6 Equil Brio Cido Base

Química Aplicada
AULA TEÓRICA: EQUILÍBRIO ÁCIDOBASE
Cursos: Análises Clínicas e Saúde Pública, Dietética, Farmácia,
Radiologia

Ácido
Arrhenius:

protões

substância que, em solução, produz
HA  H+ + AÁcido

Protão

Bronsted-Lowry:

doador de protões
HA + H2O  H3O+ + A-

Lewis:
Ácido

aceita par de electrões

poliprótico: doa vários protões
Exemplos : H2SO4, H3PO4

Ka constante de ionização do ácido

 H  A 
K


 Arrhenius:



 HA

HA  H+ + A-


H O  A 
K


 Bronsted:
HA + H2O  H3O+ + A-



-

3

 HA

Força do ácido: é o grau de ionização
- Ka pequeno, pouco ionizado
- Ka grande, muito ionizado

 Ácido poliprótico:
K1  K2  K3



CH3COOH: Ka=1,8×105

Força dos ácidos
Extensão da ionização de:
(a) um ácido forte que sofre 100% de ionização
(b) um ácido pouca ionização

fraco,

(c) um ácido muito fraco

Base


Arrhenius: substância que, em solução, produz OHBOH  B+ + OH-



Bronsted: receptor de electrões
B- + H+  HB



[ B  ][OH  ]
Kb 
[ BOH ]

[ HB]
Kb  
[ B ][ H  ]

Lewis: doa par de electrões

Pares ácido-base conjugados
Define-se par ácido-base conjugados como um ácido e a sua base conjugada ou uma base e o seu ácido conjugado.
Ácido e base conjugada
HA  H+ + AÁcido

Base conjugada

Ácido forte/ Base conjugada fraca
Base e ácido conjugado
B- + H+  HB
Base

Ácido conjugado

Base forte/ Ácido fraco conjugado

Pares ácido-base conjugados

H+
H+

Forças relativas dos pares ácido-base conjugados Ionização da água
A água funciona como base em reacções com ácidos como por exemplo, HCl e CH3COOH, e funciona coma um ácido em reacções com bases como, por exemplo, NH3.
Ionização da água:
H2O  H+ + OH- ou 2 H2O  H3O+ + OHSe designarmos o protão como H+ em vez H3O+, podemos escrever a constante de equilíbrio da auto-ionização da água

[ H  ][OH  ]
Kc 
[ H 2 O]

Kw
[ H  ][OH  ]
K1 
[ H 2O ]

e

[ H 3O  ][OH  ]
K2 
[ H 2 O ]2

[H2O] e [H2O]2 nas expressões são muito grandes e relativamente constantes. Por