Ácidos e Bases: Conceitos e Reações

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QUÍMICA AMBIENTAL
ÁCIDOS E BASES
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Olá!
Ao final desta aula, o aluno será capaz de:
1. Reconhecer substâncias ácidas e bases, o conceito de Arrhenius, o de Bronsted-Lowry e o de Lewis;
2. Identificar os conceitos das reações de neutralização como um tipo especial de reação, a capacidade de alguns
elementos em doar e receber elétrons e a nomenclatura das substâncias ácidas e básicas;
3. Analisar o conceito de pH, que mostra a escala de potência de concentração de hidrogênio e as soluções
tampão.
1 Conceitos
Um dos primeiros conceitos de ácidos e bases foi desenvolvido no final do século 19, por .Svante Arrhenius
Nesse conceito, ele propôs que os ácidos eram substâncias cujos produtos de dissociação iônica em água
incluíam o íon hidrogênio (H ) e as bases que produzem o íon hidróxido (OH ), porém, em função de algumas+ -
limitações, começou a empregar este conceito só às soluções aquosas, não podendo ser aplicado a outros
solventes.
Já em 1923, J.N. Bronsted e J.M. Lowry, independentemente, sugeriram um novo conceito para ácidos e bases.
Segundo eles, ácidos são substâncias capazes de doar um próton em uma reação química, e bases são compostos
capazes de aceitar um próton em uma reação, sendo esta uma definição bem mais ampla.
Mais tarde, Gilbert Lewis definiu como base qualquer substância que doa pares de elétrons não ligantes dentro
de uma reação química e ácidos como um receptor de pares de elétrons.
As soluções são classificadas em ácidas, básicas e neutras. Nas soluções ácidas, a concentração de [H ]>[OH ];+ -
nas soluções básicas, a concentração de [OH ]> [H ] e nas soluções neutras, a concentração de [H+]= [OH-].- +
Ácidos são substâncias compostas que, em solução aquosa, liberam o cátion (H 0 ou H ), ou seja, dissociam-se
3
+ +
em íons de hidrogênio. Os ácidos possuem gosto azedo e, em associação com corantes, fazem com que eles
mudem de cor e neutralizem bases formando água e sal.
As bases são substâncias que, em solução aquosa, liberam única e exclusivamente o ânion OH, ou seja, dissociam-
se em íons de hidroxilas. As bases têm gosto amargo, são escorregadias e neutralizam ácidos formando sal e
água.
Os ácidos podem ser classificados quanto:
• À presença ou ausência da carboxila (COOH) - orgânicos (CH -COOH) e inorgânicos (H CO );
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•
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• À presença ou ausência da carboxila (COOH) - orgânicos (CH -COOH) e inorgânicos (H CO );
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• À presença ou ausência de oxigênio - hidrácidos (HCl) e oxiácidos (HClO );
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• Ao número de elementos químicos - binários (HCl) e ternários (HCN);
• Ao número de hidrogênios ionizáveis - monoácidos (HCl), diácidos (H SO ), triácidos (H PO ) e 
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tetrácidos (H P O ).
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As bases podem ser classificadas quanto:
• Ao número de hidroxilas - monobases (NaOH), dibases (Ca(OH)
2
), tribases (Al(OH)
3
), tetrabases (Sn(OH)
4
);
• À dissociação iônica - fortes e fracas;
• À solubilidade em água - totalmente solúvel (hidróxidos dos metais alcalinos), parcialmente solúvel 
(hidróxidos de metais alcalinos terrosos) e insolúveis (todos os demais hidróxidos).
2 Reação de neutralização
Esse tipo de reação é a que envolve os ácidos e as bases. Nela, tanto o ácido quanto a base são consumidos
formando um novo produto. De acordo com Arrhenius, em condições naturais de temperatura e pressão, íons
positivos de hidrogênio e íons negativos de hidroxila liberados em meio aquoso resultam em uma reação de
neutralização, mesmo que seja total ou parcial, havendo sempre formação de moléculas de água.
Esquema de uma reação de neutralização
HX + YOH
(aq) (aq) 
→ XY + H2O
(aq) (l)
Nota-se que um ácido (X) mais uma base (Y) formam um sal (XY) mais água. Geralmente, esse sal produzido tem
caráter neutro por ser derivado de ácidos e bases de mesma força, porém, nem toda reação é de neutralização
total. Ela pode ser parcial, possuindo caráter ácido ou básico pela presença de um ou mais íons H+ ou OH, o qual
não será consumido na formação de uma ou mais moléculas de água.
Ex.: reação total 2HCl + Ca(OH) -
2
→ CaCl + 2H 0
2 2
Ex.: reação parcial HCl + Mg(OH) - 
2
→ Mg(OH)Cl + H 0
2
3 Nomenclatura dos ácidos e bases
Os nomes dos ácidos inorgânicos comuns são derivados do nome dos íons dos quais provêm e, os das bases,
provêm dos cátions.
Ácidos
Os hidrácidos seguem a seguinte regra: Ácido + radical do elemento + o prefixo -ídrico. Ex.:H S - Ácido sulfídrico.
2
Os oxiácidos seguem a seguinte regra: Ácido + radical do elemento + o prefixo ico (+0) oso (-O).
•
•
•
•
•
•
•
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Ex.: HCIO - Ácido perclórico e H S0 - Ácido sulfuroso.
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Bases
Às bases são mais fáceis de dar nomes. Usualmente denominamos as bases de hidróxido de + nome do elemento.
Ex.: NaOH - hidróxido de sódio.
Em função do número de hidroxilas, colocamos o número em romano depois do nome. Ex.: Fe(OH) - hidróxido
2 
de ferro II e Fe(OH) - hidróxido de ferro III.
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4 O caráter ácido/básico dos óxidos
Óxidos básicos - geralmente são óxidos de metais que produzem bases em água, reagindo com ácidos.
MgO + H O 
2
→ Mg (OH)
2
Óxidos ácidos - geralmente são óxidos de ametais que reagem com a água, produzindo os ácidos e também
reagem com as bases.
SO + H O 
2 2
→ H SO
2 3
Anfotéricas - geralmente são óxidos de alguns elementos entre metais e ametais, que reagem tanto com bases
quanto com ácidos.
Al O + 6 HCl 
2 3
→ 2AlCl + 3 H O
3 2
Características dos ácidos e básicos na Tabela Periódica
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5 Pares conjugados
De acordo com o que vimos, os ácidos e as bases envolvem sempre a transferência de um próton do ácido para a
base, logo, um ácido, para desempenhar seu caráter ácido, deve estar em contato com uma base.
Ex.: o íon bicarbonato pode transferir um próton para a água, gerando o íon carbonato.
Sendo essa uma reação reversível, o íon carboxilato pode atuar como uma base, aceitando, na reação inversa, um
próton do íon hidrogênio - que atua como um ácido. Portanto, os íons bicarbonato e carbonato estão
relacionados entre si, pela doação ou ganho de um próton, assim como a água e o íon hidrogênio.
Podemos descrever uma reação de ácido com uma base, sendo uma reação de troca de prótons. Seja o ácido HX e
a base Y, temos HX+Y ßà X - +YH . Esse novo produto é capaz de doar o seu novo próton a outro ácido, sendo+
ácido + base 
1 2
ßà base + ácido .
1 2
O que quer que tenha sobrado do ácido depois do próton ter sido doado é chamado de sua base conjugada.
Igualmente, o que quer que tenha sobrado da base após ela ter recebido o próton, é chamado de um ácido
conjugado. Os pares ácido-base conjugados diferem entre si apenas em um próton.
Exemplos de pares de ácido/base conjugados
Para ver mais exemplos de ácidos e bases, acesse a Biblioteca Virtual desta aula.
6 Força relativa
Alguns ácidos têm uma capacidade melhor de doador prótons do que outros, enquanto que algumas bases têm
capacidade de receber melhor prótons do que outras. Por exemplo: uma solução aquosa de HCl consiste em íons
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cloreto e hidrogênio e, por isso, esse composto é considerado um ácido . Em contraste, uma solução diluídaforte
de ácido acético contém apenas uma pequena quantidade de íons acetato e hidrogênio - a maior parte das
moléculas permanece na forma não ionizada. Esse composto é, portanto, considerado um ácido .fraco
A espécie capaz de se ligar mais fortemente ao próton é a que vai determinar a força do ácido ou da base.
Portanto, quanto mais forte for o ácido, mais fraca é a base conjugada, logo, quanto mais fraco for o ácido, mais
forte é a base conjugada.
O OH é o ácido mais forte que pode existir no equilíbrio em solução aquosa, já o OH é a base mais forte que+ -
pode existir no equilíbrio em solução aquosa. Ácidos fortes ionizam completamente. Os mais comuns são: HCl,
HBr, H SO , HClO . Em soluções, o ácido forte é geralmente a única fonte de H . Assim, o pH da solução é a
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+
concentração inicial do ácido.
A maioria dos hidróxidos iônicos é considerada base forte. As bases fortesmais comuns são NaOH, KOH, e Ca(OH)
. Para um hidróxido ser uma base, ele tem que ser solúvel, assim, o pOH ou o pH de uma base forte é dado pela
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concentração em quantidade inicial da base. Em contrapartida, existem os ácidos fracos, os quais são ionizados
em solução. Quanto maior a ionização percentual, mais forte é o ácido. Logo, a ionização percentual de um ácido
fraco diminui à medida que a concentração em quantidade de matéria da solução aumenta.
As bases fracas removem prótons das substâncias. Geralmente, esse tipo de base possui carga negativa para
atacar os prótons. Os compostos formados com Nitrogênio geralmente são bases fracas mais neutras. De acordo
com a classificação de Lewis, algumas substâncias podem ser classificados de acordo com sua característica de
receber e doar elétrons.
Podemos classificar os ácidos e bases em:
Ácidos duros - nos quais o átomo receptor de elétrons possui número de oxidação elevada, ou seja, carga
positiva e elevada eletronegatividade.
Ex.: H , Li , Na , K .+ + + +
Ácidos moles - nos quais o átomo receptor de elétrons possui baixo estado de oxidação e baixa
eletronegatividade.
Ex.: Ag , Au , Cu .+ + +
Bases duras - nas quais o átomo doador é de baixa polarizabilidade e de elevada eletronegatividade.
Ex.: H 0, 0H , F .
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+ +
Bases moles - nas quais o átomo doador é de elevada polarizabilidade e de baixa eletronegatividade.
Ex.: I- CN-, CO.
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Em função dessas características, as bases duras formam complexos com ácidos duros, logo, bases moles formam
complexos com ácidos moles.
7 Constante de acidez e basicidade
K -a é a constante de acidez ou constante de dissociação ácida. A grande maioria dos ácidos são fracos em
solução aquosa. A solução é muito diluída e a água permanece praticamente pura, de modo que podemos fazer a
H20 = 1 e aproximar as outras atividades por concentrações molares.
K -b é constante de basicidade. A ionização de bases fracas em solução aquosa (reação de transferência de
prótons da água para a base) é tratada da mesma forma que a ionização de ácidos fracos. Numa dada
temperatura, a força de uma base é medida pela magnitude de sua constante de basicidade.
Maior Kb = base mais forte: no equilíbrio, a ionização da base resulta em uma maior concentração de íons OH .-
Para qualquer par ácido-base conjugados, define-se Kw= Ka Kb. Isto confirma que quanto mais forte o ácido,
mais fraca a base e vice-versa.
8 Escala de pH
Um das propriedade dos ácidos e bases é o pH. O pH é uma medida da concentração de cátions de hidrogênio em
uma solução aquosa. Os valores do pH variam em uma escala, que vai de 0 a 14, do mais ácido (0), passando pelo
neutro (7), ao mais básico (14). A água pura tem pH próximo de 7. Logo, em soluções ácidas o pH é menor que 7,
enquanto que, para as soluções básicas, o pH é maior que 7.
Como as soluções que empregamos geralmente são diluídas, as concentrações molares [H
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0+] e [OH-] podem
variar muitas ordens de grandeza, pois a concentração de íons de H+ é muito baixa. Logo, é mais adequado
expressar a [H+] em potências negativas de 10. Um meio de aperfeiçoar os cálculos é trabalhar com funções
logarítmicas, que variam mais lentamente. Usamos o logaritmo na base 10. Logo pH= - Log [H+].
Veja ao lado a escala de pH com algumas soluções conhecidas.
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O método mais fácil e simples de medir o pH é através de um medidor de pH denominado peagâmetro. É um
método direto, mas podemos medi-lo em função da alteração da coloração de alguns corantes, denominado
método indireto.
Saiba mais
Observe que o pH é um número adimensional e o sinal negativo na definição é adotado para
levar, na grande maioria dos casos, a números positivos, mais fáceis para uso no dia a dia.
Solução Ácida [H+] > [OH-]; [H+] > 10-7M pH < 7
Solução Básica [OH-] > [H+]; [OH-] <10-7M pH > 7
Solução Neutra [H+]= [OH-] = 10-7 M pH = 7
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Geralmente, ao ser feita essa mudança de coloração da solução, um ácido tende a ser vermelho e uma base tende
a ser azul.
Solução tampão
Uma solução tampão é formada por um par ácido fraco/base conjugada, que resiste a variações no pH quando
pequenas quantidades de ácidos ou bases lhe são adicionadas ou quando ocorre diluição de substâncias. Essas
soluções geralmente são utilizadas quando é necessário manter o pH de uma solução em um nível constante e
predeterminado.
Exemplo de soluções tampão
a) Ácido acético + acetato de sódio
b) Ácido bórico + borato de sódio
c) Ácido cítrico + citrato de sódio
As soluções tampão têm importante papel nos processos químicos e biológicos, que é a manutenção do pH. No
entanto, muitos processos industriais e biológicos necessitam de um valor de pH fixo para que uma função seja
desempenhada.
Observamos uma solução tampão composta por ácido acético e acetato de sódio. Quando adicionamos uma
ácido, ocorre a elevação de íons H+ no meio. Essa perturbação será neutralizada pela base conjugada do tampão,
voltando ao estado de equilíbrio, mas se adicionarmos uma base, ocorre a elevação de íons de OH- no meio,
assim, essa perturbação será neutralizada pelo ácido acético do tampão, restabelecendo o equilíbrio.
Ex.: Soluções de adição para modificar o pH de uma solução.
 ácido clorídrico é um ácido forteHCl -
 Hidróxido de sódio é uma base forteNaOH –
Acesse a Biblioteca Virtual para conhecer as reações de neutralização que ocorrem no meio ambiente.
O que vem na próxima aula
Na próxima aula, você estudará os conceitos de energia em função do calor, temperatura e entropia, a segunda
lei da termodinâmica e a energia química e radiações eletromagnéticas.
CONCLUSÃO
Nesta aula, você:
• Você aprendeu o que são ácidos, bases e as principais reações ácidas e básicas presentes no meio •
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• Você aprendeu o que são ácidos, bases e as principais reações ácidas e básicas presentes no meio 
ambiente, verificou como se forma um par de ácido - bases conjugado e aprendeu como as substâncias 
são classificadas, de acordo com a escala de pH.
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	Olá!
	1 Conceitos
	2 Reação de neutralização
	3 Nomenclatura dos ácidos e bases
	4 O caráter ácido/básico dos óxidos
	5 Pares conjugados
	6 Força relativa
	7 Constante de acidez e basicidade
	8 Escala de pH
	O que vem na próxima aula
	CONCLUSÃO