Noção d’ácido e básico

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definições :

– Ionização ou dissociação de iões : é o aparecimento de iões durante a dissolução de substâncias chamadas electrólitos: entre os quais são os ácidos e bases.

ácido : (selon Brönsted ).

É uma entidade química, molécula ou ião capaz de libertar um ião H+ :

AH + H2O ⇔ A + H30+

Base :

É uma entidade química, molécula ou ião capaz de captar um ião H+ :

B + H20 ⇔ BH+ + OH


A reacção ácido-base é uma transferência de protões.

observação :

Existem compostos capazes de capturar mais prots H+ e outros podem dar mais prots H+ => polyacides, polybases.

exemplo : H2ASSIM4 → HSO4 + H+
HSO4 → SO42- + H+

– anfotéricos ou anfolíticos compostos : estes são os compostos de acordo com a natureza do meio pode emitir ou prótons captura, Então, tem um comportamento ou ácido, é básico.

exemplo: AH + H20base ⇔ A + H30+.
B + H20ácido ⇔ BH+ + OH.

– Consequências da teoria Rrôüsted-Lowry

1- par ácido-base conjugado :

Em qualquer ácido com ela associada uma base e vice-versa. O ácido e a base de definir um ácido binário / base ou ácido binário básico definido pelo meio de reacção equilibrada :

⇔ base de ácido + H+

exemplo :

HCIO2+ H+– H CIO2‘ => ácido binário / base : HCIO2 / CIO2
base ácida

2- reacções ácido-base :

Uma reacção ácido-base é uma reacção de transferência de protões entre o par ácido-base observou 1 e outro casal observou 2

3- Força de ácidos e bases :

Um ácido é mais forte do que a sua tendência para dar H+ é maior. reciprocamente, uma base é ainda mais forte do que a sua tendência para captura H+ é alta.

exemplo: AH → A + H+ (HCI → H+ + CI)
AH Um ⇔ + H+ ( CH3COOH CH ⇔3COO + H+).

Existem ácidos e bases de » força » média incluindo pertencer a um ou outro dos dois grupos ( ácido ou base forte, ácido ou base fracos ) É difícil determinar. Em todos os casos, a força pode ser verificado pela aplicação da lei de Guldberg e Waage.

HA + H2O ⇔ H30++ UMAB + H2O ⇔ BH++ OH

água, em excesso muito grande, uma concentração que não varia durante a reaco.

[H2O] = constante

então introduzida, a noção da acidez constante e alcalinidade Seguinte :

Mais K é grande, mais ácido ( ou base ) dissociada. geralmente, a quantidade utilizada :

pKa = – log K

Conclusão : mais pK é grande, mais ácido (ou base) é baixo e vis-versa

observação : Kuma e Kb são constantes dependendo de :
– temperatura
– a natureza do solvente

* Relação entre Kuma e Kb :

PH AQUEOUS

definição : É um número adimensional que mede a acidez ou alcalinidade de um meio. Ela é definida como se segue :

= PH – registro [H30+]

onde : [H30+] é a concentração de iões
H30 em mol / l da solução de.

similarmente, nós definimos : pOH = – registro [OH].

sabendo que [H3O+] [OH] = 1014 => – registro [H3O+] – registro [OH+] = – registro 1014

pH + pOH = 14 -> relação entre o pH e pOH.

acidez escala : Ela é medida em relação à água pura ( neutro médio Ke = 1014 ).
Um meio neutro : [H3O+] = [OH] = C K ete = [H30+] [OH] = C2 => C = √ke = 10-7
por definição : pH = – registro [H30+] = – registro 10-7 = 7 => pH de água pura = 7.

  • Se um ácido é dissolvido em água, concentração de iões de H3O+ aumentos => [H30+] > 10-7 => pH<7.
  • por contras, se dissolver uma base em água, dissolução seguirá um aumento da concentração em iões OH, portanto, uma diminuição nos íons H3O+ => [H3O+] < 10-7 => pH> 7.

Currículo :
ácida de pH médio < 7
meio neutro de pH = 7
pH básico médio > 7

observação : a escala de acidez é usada 0 para 14.

As soluções ácidas de cálculo PH

1- Caso de ácidos fortes : Dissolução de um ácido forte é completa

AH + H2O -► H3O+ + UMA

A concentração de iões [H3O+] é, portanto, igual à concentração do ácido :

[H3O+] = C => pH = – log C

2- Para ácidos fracos : dissociação é equilibrada

AH + H2O ⇔ H3O++ UMA+

inicialmente, a partir de uma concentração de C AH. No equilíbrio que irá formar uma’ de tal forma que :

[AH] + [UMA] = C => [AH] = C – [UMA] ——-(1)

Kuma = [UMA] [H3O+] / [AH] ——–(2)

De acordo com a equação reaccional : [H3O+] = [UMA] e visto a equação (1); equação (2) se tornarão:

Ka = [H3O+]² / [AH] = [H3O+]² / C – [UMA] = [H3O+]² / C – [H3O+]

[H3O+]² + Kuma [H3O+] – KumaC = 0

A raiz positiva dá [H3O+]. É simples para calcular o pH, Se a solução é muito baixo ; ou seja [UMA] <<< [AH] portanto :

[AH] + [UMA] = C => [AH] = C K etuma = [H3O+]² / C

=> KumaC = [H3O+]2 => [ H3O+] = ( KumaC )1/2
=> – registro [H3O+] = 1/2 (pKuma – logC)

O pH é igual a : pH = 1/2 ( pKuma – logC )

PH cálculo soluções básicas

1- Se bases fortes : Dissolvendo uma base forte é total

B + H2O —> BH+ + OH

A concentração de iões [OH] é igual à concentração da base:

e como Ke = [OH][H3O+] = 10-14

em seguida : [H3O+] = Ke / [OH] = 10-14/[OH] = 10-14/C

=> pH = -log [H3O+] = -log(10-14/C ) => pH = 14 + log C

2- Se bases fracas :

B + H2O ⇔ BH++ OH

inicialmente, a partir de uma concentração de C B. Um saldo irá ser formada BH+ de tal forma que :

[B] + [BH+] = C => [B] = C- [BH+] ——-(1)

Kb = [BH+][OH] / [B] ———(2)

De acordo com a equação reaccional : [OH] = [BH+] e visto a equação (1); equação (2) se tornarão :

Kb = [OH]² / [B] = [OH]² / C – [BH+] = [OH]² / C – [OH]² => [OH]² + Kb [OH] – KbC = 0

A raiz positiva dá [OH]. É simples para calcular o pH, Se a solução é muito baixo i.e. [BH+] <<< [B] portanto :

[B] + [BH+] = C =>[B]≅C e Kb= [OH]² / C
=> KbC = [OH]2 => [OH] = (KbC)1/2 => – registro [OH] = 1/2 ( pKb – logC )
=> pOH = 1/2 ( pKb – logC )

como : pH + pOH = 14 um pKuma + pKb, = 14.

Para o pH da solução de, é suficiente para substituir : pOH por 14 – pH et pKab por 14- pKuma e, finalmente, vai :

pH = 7 + 1/2 ( pKuma + logC )

PH da solução tampão

1- definição : uma solução tampão é uma mistura de ácido fraco e a sua base conjugada.

2- cálculo de pH : Considere-se uma mistura de um ácido fraco HA concentração CUMA e base conjugada de concnetration CB

HA + H2O ⇔ A + H3O+ (ionização do ácido)

UMA + H2O ⇔ OH + HA+ (hidrólise da base conjugada)

assim Kuma = [UMA][H3O+] / [AH] => [H3O+] = Kuma [HA] / [UMA]

=> PH = pKauma + registro [UMA] = pKauma + registro [conj de base] / [ácido]

PH = pKauma + registro [conj de base] / [ácido]

soluções de ácido-base PH :

1- Misturar ácido forte + base forte :

se A = concentração do ácido depois de misturar
e b = concentração da base depois de se misturar

Como calcular t- levada a pH ?

2- Misturar ácido forte + base baixa :

Deixe a = concentração do ácido depois de misturar
e b = concentração da base depois de se misturar

H3O+ + B ⇔ BH+ + H2O.

2.1 – se > b : H3O+ + B ⇔ BH+ + H2O excesso de ácido forte

pH = – registro [H3O+]= – registro [a-b].

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2.2 – a b > uma : H3O+ + B ⇔ BH+ + H2O

2.3 – A e b = : H30++ B ^ BTF + H20

3- ácido fraco – base forte :

Deixe a = concentração do ácido depois de misturar
e b = concentração da base depois de se misturar

AH + OH’ UMA’ + H2O

uma- se > b : excesso de ácido fraco.

AH + OH ⇔ A + H2O+


b- a b > uma : excesso de base forte.

AH + OH ⇔ A + H2O+


c- A e b = :

AH + OH ⇔ A + H2O+


observação : Pode ser experimentalmente desenhar a curva de pH = f (b); a referida curva de neutralização (na realidade, esta curva é obtida por uma adição gradual em cm3 a uma solução de, b centímetros3 d’uma solução básica e vice-versa).

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