Ácidos e Base

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Química Geral I 
Daiane Roman
Teorias Ácido-Base
• Uma solução é uma mistura homogênea de duas ou mais substâncias.
• A substância presente em maior quantidade é geralmente chamada de
solvente.
• As demais substâncias são chamadas de solutos; costuma-se dizer que elas
estão dissolvidas no solvente.
• Uma solução na qual a água é o meio de dissolução é chamada de solução
aquosa.
• Algumas substâncias, quando dissolvidas em água, fazem com que o meio se
torne condutor de eletricidade.
• Uma substância cuja solução aquosa contém íons é chamada de eletrolítica
(condutora)→ O transporte de íons é o responsável pelo fluxo de corrente.
• Por outro lado, uma substância que não forma íons em solução é chamada
de não eletrolítica (não condutora).
Propriedades Gerais das Soluções Aquosas
Propriedades Gerais das Soluções Aquosas
• Os sólidos iônicos se dissociam nos íons que os compõem à medida que eles se
dissolvem em água.
• Quando um composto iônico é dissolvido, os íons ficam circundados por
moléculas de H2O, ou seja, solvatados.
• Em equações químicas, indicamos os íons solvatados como Na+(aq) e Cl-(aq), em
que aq é uma abreviação para “aquosa”.
• A solvatação ajuda a estabilizar os íons em solução, evita que cátions e ânions
se recombinem e faz com que os íons fiquem uniformemente dispersos por
toda a solução.
Propriedades Gerais das Soluções Aquosas
• Quando um composto molecular é dissolvido na água, a solução geralmente
consiste em moléculas intactas dispersas em toda a solução.
Propriedades Gerais das Soluções Aquosas
• Algumas substâncias moleculares, no
entanto, formam soluções aquosas que
contêm íons. As soluções ácidas são as
mais importantes.
• Quando o HCl(g) é dissolvido na água
para formar o ácido clorídrico, HCl(aq),
a molécula se ioniza; ou seja, ela é
separada em íons H+(aq) e Cl-(aq).
• Os eletrólitos se diferenciam uns dos outros de acordo com sua capacidade de
conduzir eletricidade.
• Eletrólitos fortes são os solutos que existem em solução completamente, ou
quase completamente, na forma de íons.
• Compostos iônicos solúveis em água são eletrólitos fortes!
• Eletrólitos fracos são solutos que existem em solução principalmente na forma
de moléculas neutras, com apenas uma pequena proporção na forma de íons.
• Não confundir a proporção com que um eletrólito é dissolvido, ou seja, a sua
solubilidade, com o fato de ser forte ou fraco.
Propriedades Gerais das Soluções Aquosas
• Ionização de eletrólitos fracos em solução é representada da seguinte maneira:
• As meias setas indicam estado de equilíbrio químico, no qual os números
relativos de cada tipo de íon ou molécula na reação são constantes ao longo do
tempo.
• Uma única seta é utilizada em reações que ocorrem em apenas um sentido,
como no caso da ionização de eletrólitos fortes.
Propriedades Gerais das Soluções Aquosas
HCl(aq) H+(aq) + Cl-(aq)
Ácidos e Bases
ÁCIDOS E BASES são classificados de acordo com 3 Teorias:
❖ Teoria de Arrhenius
❖ Teoria de Bronsted-Lowry
❖ Teoria de Lewis
• Os ácidos são substâncias que se ionizam em solução aquosa para formar íons
de hidrogênio, H+(aq), ou prótons.
• Assim, os ácidos são frequentemente chamados de doadores de prótons, que,
em solução aquosa, assim como outros cátions, são solvatados por moléculas
de água (por isso, o “aq”).
• Ácidos monopróticos produzem apenas um H+ por molécula de ácido (HCl);
• Ácidos dipróticos produzem dois H+ por molécula de ácido (H2SO4).
• A ionização de ácidos dipróticos ocorre em duas etapas:
• Repare que, para o H2SO4, apenas a 1ª etapa é completa.
Ácidos e Bases: Definição de Arrhenius
• As bases são substâncias produzem íons hidróxido (OH-) quando são dissolvidas
em água (NaOH, Ca(OH)2...)
• Diz-se que bases recebem íons H+, ou seja, reagem com eles.
• Ex: HCl(aq) → H+(aq) + Cl-(aq)
• NaOH(s)→ Na+(aq) + OH-(aq)
• HCl(aq) + NaOH(s)→ NaCl(aq) + H2O(l)
• H+ + OH-→ H2O(l)
Ácidos e Bases: Definição de Arrhenius
• As bases são substâncias produzem íons hidróxido (OH-) quando são dissolvidas
em água (NaOH, Ca(OH)2...)
• Compostos que não contêm íons OH- também podem ser bases. Por exemplo, a
amônia (NH3).
Ácidos e Bases: Definição de Arrhenius
• Ácidos e bases que se ionizam/dissociam completamente em solução
(eletrólitos fortes) são classificados como ácidos fortes e bases fortes.
• Aqueles que são ionizados parcialmente (eletrólitos fracos) são classificados
como ácidos fracos e bases fracas.
• A grande maioria dos ácidos são fracos e as únicas bases fortes são os
hidróxidos metálicos solúveis.
Ácidos e Bases Fortes
• A definição de Arrhenius foi modificada por Brønsted e Lowry (1923), que
definiram ácidos e bases utilizando o conceito de transferência de prótons.
• Segundo a definição de Brønsted-Lowry,
1. Um ácido é uma substância (molécula ou íon) que doa um próton [H+] para
outra substância.
2. Um base é uma substância que aceita um próton [H+] .
• Íon H+(aq)
Ácidos e Bases de Brønsted e Lowry
• Desse modo, quando o HCl é dissolvido em água:
• O HCl atua como um ácido de Brønsted–Lowry (doa um próton à H2O)
• A H2O atua como uma base de Brønsted–Lowry (aceita um próton do HCl).
• Vemos que 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 e Lowry
• Assim, podemos estender o conceito para reações que não ocorrem em meio
aquoso:
• Ex: NH3(g) + HCl(g)→ NH4Cl(s)
• Vemos que a molécula de NH3 serve como um aceptor de prótons, usando um
dos pares de elétrons não ligantes no átomo de N para “prender” o próton.
Ácidos e Bases de Brønsted e Lowry
• A transferência de um próton sempre envolve tanto um ácido (doador) quanto
uma base (aceptor).
• Em outras palavras, uma substância pode funcionar como um ácido somente se,
simultaneamente, outra substância se comportar como uma base.
• Considere a reação de um ácido HA com água:
• 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.
• HA é o ácido conjugado de A-, e H3O
+ é o ácido conjugado de H2O
• A- é a base conjugada de HA e H2O é a base conjugada de H3O
+
Par Ácido-Base Conjugado
Par Ácido-Base Conjugado
• Cada ácido tem uma base conjugada, formada mediante a remoção de um
próton de um ácido.
• Cada base tem um ácido conjugado, formado mediada a adição de um próton à
base.
• 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.
• 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.
• Como são definidas a acidez e basicidade?
• A acidez representa a facilidade relativa com a qual a substância doa um H+
• A basicidade representa a facilidade relativa com a qual a substância recebe
um H+
• Quanto mais forte for um ácido, mais fraca será sua base conjugada e
quanto mais forte for uma base, mais fraco será seu ácido conjugado
Par Ácido-Base Conjugado
• Quanto mais forte for um ácido, mais fraca será sua base conjugada e quanto
mais forte for uma base, mais fraco será seu ácido conjugado
Força de Ácidos e Bases
• 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.
• 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. A base conjugada de um ácido fraco mostra uma ligeira
capacidade de remover prótons da água.
Os produtos são favorecidos
no equilíbrio
Os reagentes são favorecidos
no equilíbrio
Força de Ácidos eBases
Força de Ácidos e Bases
• Uma das propriedades químicas mais importantes da água é a sua capacidade
de atuar tanto como um ácido quanto como uma base de Brønsted–Lowry.
• 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:
• Chamamos esse processo de autoionização da água.
(Autoionização da água)
(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.
• 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. Isso ocorre quando [H+] e
[OH-] = 10-7
(Autoionização da água)
Kw= [H+][OH-] = 1x10-14
ou seja 
Kw= (1x10-7) (1x10-7) = 1x10-14
Quando a [H+] = [OH-] neutro pH 7
[H+] > [OH-] ácido pH ˂ 7
[H+] ˂ [OH-] básico pH > 7 
Em água pura a 25°C as concentrações de H+ e OH- são iguais e têm os valores
[H+]= 1x10-7 e [OH-]= 1x10-7
Assim a equação:
(Autoionização da água)
pH = -log [H+]
pOH= -log [OH-]
pH + pOH= 14
Quando a [H+] = [OH-] neutro pH 7
[H+] > [OH-] ácido pH ˂ 7
[H+] ˂ [OH-] básico pH > 7 
Na maioria das soluções a [H+] e [OH-] é bem pequena, sendo inconvenientes de lidar,
o químico Sorensen propôs uma medida mais prática designada pH.
O pH é definido como o logaritmo negativo da concentração de íon hidrogênio 
(em mol/L).
Assim a equação:
• Por conveniência, geralmente expressamos [H+] em termos de pH, que é o
logaritmo negativo na base 10 de [H+]:
• Como uma solução neutra tem concentração de [H+] = 1 x10 7, temos que o seu
pH é igual a 7.
• Quando dissolvemos um ácido em água, aumentamos a concentração de H+
• Se concentração de [H+] aumenta, pH diminui (pH < 7).
• Quando dissolvemos uma base em água, aumentamos a concentração de HO-
• Como o produto [-OH].[H+] é uma constante (Kw), a concentração de H
+ tem
que diminuir
• Se a concentração de H+ diminui, o pH aumenta (pH>7).
Escala de pH
• Quando a solução de um ácido e uma solução de base forte são misturadas
ocorre uma reação de neutralização.
HCl(aq) + NaOH(aq) → H2O(l) + NaCl(aq)
• Os produtos da reação não têm nenhuma das propriedades características das
soluções ácida ou básica.
• Os produtos da reação entre um ácido e um hidróxido metálico são água e um
sal.
• O termo sal passou a ser utilizado para qualquer composto iônico cujo cátion é
proveniente de uma base e cujo ânion é proveniente de um ácido.
• Além do OH-, muitas bases reagem com o H+ para formar compostos
moleculares.
• Duas delas que você pode encontrar no laboratório são o íon sulfeto e o íon
carbonato. Esses dois ânions reagem com ácidos para formar gases com
baixa solubilidade em água, H2S(g) e CO2(g).
Reações de Neutralização
Reações de Neutralização
• Conceito de Lewis: definição mais geral de ácidos e bases, que ressalta o par de
elétrons envolvido em uma reação ácido base
• Um ácido de Lewis é um aceptor de par de elétrons.
• Uma base de Lewis é um doador de par de elétrons (tem par de elétrons
livres).
• Na teoria de Lewis, no entanto, uma base pode doar o seu par de elétrons a
uma espécie química diferente de H+
• Em outras palavras, H+ é um ácido de Lewis, mas não o único.
• Ex: BH3
Ácidos e Bases de Lewis
Orbital p (não hibridizado
e vazio) pode receber um 
par de elétrons