Acidos-base

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Trabalho de Investigação -1 de Química 
 
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INDICE 
1. Introdução ……………………………………………………………………………. 1 
2. OBJECTIVOS ………………………………………………………………………. 2 
GERAL ………………………………………………………………………………...2 
Especificos …………………………………………………………………………… 2 
3 Revisão da literatura sobre equilíbrio químico em soluções aquosas de ácidos e bases 
3.1 CONCEITO HISTORICO DE ACIDO E BASE: ……………………………………3 
3.2 Conceito segundo Arrhenius ………………………………………………………….4 
3.3 Conceito segundo Bronsted- Lowry ………………………………………………….4 
3.4 Reacções Protolíticas ………………………………………………………………… 5 
 Pares conjugados ácido/base ………………………………………………………….6 
3.5 Espécie química anfotérica ou anfiprótica ……………………………………………6 
3.6 Conceito segundo Lewis……………………………………………………………….7 
3.7 Diferenças entre as teorias de Arrhenius: Teoria Protolítica e Teoria Electrónica ….8 
3.8 Forcas de ácidos e bases ………………………………………………………………8 
Ácidos e bases fortes e fracos ……………………………………………………………..8 
Lista de ácidos e bases fortes e fracos ………………………………………………….....9 
3.9 Nomenclatura de ácidos e base ………………………………………………………10 
4 Conclusão ……………………………………………………………………………….12 
5 Bibliografia ……………………………………………………………………………...13 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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1. INTRODUCAO 
Neste trabalho falar-se-á do equilíbrio químico em solução aquosa de ácido e base. E ainda irá se 
debruçar sobre o historial de ácido e base, descrevendo-se os conceitos segundo Arrhenius, 
Bronsted-Lowry e Lewis. Falar-se-á ainda da forca dos ácidos e bases, irá se definir as reacções 
protolíticas, pares conjugados de ácido e base e a espécie química anfotérica ou anfiprótica. Por 
fim irá se descrever os métodos para a nomenclatura de ácidos e bases. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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2. OBJECTIVOS 
2.1. GERAL: 
 Investigar o conceito do Equilíbrio Químico em soluções aquosas de ácidos e bases 
2.2. ESPECIFICOS: 
 Descrever o conceito histórico de ácido e base; 
 Descrever e explicar os conceitos segundo Arrhenius, Bronsted-Lowry e Lewis; 
 Diferenciar as teorias de Arrhenius, Protolítica e Electrolítica; 
 Relacionar a teoria de Arrhenius com Bronsted-Lowry; 
 Explicar e Apresentar as forcas de ácidos e base; 
 Fazer a nomenclatura de ácidos e bases. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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3. REVISAO DA LITERATURA SOBRE EQUILIBRIO QUIMICO EM SOLUÇÕES 
AQUOSAS DE ACIDOS E BASES 
 
3.1. CONCEITO HISTORICO DE ACIDO E BASE: 
Desde a Antiguidade que são conhecidas as substâncias ácidas e básicas. As primeiras 
referências dizem respeito ao vinagre e à base hidróxido de sódio ou soda cáustica (“alcali”) 
obtida no século VII pelos Árabes. 
O conceito de ácido e de base foi evoluindo ao longo do tempo, de acordo com os conhecimentos 
da época e também com a necessidade crescente de explicar fenómenos associados à acidez e à 
basicidade. 
Algumas das personagens, que ao longo dos tempos mais se destacaram no estudo e avanço do 
conhecimento nesta área, bem como as suas ideias encontram-se referidas nos parágrafos 
seguintes: 
Robert Boyle (Séc XVII), verificou que certas substâncias (corantes vegetais) mudavam de cor 
na presença de substâncias ácidas. Essas substâncias, cuja cor depende da presença de ácidos ou 
bases, designam-se por indicadores e permitem uma caracterização operacional de ácido e base. 
Antoine Laurent Lavoisier (Sec XVIII), no seu esforço de caracterização e sistematização das 
substâncias supunha que todos os ácidos continham oxigénio. 
Humphrey Davy (Séc XIX) descobriu uma substância, ácido clorídrico, que sendo ácido não 
continha oxigénio. 
Svante August Arrhenius (Séc XIX) (teoria iónica), admitiu a existência de iões em soluções 
aquosas. Anteriormente a existência de iões em solução só era admitida durante uma electrólise, 
e devido à passagem de corrente eléctrica através da solução. Definiu, assim, os ácidos como 
sendo substâncias que, em solução aquosa, se dissociavam produzindo iões H + enquanto as 
bases se dissociavam produzindo iões OH-. 
Brønsted & Lowry (Séc XIX) (teoria protónica), consideraram a reacção ácido-base como um 
processo de transferência de um protão de uma espécie química (ácido) para outra (base). 
Gilbert Lewis (Séc XX) (teoria electrónica), estendeu a definição e ácido a espécies químicas 
aceitadoras de pares de electrões e definiu bases como espécies químicas doadoras de pares 
electrónicos. 
 
 
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3.2. CONCEITOS SEGUNDO ARRHENIUS 
 De acordo com a teoria de dissociação electrolítica de Arrhenius (1859 – 1927), Químico 
Sueco, os ácidos passaram-se a definir como: Ácido (segundo Arrhenius) – é toda a 
substância que em solução aquosa liberta iões hidrogénio (H+). 
Os ácidos fortes (HClO4, HClO3, HCl, HNO3, H2SO4, HI e HBr) são electrólitos fortes, quer 
dizer, ionizam-se completamente. A equação da reacção química apresenta uma única seta (). 
Os ácidos fracos ionizam-se, apenas, parcialmente. A equação apresenta duas setas ( ). 
HCl + (aq)  H+
(aq) + Cl –
 (aq) 
H2SO4 + (aq)  2H+
(aq) + SO4
 2 –
 (aq) Ácidos 
H3PO4 + (aq) H+
(aq) + H2PO4
 –
 (aq) 
 
Base – (segundo Arrhenius) é toda a substância que em solução aquosa liberta iões hidróxido 
(OH-) 
NaOH(s) + (aq)  Na+
(aq) + OH –
 (aq) 
NH4OH(aq) NH4
+
(aq) + OH –
 (aq) Bases 
Al(OH)3 + (aq) Al3+
(aq) + 3OH –
 (aq) 
 
3.3 Conceito segundo: Bronsted-Lowry 
Foi proposta de forma independente por G. Lewis (EUA), por T. Lowry (Inglaterra) e por J. 
Brønsted (Dinamarca). Mas foi Brønsted um dos que mais contribuiu para o seu 
desenvolvimento. 
Essa teoria é chamada de teoria protônica porque se baseia na transferência de protões, iguais 
ao íon H+, o núcleo do hidrogênio, mas que ao ser chamado de protões, ajuda a diferenciar da 
teoria de Arrhenius. Além disso, nessa teoria não há necessidade da presença de água 
Ácido (segundo Bronsted-Lowry) – é toda a partícula (molécula ou ião) que em solução 
cede um protão a uma base (teoria protónica). 
Ácido é um doador de protões. 
Base (segundo Bronsted-Lowry) – é toda partícula que em solução aquosa recebe um 
protão de um ácido. 
Base é aceitadora de protões. 
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HCl + H2O  H3O
+
(aq) + Cl –(aq) 
Ácido Base (ião hidrónio) 
NH4
+
(aq) + H2O NH3 (aq) + H3O
+
(aq) 
Ácido Base Base Ácido 
NH3 + H2O NH4
+ + OH- 
Base Ácido 
Os iões H+, devido a sua alta densidade de carga, acreditou-se que devia estar associado as 
moléculas polares da água em solução aquosa como iões H3O
+ denominados iões hidrónio. 
HI(aq) + H2O(l)  H3O
+
(aq) + I –
(aq) 
Ácido Base (ião hidrónio) 
3.4 Reacções protolítica 
Durante a dissociação electrolítica, deparamos com reacções cujos mecanismos resultam no 
deslocamento do protão de uma das partículas, moléculas ou iões. As moléculas ou iões que 
cedem ou aceitam protões denominam-se protólitos; e as reacções que se processam com a 
transferência ou deslocamento de protões de uma espécie 
Químicas para outra são denominadas protolíticas. 
Por exemplo, a eliminação de H+ do ácido clorídrico (HCl) produz anião cloreto (Cl−), base 
conjugada do ácido: 
 
HCl → H+ + Cl− 
A adição de H+ ao anião hidróxido (OH−), uma base, produz água (H2O), seu ácido conjugado: 
 
H+ + OH− → H2O 
Assim, a definição de Brönsted-Lowry abarca a definição de Arrhenius, mas também estende o 
conceito de reacções ácido-base a sistemas nos quais não há água envolvida, taiscomo a 
protonação da amônia, uma base, para formar o catião amônio, seu ácido conjugado: 
 
H+ + NH3 → NH4+ 
Esta reação pode ocorrer em ausência de água, como na reacção da amônia com o ácido acético: 
 
CH3COOH + NH3 → NH4+ + CH3COO− 
 
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3.4 Espécie Anfólito ou Partícula Anfotérica 
Anfólito é uma partícula que pode agir como ácido e como base, portanto, tem dualidade de 
comportamento, dependendo da substância com quem interage. 
Exemplo: H2O, HCO3
 -, HPO4
 2-, H2PO4
 2-, HC2O4
 - ... 
NH3 + H2O NH4
 + + OH - H2O - Ácido 
NH4
 + + H2O H3O
 + NH3 H2O - Base 
 3.5 Pares conjugados 
 Os pares conjugados diferem-se apenas em um protão “H+”. Os pares: HI/I e H3O
+/H2O são 
chamados pares conjugados. 
 Exemplo: Ácido | Base Ácido | Base 
 H2O | OH - H2S | HS - 
 H2CO3 | HCO3
 - HS - | S 2- 
 HCO3
 - | CO3
 2- HF | F – 
Um ácido forte tem a sua base conjugada fraca. Uma base forte tem o seu ácido conjugado 
fraco 
 H2O H+ + OH - 
 ácido base 
NH3 + H2O NH4
+ + OH - ácido1|base2 - pares conjugados 
base1 ácido1 ácido2 base2 ácido2|base1 - pares conjugados 
 
3.6 Teoria ácido-base de Lewis ou teoria eletrônica (1923): 
 G. Lewis (EUA) propôs essa teoria juntamente à teoria protônica. Ela foi proposta a fim de 
eliminar todas as limitações mencionadas, podendo se aplicar a qualquer espécie química, sem 
exceção. 
Ela é também denominada de teoria eletrônica porque envolve a transferência de pares de 
electrões. 
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Segundo Lewis: 
Ácido é toda espécie química, íon ou molécula que aceita receber um par de electrões, enquanto 
a base é capaz de oferecer um par de electrões. 
 
O par electrônico é representado por “:”. De maneira geral, a reação de neutralização pode ser 
dada por: 
 
A + :B = A:B 
 
O composto A:B recebe nomes diversos, tais como: aduto, sal, complexo, complexo ácido-base, 
complexo doador-aceitador etc. 
 
Veja um exemplo desse tipo de reação: 
 
 H F H F 
 │ │ │ │ 
 H ─ N: + B ─ F → H ─ N : B ─ F 
 │ │ │ │ 
 H F H F 
 base ácido 
 de Lewis de Lewis 
 
Observe que a amônia é base porque ela fornece o par de electrões, e o trifluoreto de boro é o 
ácido de Lewis porque ele recebe o par de electrões. O composto formado por meio do 
compartilhamento de electrões é neutro, por isso, essa é uma reação de neutralização. 
Exemplos: 
Os grupos abaixo são exemplos de ácidos de Lewis, porque: 
a) Carbocatião (H3C
+) 
 
b) Hidrônio (H+) 
c) HCl 
 
d) Cloreto de alumínio (AlCl3) 
 
 
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Casos de substâncias ou grupos classificados como bases de Lewis 
Os grupos abaixo são exemplos de bases de Lewis porque: 
a) Água (H2O) 
 
b) Trimetilamina 
 
c) Anião cloreto (Cl-) 
 
3.7 Diferenças entre: Teoria Arrhenius: Teoria Protolítica e Teoria Electrolítica 
Ácidos Bases 
 Teoria de Arrhenius 
Um ácido é qualquer 
composto químico que, em 
solução aquosa, liberta iões 
de Hidrogénio (H+). 
Uma base, ou alcali, é uma 
substancia que, em solução 
aquosa, liberta iões 
hidroxilos (OH-). 
 Teoria Protolítica 
Um acido é uma substancia 
que doa um protão. 
Uma base é qualquer 
substancia que recebe um 
protão. 
 Teoria Electrónica 
Durante uma ligação 
química, os ácidos são os 
que recebem pares de 
electrões. 
Em uma ligação química, 
as bases são os que cedem 
pares de electrões. 
 
Toda base de Lewis é também uma base de Brønsted-Lowry. No entanto, nem todo ácido de 
Lewis é necessariamente um ácido de Brønsted-Lowry. 
 
3.7 Forças de ácidos e bases: Ácidos e bases fortes/ácidos e bases fracos 
Ácidos fortes: são aqueles que, quando dissolvidos em água, libertam ião hidrónio (H+) com 
facilidade, ou seja, um ácido como HCl, quando dissolvido, têm a molécula separada em iões, 
liberando H+ e iões cloretos (Cl-). Sobra muito pouco da espécie HCl em solução, porque a 
maior parte é utilizada na geração dos iões. A equação desta reacção mencionada está 
representada abaixo. 
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Ácidos Fracos: São aqueles que quando dissolvido em água, a maior parte do ácido permanece 
em sua forma molecular, e só uma pequena parte se ioniza para gerar os iões H+ e aniões. 
Exemplo: o ácido acético, de fórmula molecular CH3COOH, (o vinagre é uma solução de ácido 
acético em água) é um ácido de natureza orgânica, portanto, fraco. Dessa forma a equação 
de ionização do ácido acético é mostrada abaixo. 
 
Bases Fortes: são aquelas que se dissociam quase que completamente, libertando iões hidroxilas 
(OH-) em solução e não restando praticamente nada na espécie molecular. Por exemplo: o NaOH 
é uma base forte e em solução gera os iões sódio (Na+) e OH-. A equação dessa dissociação é 
mostrada abaixo. 
 
Bases Fracas: são aquelas que libertam iões OH- quando dissolvidas em água, mas nesse caso 
ainda restam em solução muitas moléculas não dissociadas desta base. Por exemplo: o hidróxido 
de amônio (NH4OH), que é uma base fraca, se dissocia pouco, restando muito da espécie 
NH4OH em solução. Sua dissociação está equacionada abaixo: 
 
3.8 Lista de Ácidos e bases fortes e fracos: 
Ácidos fortes: 
HCl – Ácido clorídrico 
HNO3 – Ácido nítrico 
H2SO4 – Ácido sulfúrico 
HBr – Ácido bromídrico 
HI – Ácido iodídrico (também conhecido como ácido iodídrico) 
HClO4 – Ácido perclórico 
 HClO3 – Ácido clórico 
Ácidos Fracos: 
CH3COOH (ácido acético); 
 H2C2O4 (ácido oxálico); 
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 HNO2 (ácido nitroso), 
H3PO4 (ácido fosfórico), 
HCN (ácido cianídrico); 
H2CO3 (ácido carbônico); 
C6H5COOH – Ácido Benzoico. 
Bases fortes: 
 LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ca(OH)2, Sr(OH)2. 
 
Bases Fracas: 
NH4OH, Al(OH)3, Fe(OH)2, Ni(OH)3, Mg(OH)2, Zn(OH)2, e NH4OH. 
 
3.9 Nomenclatura dos Ácidos e Bases: 
Ácidos 
Para ácidos não oxigenados, usamos a terminação IDRICO. 
Exemplo: 
 • HCl – ácido clorídrico 
 • H2S – ácido sulfídrico 
 • H2Se – ácido selenídrico 
 
Para ácidos oxigenados, se o elemento possuir somente uma valência, usamos a terminação ICO. 
Exemplo: 
H2CO3 – ácido carbônico 
H3BO3 – ácido bórico 
Se o elemento tiver 2 valências, para a maior usamos ICO e para a menor OSO. 
Exemplos: 
H2SO3 – ácido sulfuroso 
H2SO4 – ácido sulfúrico 
HNO2 – ácido nitroso 
HNO3 – ácido nítrico 
Se o elemento tiver 3 ou mais valências, usamos o prefixo HIPO junto com o sufixo OSO, e o 
prefixo PER junto com o sufixo ICO, nesta ordem. 
Exemplos: 
HClO – ácido hipocloroso 
HClO2 – ácido cloroso 
HClO3 – ácido clórico 
HClO4 – ácido perclórico 
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Existem casos em que o elemento forma diversos ácidos, porém sempre com a mesma valência. 
Usamos então os prefixos ORTO, META e PIRO. 
Exemplos: 
H3PO4 – ácido ortofosfórico 
HPO3 – ácido metafosfórico 
H4P2O7 – ácido pirofosfórico 
Note que nos três ácidos o fósforo tem valência +5. 
 
Bases: 
Se o elemento possuir somente uma valência, usamos a expressão “hidróxido de” seguida do 
nome do elemento. Exemplo: 
NaOH – hidróxido de sódio 
Ca(OH)2 – hidróxido de cálcio 
Se o elemento possuir duas valências, usamos a expressão “hidróxido de” seguida do nome do 
elemento e os sufixos OSO e ICO, ou então a valência em números romanos. 
Exemplo: 
Fe(OH)2 – hidróxido ferroso ou hidróxido de ferro II 
Fe(OH)3 – hidróxido férrico ou hidróxido de ferro III 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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4. CONCLUSAO: 
Apos a investigação deste trabalho, pode se afirmar que os objectivos foram alcançados, uma vez 
que foi possível apresentar todos pontos anteriormente definidos. Sendo assim, foi possível 
concluir que para Arrhenius, um ácido é qualquer composto químico que, em solução aquosa, 
liberta iões de Hidrogénio (H+), e uma base, ou alcali, é uma substancia que, em solução aquosa, 
liberta iões hidroxilos (OH-). 
Para Bronsted-Lowry, um acido é uma substancia que doa um protão, e Uma base é qualquer 
substancia que recebe um protão. 
Para Lewis, Durante uma ligação química, os ácidos são os que recebem pares de electrões, e em 
uma ligação química, as bases são os que cedem pares de electrões. 
 Um ácido forte e aquele que doa todos os seus protões as moléculas da água. Quanto maior for a 
tendência do ácido doar os seus protões, mais forte e o acido. Um ácido forte tem um valor 
elevado do grau de ionização. Uma base forte e aquela que recebe todos os protões das 
moléculas da água. Quanto maior e a tendência da base de receber protões, mais forte e a base. 
Uma base forte tem um valor elevado de grau de ionização. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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5. BIBLIOGRAFIA: 
Amância C. Sobral e outros (1988), Problemas de Química para o 12° Ano, Vol. 2, Editorial Presença, 
Lisboa. 
Feltre, Ricardo. (2004) Físico-química. Volume 2, 6ª Ed., São Paulo 
 http://mundoeducacao.bol.uol.com.br/quimica/teoria-acido-base-lewis.htm. Acesso em 09 de 
Abril de 2018 
https://www.portalsaofrancisco.com.br/quimica/acidos-fracos. Acesso em 10 de Abril de 2018 
http://mundoeducacao.bol.uol.com.br/quimica/teoria-acido-base-lewis.htm
https://www.portalsaofrancisco.com.br/quimica/acidos-fracos