativa na concentração do íon OH.

Como era de se esperar, o efeito oposto é observado quando uma base é adicionada à água. Como estamos adicionando uma base, a concentração de íons OH aumenta. Uma vez que o sistema retorna ao equilíbrio, o produto do H3As concentrações de íons O + e OH - são mais uma vez iguais a KC. A única maneira de conseguir isso, é claro, é diminuindo a concentração de H3Íon O +.


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Acid-Base Equilibria

Adding an acid to water increases the H3O + ion concentration and decreases the OH - ion concentration. Adding a base does the opposite. Regardless of what is added to water, however, the product of the concentrations of these ions at equilibrium is always 1.0 x 10 -14 at 25 o C.

The table below lists pairs of H3O + and OH - ion concentrations that can coexist at equilibrium in water at 25 o C.

Pairs of Equilibrium Concentrations of H3O + and OH - Ions That Can Coexist in Water

Concentration (mol/L)
[H3O + ] [OH - ]
1 1 x 10 -14
1 x 10 -1 1 x 10 -13
1 x 10 -2 1 x 10 -12
1 x 10 -3 1 x 10 -11 Acidic Solution
1 x 10 -4 1 x 10 -10
1 x 10 -5 1 x 10 -9
1 x 10 -6 1 x 10 -8
1 x 10 -7 1 x 10 -7 Neutral Solution
1 x 10 -8 1 x 10 -6
1 x 10 -9 1 x 10 -5
1 x 10 -10 1 x 10 -4
1 x 10 -11 1 x 10 -3 Basic Solution
1 x 10 -12 1 x 10 -2
1 x 10 -13 1 x 10 -1
1 x 10 -14 1

Data from this table are plotted in the figure below over a narrow range of concentrations between 1 x 10 -7 M and 1 x 10 -6 M. The point at which the concentrations of the H3O + and OH - ions are equal is called the neutral apontar. Solutions in which the concentration of the H3O + ion is larger than 1 x 10 -7 M are described as acidic. Those in which the concentration of the H3O + ion is smaller than 1 x 10 -7 M estão basic.

It is impossible to construct a graph that includes all the data from the table given above. In 1909, the Danish biochemist S. P. L. Sorenson proposed using logarithmic mathematics to condense the range of H3O + and OH - concentrations to a more convenient scale. By definition, the logarithm of a number is the power to which a base must be raised to obtain that number. The logarithm to the base 10 of 10 -7 for example, is -7.

Since the concentrations of the H3O + and OH - ions in aqueous solutions are usually smaller than 1 M, the logarithms of these concentrations are negative numbers. Because he considered positive numbers more convenient, Sorenson suggested that the sign of the logarithm should be changed after it had been calculated. He therefore introduced the symbol "p" to indicate the negative of the logarithm of a number. Thus, pH is the negative of the logarithm of the H3O + ion concentration.

Similarly, pOH is the negative of the logarithm of the OH - ion concentration.

The equation above can be used to convert from pH to pOH, or vice versa, for any aqueous solution at 25C, regardless of how much acid or base has been added to the solution. By converting the H3O + and OH - ion concentrations in the table above into pH and pOH data, we can fit the entire range of concentrations onto a single graph, as shown in the figure below.

There is a big difference between strong acids such as hydrochloric acid and weak acids such as the acetic acid in vinegar. Both compounds satisfy the Brnsted definition of an acid. (They are both H + ion, or proton, donors.) But they differ in the extent to which they donate H + ions to water.

By definition, a strong acid is any substance that is good at donating an H + ion to water.

Example: 99.996% of the HCl molecules in a 6 M solution dissociate when the following reaction comes to equilibrium. This equilibrium lies so far to the right that we write the equation for the reaction with a single arrow, suggesting that hydrochloric acid dissociates more or less completely in aqueous solution.

HCl(aq) + H2O(l) H3O + (aq) + Cl - (aq)
0.004% 99.996%
at equilibrium at equilibrium

Weak acids are relatively poor H + ion donors.

Example: Acetic acid is a Brnsted acid because it can donate an H + ion to water. But it isn't a very good H + ion donor. Only about 1.3% of the acetic acid molecules in an 0.10 M solution lose a proton to water.

CH3CO2H(aq) + H2O(l ) H3O + (aq) + CH3CO2 - (aq)
98.7% 1.3%
at equilibrium at equilibrium

A quantitative feeling for the difference between strong acids and weak acids can be obtained from the equilibrium constants for the reactions between acids and water. Because it is time-consuming to write the formula CH3CO2H for acetic acid, chemists commonly abbreviate this formula as HOAc and describe the dissociation of the acid as follows.

HOAc(aq) + H2O(l) H3O + (aq) + OAc - (aq)

Using this convention, the equilibrium constant expression for the reaction between acetic acid and water would be written as follows.

Like the equilibrium constant expression for the dissociation of water, this is a legitimate equation. But most acids are weak, so the equilibrium concentration of H2O is effectively the same after dissociation as before the acid was added. Because the [H2O] term has no effect on the equilibrium it is built into the equilibrium constant for the reaction as follows.

The result is an equilibrium constant for this equation known as the acid-dissociation equilibrium constant, Kuma. For this reaction:

In general, for any acid HA:

Values of Kuma can be used to estimate the relative strengths of acids. The larger the value of Kuma, the stronger the acid. By definition, a compound is classified as a strong acid when Kuma is larger than 1. Weak acids have values of Kuma that are smaller than 1. A list of the acid-dissociation equilibrium constants for some common acids is given in the table below.

Values of Kuma for Common Acids

Strong Acids Kuma
hydrochloric acid (HCl) 1 x 10 6
sulfuric acid (H2SO4) 1 x 10 3
hydronium ion (H3O + ) 55
nitric acid (HNO3) 28
Weak Acids Kuma
phosphoric acid (H3PO4) 7.1 x 10 -3
citric acid (C6H7O8) 7.5 x 10 -4
acetic acid (CH3CO2H) 1.8 x 10 -5
boric acid (H3BO3) 7.3 x 10 -10
agua (H2O) 1.8 x 10 -16

The table above provides us with the basis for understanding the difference between strong acids and weak acids. Think about the reaction between a very strong acid and water.

HCl is a much stronger acid than the H3O + ion. This means that H2O is a stronger base than the Cl - ion. It isn't surprising to find that the stronger of a pair of acids reacts with the stronger of a pair of bases to give a weaker acid and a weaker base.

Let's consider the reaction between acetic acid and water.

In this case, the reaction tries to convert the weaker of a pair of acids and the weaker of a pair of bases into a stronger acid and a stronger base. It isn't surprising to find that this reaction occurs to only a minor extent.

As the value of Kuma decreases further the extent to which the acid will react with water must decrease as well. Inevitably, we should encounter acids that are so weak they can't compete with water as a source of the H3O + ion.


Assista o vídeo: Zwariowane Labolatorium AdBunia #15: ZASADA KWASU ; (Outubro 2021).