Aula 7 e 8 ácido bases e equilibrio A B

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Ácidos e bases
Equilíbrio ácido-base em solução química
QUÍMICA A - QUI09677
Aula 7 e 8
José Guilherme Aquino Rodrigues
Prof. Dr. Zeca
24/05/2023 1
Ácidos e bases: uma breve revisão
 Os ácidos têm um sabor azedo e fazem com que certos corantes mudem de cor, enquanto 
as bases têm um gosto adstringente e são escorregadias ao toque (o sabão é um bom 
exemplo);
 O uso do termo base origina-se do inglês arcaico, “rebaixar”. (A palavra inglesa debase
ainda é usada nesse sentido e significa “diminuir o valor de algo”); 
 Quando uma base é adicionada a um ácido, a base “rebaixa” a 
quantidade de ácido;
2
Ácidos e bases: uma breve revisão
 Ao longo do tempo, o conceito de ácidos e bases de Arrhenius (1887) foi estabelecido da 
seguinte maneira:
1.Um ácido é uma substância que, quando dissolvida em água, aumenta a concentração de 
íons H+;
2.Uma base é uma substância que, quando dissolvida em água, 
aumenta a concentração de íons OH−;
Svante August 
Arrhenius
3
 A noção de transferência, de um doador de prótons para um aceptor de prótons, é a ideia 
chave na definição de Brønsted-Lowry (1923) sobre ácidos e bases:
Ácidos e bases de Brønsted–Lowry
Johannes Niclaus
Brønsted
Thomas Martin 
Lowry
1.Um ácido é uma substância (molécula ou íon) que doa um próton (H+) para outra 
substância;
2.Uma base é uma substância que aceita um próton (H+);
4
 Desse modo, quando o HCl é dissolvido em água, ele atua como um ácido de Brønsted-
Lowry (doa um próton à H2O), e a H2O atua como uma base de Brønsted-Lowry (aceita um 
próton do HCl);
Ácidos e bases de Brønsted–Lowry
HCl(g) + H2O(l) H3O
+
(aq)Cl−(aq) +
ácido base
5
Ácidos e bases de Brønsted–Lowry
HCl(g) + H2O(l) H3O
+
(aq)Cl−(aq) +
H Cl + O H
H
HCl + O H
H
− +
+ +
− +
6
 Portanto, a molécula de H2O serve como um aceptor de prótons, usando um dos pares de 
elétrons não ligantes no átomo de O para “prender” o próton;
Ácidos e bases de Brønsted–Lowry
HCl(g) + NH3(aq) NH4(aq)Cl
−
(aq) +
ácido base
+
7
Ácidos e bases de Brønsted–Lowry
HCl(g) + NH3(aq) NH4(aq)Cl
−
(aq) +
ácido base
+
H Cl + N H
H
HCl + N H
H
−
+
H H
8
 A transferência de um próton sempre envolve tanto um ácido (doador) quanto uma base
(aceptor);
Ácidos e bases de Brønsted–Lowry
 Em outras palavras, uma substância pode funcionar como um ácido somente se, 
simultaneamente, outra substância se comportar como uma base;
 Além disso, algumas substâncias podem agir como um ácido em uma reação e como uma 
base em outra;
 Uma substância capaz de agir como um ácido ou uma base é chamada de anfiprótica ou 
anfótera;
9
H2O(l)
H2O(l)
 Uma substância anfiprótica age como uma base quando é combinada com algo mais ácido 
que ela mesma, e como um ácido quando combinada a algo mais básico que ela própria;
Ácidos e bases de Brønsted–Lowry
 Considere a reação de um ácido (HA) com água (H2O):
HA(aq) +
a1 a2b2 b1
H3O
+
(aq)⇀↽H2O(l) A−(aq) +
A−(aq) +
b1 b2a2 a1
OH−(aq)⇀↽H2O(l) HA(aq) +
b2
a2 10
 Um ácido e uma base, como o HA e o A−, que diferem apenas 
na presença ou ausência de um próton, são chamados de par 
ácido-base conjugado;
Ácidos e bases de Brønsted–Lowry
 Cada ácido tem uma base conjugada, formada mediante a 
remoção de um próton de um ácido;
 Por exemplo, o OH− é a base conjugada do H2O, e o A
− é a 
base conjugada do HA;
11
⇀↽
 Por exemplo, o OH− é a base conjugada do H2O, e o A
− é a 
base conjugada do HA;
Ácidos e bases de Brønsted–Lowry
NH3(aq) + H2O(l) OH
−
(aq)NH4(aq) +
ácidobase
+
ácido 
conjugado
base 
conjugado
adiciona H+
remove H+
12
 Assim, o H3O
+ é o ácido conjugado da H2O, e o HA é o ácido 
conjugado do A−;
Ácidos e bases de Brønsted–Lowry
 Cada base tem um ácido conjugado, formado pela adição de 
um próton à base;
⇀↽HNO2(aq) + H2O(l) H3O
+
(aq)NO2(aq) +
baseácido
−
base 
conjugado
ácido 
conjugado
remove H+
adiciona H+
13
Ácidos e bases de Brønsted–Lowry
Qual é a base conjugada dos compostos HClO4, H2S, PH4 e HCO3 ?
+ −
Se removermos um próton do HClO4, vamos obter o ClO4, 
que é a sua base conjugada. As outras bases conjugadas 
são HS−, PH3 e CO3 ;
−
2−
Qual é o ácido conjugada dos compostos CN−, SO4 , H2O e HCO3 ?
2− −
Se adicionarmos um próton ao CN−, teremos o HCN, seu 
ácido conjugado. Os outros ácidos conjugados são HSO4, 
H3O
+ e H2CO3; 
−
Observe que o íon hidrogenocarbonato (HCO3) é anfiprótico, 
podendo atuar como um ácido ou uma base; 
−
14
 Quanto mais forte for um ácido, mais fraca será a sua base conjugada, e quanto mais forte 
for uma base, mais fraco será o seu ácido conjugado;
Força relativa de ácidos e bases
ácido base
15
Força relativa de ácidos e bases
ácido base
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Basicidade 
insignificante
Bases fracas
Bases fortes
Ácidos fortes
Ácidos fracos
Acidez 
insignificante 100% protonado
em H2O
100% ionizado 
em H2O
16
Força relativa de ácidos e bases
 A seguir, agrupamos ácidos e bases em três grandes categorias, com base em seu 
comportamento na água:
1. Um ácido forte transfere seus prótons completamente para a água, não deixando 
praticamente nenhuma molécula não dissociada em solução;
Sua base conjugada tem uma tendência insignificante de aceitar prótons em 
solução aquosa; 
ácido base
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Basicidade 
insignificante
Ácidos fortes
100% ionizado 
em H2O 17
A base conjugada de um ácido fraco mostra uma ligeira capacidade de remover prótons da 
água;
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Bases fracasÁcidos fracos
2. Um ácido fraco dissocia-se apenas parcialmente em solução aquosa, sendo, portanto, 
encontrado na solução como uma mistura de ácido não dissociado e sua base conjugada;
18
3. Uma substância com acidez insignificante contém hidrogênio, mas não demonstra qualquer 
comportamento ácido na água;
Sua base conjugada é uma base forte, reagindo completamente com água para formar íons 
OH−;
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Bases fortesAcidez 
insignificante 100% protonado
em H2O
19
 Uma das propriedades químicas mais importantes da água (H2O) é a sua capacidade de 
atuar tanto como um ácido quanto como uma base de Brønsted-Lowry; 
Autoionização da água
 Na presença de um ácido, ela atua como um aceptor de prótons, já na presença de uma 
base, ela atua como um doador de prótons;
 Na verdade, uma molécula de água pode doar um próton a outra molécula de água:
20
⇀↽
⇀↽
 Na verdade, uma molécula de água pode doar um próton a outra molécula de água:
 Chamamos esse processo de autoionização da água;
Autoionização da água
H2O(l) + H2O(l) H3O
+
(aq)OH−(aq) +
+ O H
H
HO + O H
H
− +
H
O H
H
21
Autoionização da água
 A expressão da constante de equilíbrio para a autoionização 
da água é:
 Como essa expressão refere-se especificamente à autoionização 
da água, utilizamos o símbolo Kw para denotar a constante de 
equilíbrio, chamada de constante do produto iônico da água; 
Kw = [H3O
+] [OH−]
 A expressão de Kw pode ser escrita em termos de H3O
+ ou H+, 
e Kw tem o mesmo valor em qualquer um dos casos: 
22
Autoionização da água
 A expressão de Kw pode ser escrita em termos de H3O
+ ou H+, 
e Kw tem o mesmo valor em qualquer um dos casos: 
 Diz-se que uma solução em que [H+] = [OH−] é neutra;
Kw = [H3O
+] [OH−]
Kw = [H
+] [OH−] = 1,0 × 10−14
(a 25 °C)
23
Autoionização da água
Calcule os valores de [H+] e [OH−] em soluções aquosas 
neutras a 25 °C.
Para resolver está questão devemos usar a equação
Kw = [H
+] [OH−] = 1,0 × 10−14
e o fato de que, [H+] = [OH−] em uma solução neutra;
Vamos representar a concentração de H+ e OH− em um 
solução neutra como “x”. Isso resultaem:
[H+] [OH−] = (x) (x) = 1,0 × 10−14
24
Calcule os valores de [H+] e [OH−] em soluções aquosas 
neutras a 25 °C.
(x) (x) = 1,0 × 10−14
x2 = 1,0 × 10−14
x = 1,0 × 10−7 M = [H+] = [OH−]
Autoionização da água
25
 Por conveniência, geralmente expressamos [H+] em termos de pH, que é o logaritmo 
negativo na base 10 de [H+]:
 O pH é registrado com duas casas decimais, pois apenas os números à direita do ponto 
decimal são os algarismos significativos em um logaritmo;
Escala de pH
pH = −log[H+]
 O logaritmo negativo é uma maneira conveniente de expressar as magnitudes de 
quantidades pequenas;
26
 A 25 °C, o pH de uma solução ácida é menor que 7,00 (pH < 7,00) e o pH de uma solução 
básica é maior que 7,00 (pH > 7,00); 
Escala de pH
27
Escala de pH
Solução ácida Solução básicaSolução neutra
[H+] > [OH−]
[H+] = [OH−] [H
+] < [OH−]
28
Escala de pH
Uma solução a 25 °C tem [OH−] = 6,7 × 10−14 M. Qual é o pH
da solução?
Para resolver está questão devemos usar novamente a equação
Kw = [H
+] [OH−] = 1,0 × 10−14
Para encontrar a concentração de H+;
Vamos representar a concentração de H+ como “x”. Isso 
resulta em:
[H+] [OH−]= (x)(6,7 × 10−14)=1,0 × 10−14
29
Escala de pH
Uma solução a 25 °C tem [OH−] = 6,7 × 10−14 M. Qual é o pH
da solução?
(x)(6,7 × 10−14)=1,0 × 10−14
x =
1,0 × 10−14
6,7 × 10−14
= 0,15 M =[H+]
Agora podemos usar a expressão
pH = −log[H+]
para determinar o pH da solução;
30
Escala de pH
Uma solução a 25 °C tem [OH−] = 6,7 × 10−14 M. Qual é o pH
da solução?
pH = −log[H+]
pH = −log 0,15 = 0,82
31
Escala de pH
 Podemos também expressar a concentração de OH− como pOH:
 Da mesma maneira, pKw é igual a −log Kw. Assim:
pOH= −log[OH−]
−log[H+] + (−log[OH−])=−logKw
Kw = [H
+] [OH−] ×(−log)
log a  b = log a + log b
32
Escala de pH
−log[H+] + (−log[OH−])=−logKw
Kw = [H
+] [OH−] ×(−log)
pH + pOH=pKw 14,00= (a 25 °C)
−log x = px
33
Escala de pH
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a
 d
a
 b
a
s
e
[H+] (M) pH pOH [OH−] (M)
pH + pOH = 14
[H+] [OH−] = 1 × 10−14
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34
Escala de pH
Uma amostra de suco de maçã fresco tem um pOH de 10,24. 
Calcule [H+].
Primeiro devemos aplicar a equação
para calcular o pH final a partir do pOH. Portanto, temos que:
pH + pOH 14,00=
pH + 10,24 14,00=
pH = 14,00 − 10,24
pH = 3,76 35
Escala de pH
Uma amostra de suco de maçã fresco tem um pOH de 10,24. 
Calcule [H+].
Em seguida, usaremos a equação
pH = −log[H+]
para determinar a concentração de H+. Portanto, temos 
que:
−log[H+] = 3,76
log[H+] = −3,76
36
Escala de pH
Uma amostra de suco de maçã fresco tem um pOH de 10,24. 
Calcule [H+].
Para encontrar [H+], precisamos determinar o antilogaritmo de −3,76;
Sua calculadora mostrará este comando como “10x” ou “INV log” 
(essas funções geralmente estão acima da tecla “log”;
Usamos essa função para realizar o seguinte cálculo:
[H+] = Antilog(−3,76) = 10−3,76
[H+] = 1,7 × 10−4 M 37
 O pH de uma solução pode ser calculado com um medidor de pH;
Escala de pH
Em resumo, um medidor de pH é constituído por um par de eletrodos 
ligados a um medidor, capaz de medir pequenas tensões da ordem de 
milivolts; 
Uma tensão, que varia de acordo com o pH, é gerada quando os 
eletrodos são colocados em solução;
Essa tensão é lida pelo medidor, que é calibrado para determinar o 
pH;
38
Escala de pH
 Embora menos precisos, os indicadores ácido-base podem ser utilizados para medir o pH;
 Um indicador ácido-base representa uma substância colorida que pode ser encontrada na 
forma de um ácido ou de uma base. As duas formas têm cores diferentes;
Incolor (pH < 8,2) Rosa (pH > 10,0)
⇀↽
F
e
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ín
a
39
Escala de pH
40
Ácidos e bases fortes
 Ácidos e bases fortes são eletrólitos fortes, encontrados inteiramente como íons em 
solução aquosa;
 Há relativamente poucos ácidos e bases fortes comuns;
 Os sete ácidos fortes mais comuns são seis ácidos 
monopróticos (HCl, HBr, Hl, HNO3, HClO3 e HCIO4) e um ácido 
diprótico (H2SO4);
Não se usa setas de equilíbrio (⇌) para equações de ionização 
e dissociação de ácidos e bases fortes porque a reação fica 
deslocada totalmente à direita (ionização completa);
41
Ácidos e bases fortes
Não se usa setas de equilíbrio (⇌) para equações de ionização e 
dissociação de ácidos e bases fortes porque a reação fica deslocada 
totalmente à direita (ionização completa);
HNO3(aq) + H2O(l) NO3(aq)H3O
+
(aq) + −
HNO3(aq) NO3(aq)H
+
(aq) + −
42
Ácidos e bases fortes
 As bases fortes solúveis mais comuns são os hidróxidos iônicos de metais alcalinos, como 
NaOH e KOH, e os hidróxidos iônicos de metais alcalino terrosos mais pesados, a 
exemplo do Sr(OH)2;
 Soluções fortemente básicas também são formadas por certas substâncias que reagem 
com água (H2O) para formar íons hidróxido (OH
−). A mais comum delas contém íon 
óxido (O2−);
O2−(aq) + H2O(l) 2OH
−
(aq)
43
 A maioria das substâncias ácidas são ácidos fracos, por isso, 
são apenas parcialmente ionizadas em solução aquosa;
Ácidos fracos
Ácido forteÁcido fraco
Moléculas de HA
completamente 
dissociadas
Moléculas de HA
parcialmente 
dissociadas
HA(aq) +H2O(l) → H3O
+(aq) + A−(aq)HA(aq)
+
−
+
+
+
+
−
−
−
−
−
+
HA
A−
H3O
+
+ H2O(l) ⇌ H3O
+(aq) + A−(aq)
44
 Podemos escrever a expressão da constante de equilíbrio 
para a ionização de um ácido fraco global HA como:
 Ka é chamado de constante de acidez para o ácido HA;
Ácidos fracos
HA(aq) + H2O(l) A
−(aq)H3O
+(aq) +⇌
⇀↽HA(aq) A−(aq)H+(aq) +
Ka=
[H3O
+][A−]
[HA]
Ka=
[H+][A−]
[HA]
ou
HA(aq) + H2O(l) A
−(aq)H3O
+(aq) +⇌
⇀↽HA(aq) A−(aq)H+(aq) +
45
Ácidos fracos
 A magnitude de Ka indica a tendência que o ácido tem de ionizar 
em água: quanto maior o valor de Ka, mais forte é o ácido; 
H =
Próton 
ionizável
A
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m
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a
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id
o
46
 Outra medida da força do ácido é o percentual de ionização, definido como:
 Quanto mais forte for o ácido, maior será o percentual de ionização;
Ácidos fracos
 Se considerarmos que a autoionização da H2O é negligenciável, então a 
concentração de ácido que se ioniza é igual à concentração de H+(aq)
formado;
Percentual 
de ionização =
[H+]equilíbrio
[HA]inicial
× 100%
47
 Com base no valor de Ka e na concentração inicial de um ácido fraco, podemos calcular a 
concentração de H+(aq) em uma solução do ácido;
Ácidos fracos
1. A primeira etapa é escrever o equilíbrio de ionização;
2. A segunda etapa é escrever a expressão da constante de 
equilíbrio e o valor para a constante de equilíbrio;
3. A terceira etapa consiste em expressar as concentrações
envolvidas na reação de equilíbrio;
4. A quarta etapa é substituir as concentrações de equilíbrio na 
expressão correspondente.
48
Ácidos fracos
Calcule o pH e a porcentagem de moléculas ionizadas de HF 
em uma solução de HF 0,10 M. Dado: Ka = 6,8 × 10
−4
Primeiramente escreveremos a equação química para o 
equilíbrio e colocaremos as concentrações conhecidas e 
desconhecidas de todas as espécies em uma tabela:
HF(aq) + H+(aq)⇌ F−(aq)
Concentração inicial (M)
Variação na concentração (M)
Concentração no equilíbrio (M)
0,10 0 0
−x +x +x
(0,10 − x) x x
Em seguida, substituímos as concentrações de equilíbrio na 
expressão da constante de equilíbrio; 49
Ácidos fracos
Calcule o pH e a porcentagem de moléculas ionizadas de HF
em uma solução de HF 0,10 M. Dado: Ka = 6,8 × 10
−4
HF(aq) + H+(aq)⇌ F−(aq)
Concentração inicial (M)
Variação na concentração (M)
Concentração no equilíbrio (M)
0,10 0 0
−x +x +x
(0,10 − x) x x
A expressão da constante de equilíbrio é:
Ka=
[H+][F−]
[HF]
=
(x)(x)
(0,10 − x)
= 6,8 × 10−4
50
Ácidos fracos
Calcule o pH e a porcentagem de moléculas ionizadas de HF
em uma solução de HF 0,10 M. Dado: Ka = 6,8 × 10
−4
Se resolvermos essa equação empregando a aproximação 
“0,10 − x ≈ 0,10” (isto é, omitindo a concentraçãode ácido 
que ioniza), obtemos:
(x)(x)
(0,10 − x)
= 6,8 × 10−4
x2
0,10
= 6,8 × 10−4 x= 8,2 × 10−3 M
51
Ácidos fracos
Calcule o pH e a porcentagem de moléculas ionizadas de HF
em uma solução de HF 0,10 M. Dado: Ka = 6,8 × 10
−4
No entanto, como a aproximação é superior a 5% de 0,10 M, 
ou seja, 8,2 × 10−3 M é maior que cerca de 5% do valor da 
concentração inicial (5,0 × 10−3 M), devemos trabalhar o 
problema a partir da equação quadrática;
52
Fórmula de Bhaskara
 = b2 − 4ac
x =
−b  
2a
ax2 + bx + c = 0
x =
−b 
2a
b2 − 4ac
53
Ácidos fracos
Calcule o pH e a porcentagem de moléculas ionizadas de HF
em uma solução de HF 0,10 M. Dado: Ka = 6,8 × 10
−4
(x)(x)
(0,10 − x)
= 6,8 × 10−4
x2 = (0,10 − x) (6,8 × 10−4) 
x2 =
×
×
6,8 × 10−5 − (6,8 × 10−4)x 
x2 + 6,8 × 10−5−(6,8 × 10−4)x = 0
54
Ácidos fracos
Calcule o pH e a porcentagem de moléculas ionizadas de HF
em uma solução de HF 0,10 M. Dado: Ka = 6,8 × 10
−4
x2 + 6,8 × 10−5−(6,8 × 10−4)x = 0
ax2 + bx + c = 0
Substituindo esses valores na fórmula quadrática (fórmula 
de Bhaskara):
x =
−b 
2a
b2 − 4ac
a = 1
b = 6,8 × 10−4
c = −6,8 × 10−5
55
Ácidos fracos
Calcule o pH e a porcentagem de moléculas ionizadas de HF
em uma solução de HF 0,10 M. Dado: Ka = 6,8 × 10
−4
x =
−b 
2a
b2 − 4ac
x =
−6,8 × 10−4 
2
(6,8 × 10−4)2 − 4(−6,8 × 10−5)
x =
−6,8 × 10−4 
2
1,6 × 10−2 x = 7,9 × 10
−3 M
x´ = −8,3 × 10−3 M
56
Ácidos fracos
Calcule o pH e a porcentagem de moléculas ionizadas de HF
em uma solução de HF 0,10 M. Dado: Ka = 6,8 × 10
−4
Das duas soluções, apenas o valor positivo para “x” é 
quimicamente razoável;
A partir desse valor, podemos determinar [H+] e, 
consequentemente, o pH;
x = [H+] = [F−] = 7,9 × 10−3 M
pH = −log[H+] = −log 7,9 × 10−3
pH = 2,1 57
Ácidos fracos
Calcule o pH e a porcentagem de moléculas ionizadas de HF
em uma solução de HF 0,10 M. Dado: Ka = 6,8 × 10
−4
A partir da [H+] podemos calcular a percentagem de 
moléculas ionizadas;
Percentual 
de ionização =
[H+]equilíbrio
[HA]inicial
× 100%
Percentual 
de ionização 
de HF
=
7,9 × 10−3 M
0,10 M
× 100% = 7,9%
58
 As propriedades de uma solução ácida relacionadas diretamente à concentração do H+(aq), 
assim como à condutividade elétrica e à velocidade da reação com um metal ativo, são 
menos evidentes para uma solução de um ácido fraco do que para uma solução de um 
ácido forte de mesma concentração;
Ácidos fracos
 À medida que a concentração de um ácido fraco aumenta, a concentração de H+ no equilíbrio 
também aumenta, como esperado;
 No entanto, o percentual de ionização diminui à medida que a concentração aumenta;
59
 Dessa forma, a concentração de H+(aq) não é diretamente proporcional à concentração do 
ácido fraco;
Ácidos fracos
 Por exemplo, dobrar a concentração de um ácido fraco não dobra a concentração de 
H+(aq);
Concentração do ácido (M)
P
e
rc
e
n
tu
a
l 
d
e
 i
o
n
iz
a
ç
ã
o
0 0,05 0,10 0,15
1,0
2,0
3,0
4,0
5,0
6,0
À medida que a concentração 
aumenta, uma percentagem menor 
de moléculas de CH3COOH
se dissociam
60
Ácidos fracos
Mg(s)+ 2HCl(aq) H2(g)Mg
2+(aq) + 2Cl−(g)+
⇀↽Mg(s) + 2CH3COOH(aq) Mg2+(aq) + 2CH3COO−(g)+H2(g)
H
C
l
C
3
C
O
O
H
61
⇀↽
Ácidos polipróticos
 Ácidos com mais de um átomo de H ionizável são conhecidos 
como ácidos polipróticos;
 Quando há dois hidrogênios ionizáveis, as constantes de 
acidez são classificadas como Ka1 e Ka2;
+ Ka1HA
−(aq)
+ A2− (aq) Ka2
⇀↽H2A(aq) H+(aq)
H+(aq)HA− (aq)
62
 Ka2 sempre se refere ao equilíbrio envolvido na remoção do 
segundo próton de um ácido poliprótico, e Ka2 < Ka1
Sempre é mais fácil remover o primeiro próton de um ácido 
poliprótico do que remover o segundo;
 Do mesmo modo, para um ácido com três prótons ionizáveis, 
é mais fácil remover o segundo próton do que o terceiro;
 Assim, H+(aq) na solução é resultado quase 
inteiramente da primeira reação de ionização;
Ácidos polipróticos
63
 Assim, H+(aq) na solução é resultado quase inteiramente da 
primeira reação de ionização;
Ácidos polipróticos
64
+ Ka1H2PO4(aq)
−
+ HPO4 (aq)
2−
Ka2
⇀↽
⇀↽
H3PO4(aq) H+(aq)
H2PO4(aq)
−
H+(aq)
+ PO4 (aq)
3−
Ka3
⇀↽HPO4 (aq)
2−
H+(aq)
Ácidos polipróticos
65
 Podemos escrever a expressão da constante de equilíbrio 
para a dissociação de uma base fraca global (B) como:
Bases fracas
B(aq) +
b1 b2a2 a1
OH−(aq)⇀↽H2O(l) HB+(aq) +
Kb=
[HB+] [OH−]
[B]
66
Bases fracas
 Kb é a constante de basicidade e sempre se refere ao equilíbrio 
em que uma base reage com a H2O para formar o ácido 
conjugado correspondente e OH−;
67
Bases fracas
NH3(aq)+ OH
−(aq)⇀↽H2O(l) NH4(aq) +
Kb=
[NH4] [OH
−]
[NH3]
+
+
68
Bases fracas
 As Bases fracas se dividem em duas categorias gerais
1. A primeira é de substâncias neutras que têm um átomo com 
um par de elétrons não ligantes, que podem aceitar um próton;
Essas substâncias incluem a amônia e uma classe relacionada 
de compostos chamados aminas;
Amônia (NH3) Metilamina (CH3NH2) Hidroxilamina (NH2OH)
N H
H
H
N H
H
C
H
H
H N O
H
H H
69
⇀↽
Bases fracas
N H
H
H+ N H
H
+
H H
O H
H
+ O
−
H
70
Bases fracas
2. Ânions de ácidos fracos formam a segunda categoria geral de 
bases fracas;
Em uma solução aquosa de hipoclorito de sódio (NaClO), por 
exemplo, o NaClO é dissociado em íons Na+ (íon espectador) 
e ClO−;
O íon ClO−, no entanto, é a base conjugada de um ácido fraco, 
o ácido hipocloroso (HClO);
ClO−(aq) +
b1 b2a2 a1
OH−(aq)⇀↽H2O(l) HClO(aq) +
71
Relação entre Ka e Kb
 O produto de Ka e Kb é a constante do produto iônico da 
água (Kw);
 Isso vale para qualquer par conjugado ácido-base, o produto 
da constante de dissociação de um ácido (Ka) pela constante 
de basicidade de sua base conjugada (Kb) é igual à constante 
do produto iônico da água (Kw):
Kw = Ka × Kb
72
⇀↽
⇀↽
⇀↽
Relação entre Ka e Kb
A−(aq)+H3O
+(aq)
A−(aq) + OH−(aq)H2O(l) HA(aq) +
Ka
Kb
+
H3O
+(aq) OH−(aq) Kw = KaKb
Kw =
[A−][H3O
+]
[HA]
[HA][OH−]
[A−]
= [H3O
+][OH−]
c.q.d
Kw = Ka Kb
HA(aq)
2H2O(l) +
+ H2O(l)
Relação entre Ka e Kb
 À medida que a força de um ácido aumenta (Ka aumenta), a 
força de sua base conjugada diminui (Kb diminui), de modo 
que o produto “Ka × Kb” continua sendo 1,0 × 10
−14 a 25 °C;
 Essa importante relação aplica-se apenas a pares conjugados 
ácido-base;
 A equação anterior pode ser escrita em termos de pKa e pKb
se aplicarmos o logaritmo negativo em ambos os lados:
Kw = Ka × Kb ×(−log)
log a  b = log a + log b
74
Relação entre Ka e Kb
Kw = Ka × Kb ×(−log)
log a  b = log a + log b
−logKw = (−logKa) + (−logKb)
pKw = pKa + pKb = 14,00 (a 25 °C)
−log x = px
75
Relação entre Ka e Kb
Calcule (a) Kb para o íon fluoreto e (b) Ka para o íon amônio. 
Dado: Ka(HF) = 6,8 × 10
−4 e Kb(NH3) = 1,8 × 10
−5. 
Podemos usar os valores dados de K para HF e NH3 e a 
relação entre Ka e Kb para calcular as constantes de 
dissociação dos seus pares conjugados, F− e NH4;
+
(a) Podemos usar a equação:
Kw = Ka × Kb
para calcular o Kb da base conjugada, F
−:
Kb =
Kw
Ka
=
1,0 × 10−14
6,8 × 10−4
=1,5 × 10−11
76
Relação entre Ka e Kb
Calcule (a) Kb para o íon fluoreto e (b) Ka para o íon amônio. 
Dado: Ka(HF) = 6,8 × 10
−4 e Kb(NH3) = 1,8 × 10
−5. 
(b) Podemos usar novamente a equação:
Kw = Ka × Kb
agora para calcular o Ka da ácido conjugada, NH4 :
Ka =
Kw
Kb
=
1,0 × 10−14
1,8 × 10−5
=5,6 × 10−10
+
77
 Uma vez que quase todos os sais são eletrólitos fortes, 
podemos supor que qualquer sal dissolvido em água se 
dissocia completamente;
Propriedades ácido–base de soluções salinas
 Consequentemente, as propriedades ácido-base de soluções 
salinas resultam do comportamento de cátions e ânions; 
Muitos íons reagem com a água para gerar H+(aq) ou OH−(aq). 
Esse tipo de reação é chamado de hidrólise;
 O pH de uma solução salina aquosa pode ser previsto 
qualitativamente ao considerar os cátions e osânions do sal;
78
 Se HA não for um dos sete ácidos fortes comuns, será um 
ácido fraco;
 O íon OH−, gerado dessa forma, faz o pH da solução aumentar, 
tornando-a básica;
Propriedades ácido–base de soluções salinas
 Nesse caso, a base conjugada A− é uma base fraca e reage 
pouco com a água, produzindo um ácido fraco e íons 
hidróxido:
A−(aq) +
b1 b2a2 a1
OH−(aq)⇀↽H2O(l) HA(aq) +
79
 A situação é mais complicada quando temos sais que contêm 
ânions com prótons ionizáveis (HA−);
Propriedades ácido–base de soluções salinas
 Esses sais são anfóteros, e o seu comportamento na água é 
determinado pelos valores relativos de Ka e Kb do íon;
Se Ka > Kb, o íon torna a solução ácida;
Se Ka < Kb, ele torna a solução básica;
⇀↽
+ HA−(aq)
+ A2− (aq)
⇀↽H2A(aq) H+(aq)
H+(aq)HA− (aq)
80
 Cátions poliatômicos com um ou mais prótons podem ser 
considerados ácidos conjugados de bases fracas;
Propriedades ácido–base de soluções salinas
Muitos íons metálicos reagem com a água e fazem o pH de 
uma solução aquosa diminuir;
 Esse efeito ocorre com mais frequência para cátions pequenos 
com cargas elevadas, como ilustram a figura e os valores de Ka
para cátions metálicos, listados na tabela a seguir;
NH4(aq)+ H3O
+(aq)⇀↽H2O(l) NH3(aq) +
+
a1 a1b2 b1
81
 Esse efeito ocorre com mais frequência para cátions pequenos 
com cargas elevadas, como ilustram a figura e os valores de Ka
para cátions metálicos, listados na tabela a seguir;
Propriedades ácido–base de soluções salinas
1+
Uma interação eletrostática fraca 
implica um pequeno deslocamento da 
densidade eletrônica para o cátion
O cátion exerce um 
efeito insignificante 
sobre a força da ligação
H−O e a solução 
permanece neutra
82
 Esse efeito ocorre com mais frequência para cátions pequenos 
com cargas elevadas, como ilustram a figura e os valores de Ka
para cátions metálicos, listados na tabela a seguir;
Propriedades ácido–base de soluções salinas
3+
Uma interação eletrostática forte 
implica um maior deslocamento da 
densidade eletrônica para o cátion
O cátion enfraquece 
a ligação H−O, e a 
molécula de H2O de 
solvatação pode 
facilmente doar H+; a 
solução torna-se
ácida
83
Propriedades ácido–base de soluções salinas
 Esse efeito ocorre com mais frequência para cátions pequenos 
com cargas elevadas, como ilustram a figura e os valores de Ka
para cátions metálicos, listados na tabela a seguir;
Na+ Ca2+ Zn2+ Al3+
84
 O mecanismo pelo qual íons metálicos produzem soluções 
ácidas é mostrado a seguir:
Propriedades ácido–base de soluções salinas
[Fe(H2O)6]
3+(aq) + H3O
+(aq)⇀↽H2O(l) [Fe(H2O)5(OH)]2+(aq) +
+ ⇀↽ +
A interação entre Fe3+ e o 
oxigênio das moléculas de H2O
enfraquece as ligações O−H
H+ é perdido; a 
carga do complexo 
muda de 3+ para 2+
H3O
+ é criado; a 
solução torna-se 
ácida
85
 Para determinar se um sal forma uma solução ácida, básica 
ou neutra quando dissolvido em água, devemos considerar a 
ação do cátion e do ânion:
Propriedades ácido–base de soluções salinas
1. Se o sal tiver um ânion que não reage com água e um cátion 
que não reage com água, espera-se que o pH seja neutro;
Isso ocorre quando o ânion é uma base conjugada de um 
ácido forte e o cátion faz parte do grupo 1A, ou é um dos 
membros mais pesados do grupo 2A;
86
2. Se o sal tiver um ânion que reage com água para produzir 
íons hidróxido e um cátion que não reage com água, espera-
se que o pH seja básico;
Propriedades ácido–base de soluções salinas
Isso ocorre quando o ânion é a base conjugada de um ácido 
fraco e o cátion faz parte do grupo 1A, ou é um dos membros 
mais pesados do grupo 2A;
87
3. Se o sal tiver um cátion que reage com água para produzir 
íons hidrônio e um ânion que não reage com água, espera-se 
que o pH seja ácido;
Propriedades ácido–base de soluções salinas
Isso ocorre quando o cátion é um ácido conjugado de uma 
base fraca, ou um cátion pequeno com uma carga maior ou 
igual a 2+;
88
4. Se o sal tiver um ânion e um cátion capazes de reagir com 
água, íons hidróxido e hidrônio são produzidos;
Propriedades ácido–base de soluções salinas
A solução, então, pode ser básica, neutra ou ácida, dependendo 
das capacidades relativas dos íons de reagir com água;
89
 Uma molécula que contém H vai atuar como um doador de 
prótons (um ácido) apenas se a ligação H−A for polarizada de 
modo que o átomo de H possua uma carga positiva parcial;
Comportamento ácido–base e estrutura química
 Um segundo fator que ajuda a determinar se uma molécula 
que contém uma ligação H−A doará um próton é a força da 
ligação;
 Ligações muito fortes são quebradas com menos facilidade 
do que as mais fracas;
H A
90
 A polaridade de ligação é o fator determinante da acidez 
para ácidos binários HA, quando A representa membros do 
mesmo período;
Comportamento ácido–base e estrutura química
 Assim, a acidez aumenta à medida que a eletronegatividade
do elemento A aumenta, o que geralmente ocorre quando 
nos deslocamos da esquerda para a direita em um período;
91
 Assim, a acidez aumenta à medida que a eletronegatividade
do elemento A aumenta, o que geralmente ocorre quando 
nos deslocamos da esquerda para a direita em um período;
Comportamento ácido–base e estrutura química
A
u
m
e
n
to
 d
a
 fo
rç
a
 d
o
 á
c
id
o
Aumento da força do ácido 92
Muitos ácidos comuns, como o ácido sulfúrico (H2SO4), contêm 
uma ou mais ligações O−H:
 Os oxiácidos são ácidos em que os grupos OH e eventualmente 
átomos adicionais de oxigênio estão ligados a um átomo central;
Comportamento ácido–base e estrutura química
O HS
O
O
OH
93
 A princípio pode parecer confuso que o grupo OH, que, como 
sabemos, se comporta como uma base, também está 
presente em alguns ácidos. Vamos analisar isso;
 Geralmente, à medida que a eletronegatividade (EN) de Y
aumenta, a acidez da substância também aumenta;
Comportamento ácido–base e estrutura química
 Considere um grupo OH ligado a um átomo Y, que pode, por 
sua vez, estar ligado a outros grupos;
O HY
94
 Geralmente, à medida que a eletronegatividade (EN) de Y
aumenta, a acidez da substância também aumenta;
Comportamento ácido–base e estrutura química
O HY
95
⇀↽
⇀↽
 Geralmente, à medida que a eletronegatividade (EN) de Y
aumenta, a acidez da substância também aumenta;
Comportamento ácido–base e estrutura química
+
+
ENCl = 3,0
ENI = 2,5
Ka = 3,0 × 10
−8
Ka = 2,3 × 10
−11
96
Comportamento ácido–base e estrutura química
 Isso acontece por duas razões:
Primeiro, conforme a densidade de elétrons é atraída para Y, 
a ligação O−H torna-se mais fraca e mais polar, favorecendo a 
perda de H+;
Segundo, como a base conjugada de qualquer ácido YOH 
constitui-se normalmente de um ânion, é comum que sua 
estabilidade aumente com o aumento da eletronegatividade 
de Y;
97
 Ademais, a força de um ácido aumenta à medida que os átomos 
eletronegativos adicionais se ligam ao átomo central Y;
Comportamento ácido–base e estrutura química
HClO (pKa = 7,54)
HClO2 (pKa = 1,97)
Ácido hipocloroso Ácido cloroso
Cl
H O
Cl
O O
H
< <
98
 Ademais, a força de um ácido aumenta à medida que os átomos 
eletronegativos adicionais se ligam ao átomo central Y;
Comportamento ácido–base e estrutura química
HClO3 (pKa = −2,7)
HClO4 (pKa = −10)Ácido clórico
Ácido perclórico
Cl
O
O
Cl
O
O
O
O
H
O
H
<
99
 Os ácidos que contêm um grupo carboxila (COOH) são 
denominados ácidos carboxílicos e formam a maior classe de 
ácidos orgânicos;
Comportamento ácido–base e estrutura química
OC HR
O
100
 Os ácidos que contêm um grupo carboxila (COOH) são 
denominados ácidos carboxílicos e formam a maior classe de 
ácidos orgânicos;
Comportamento ácido–base e estrutura química
OC HH
O
Ácido fórmico
101
 Os ácidos que contêm um grupo carboxila (COOH) são 
denominados ácidos carboxílicos e formam a maior classe de 
ácidos orgânicos;
Comportamentoácido–base e estrutura química
OC HC
O
Ácido acético
H
H
H
102
 Os ácidos que contêm um grupo carboxila (COOH) são 
denominados ácidos carboxílicos e formam a maior classe de 
ácidos orgânicos;
Comportamento ácido–base e estrutura química
OC H
O
Ácido benzóico
103
 Dois fatores contribuem para o comportamento ácido dos 
ácidos carboxílicos:
Comportamento ácido–base e estrutura química
O primeiro é que o átomo de oxigênio adicional ligado ao 
carbono do grupo carboxila atrai a densidade de elétrons da 
ligação O−H, aumentando a sua polaridade e ajudando a 
estabilizar a base conjugada;
OC HR
O
104
Comportamento ácido–base e estrutura química
Em segundo lugar, a base conjugada de um ácido carboxílico 
(um ânion carboxilato) pode exibir ressonância, contribuindo 
para a estabilidade do ânion;
OC HC
O
Ácido acético
H
H
H
105
Comportamento ácido–base e estrutura química 106
OCC
O
Ânion carboxilato
H
H
H
−
106
Comportamento ácido–base e estrutura química
OCC
O
ressonância
H
H
H
−
OCC
O
H
H
H
−
107
Comportamento ácido–base e estrutura química
Disponha os compostos de cada série em ordem crescente de 
força ácida: (a) AsH3, HBr, KH, H2Se; (b) H2SO4, H2SeO3, H2SeO4.
(a) As substância dessa série são compostos binários contendo H;
Como o potássio (K) está do lado esquerdo da tabela periódica, 
ele tem uma eletronegatividade muito baixa (0,8);
Consequentemente, o hidrogênio (H) em KH tem uma carga 
negativa. Assim, KH deve ser o composto menos ácido (mais 
básico) da série;
108
Comportamento ácido–base e estrutura química
Disponha os compostos de cada série em ordem crescente de 
força ácida: (a) AsH3, HBr, KH, H2Se; (b) H2SO4, H2SeO3, H2SeO4.
Arsênio (As) e hidrogênio (H) têm eletronegatividades 
semelhantes, 2,0 e 2,1, respectivamente;
Isso significa que a ligação As−H é apolar, assim AsH3 tem 
pouca tendência para doar um próton em solução aquosa;
109
Comportamento ácido–base e estrutura química
Disponha os compostos de cada série em ordem crescente de 
força ácida: (a) AsH3, HBr, KH, H2Se; (b) H2SO4, H2SeO3, H2SeO4.
A eletronegatividade do selênio (Se) é 2,4, e a do bromo (Br) 
é 2,8. Consequentemente, a ligação H−Br é mais polar que a 
ligação H−Se, e HBr tem mais tendência para doar um próton;
Assim, a ordem crescente de acidez é:
KH < AsH3 < H2Se < HBr
110
Comportamento ácido–base e estrutura química
Disponha os compostos de cada série em ordem crescente de 
força ácida: (a) AsH3, HBr, KH, H2Se; (b) H2SO4, H2SeO3, H2SeO4.
(b) As substância dessa série são oxiácidos;
Os ácidos H2SO4 e H2SeO4 têm o mesmo número de átomos de 
oxigênio (O) e o mesmo número de grupos OH;
Em tais casos, a força aumenta com o aumento da 
eletronegatividade do átomo central;
Como enxofre (S) é um pouco mais 
eletronegativo que o selênio (Se), 2,5 e 
2,4, respectivamente, podemos afirmar 
que H2SO4 é mais ácido que H2SeO4;
111
Comportamento ácido–base e estrutura química
Disponha os compostos de cada série em ordem crescente de 
força ácida: (a) AsH3, HBr, KH, H2Se; (b) H2SO4, H2SeO3, H2SeO4.
Para ácidos com o mesmo átomo central, a acidez aumenta à 
medida que o número de átomos de oxigênio (O) ligados ao 
átomo central aumenta;
Assim, H2SeO4 deve ser um ácido mais forte que H2SeO3;
Portanto, a ordem crescente de acidez é:
H2SeO3 < H2SeO4 < H2SO4
112
 Lewis (1923) propôs uma definição mais geral de ácidos e
bases, que ressalta o par de elétrons compartilhado:
Ácidos e bases de Lewis
“Um ácido de Lewis é um aceptor de par 
de elétrons, e uma base de Lewis é um 
doador de par de elétrons”
Gilbert Newton Lewis
(1875-1846)
113
 Na teoria de Lewis, no entanto, uma base pode doar o seu 
par de elétrons a uma espécie química diferente de H+;
Ácidos e bases de Lewis
 Portanto, a definição de Lewis aumenta bastante o número 
de espécies que podem ser consideradas como ácidos; em 
outras palavras, H+ é um ácido de Lewis, mas não o único;
 A vantagem da definição de Lewis para ácido e base é que 
ela nos permite tratar uma ampla variedade de reações, 
incluindo as que não envolvem transferência de 
prótons, como reações ácido-base;
114
 Ácidos de Lewis incluem moléculas que têm um octeto 
incompleto de elétrons. Além disso, muitos cátions simples 
podem atuar como ácidos de Lewis;
Ácidos e bases de Lewis
H+ + N H
H
H
H N H
H
+
H
ácido de 
Lewis
base de 
Lewis
115
Ácidos e bases de Lewis
NH
H
H
+ B F
F
F
base de 
Lewis
ácido de 
Lewis
B F
F
F
NH
H
H
Fe3+ + C N
−
6 C N( )6
3−
Fe
ácido de 
Lewis
base de 
Lewis 116
• Obrigado.
• zecaufes@gmail.com
• 21967285386
117
16.6
16.8
16.18
16.20
16.24
16.34
16.42
16.46
16.66
mailto:zecaufes@gmail.com