AULA 8-TEORIAS ÁCIDO BASE

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UNIVERSIDADE FEDERAL DE MATO GROSSO/UFMT
CAMPUS UNIVERSITÁRIO DO ARAGUAIA/CUA 
Química Geral
TEORIAS ÁCIDO BASE 
Camila Cíntia Sousa Melo Brito
Barra do Garças – MT
Maio de 2015
ÁCIDOS E BASES
Ácidos – toda substância que tinha sabor azedo
Ex. Vinagre (ác. Acético)
Bases – toda substância que apresentava sensação ensaboada
Ex. Mg(OH)2 - usado como anti-ácido
Há outros métodos: tornassol e pHmetro
pHmetro
TEORIA DE ARRHENIUS (1884)
ÁCIDO – toda substância que em solução aquosa forma íons H3O
+ / H+
BASE – todas substância que em solução aquosa produz íons OH-
HCl + H2O → H3O
+ + Cl- NH3 + H2O → NH4
+ + OH-
Ploblemas nas definições de Arrhenius: solvente particular, a água!
1923 – TEORIA DE BRøSNTED E LORWY
Conceito fundamental era que as propriedades dos ácidos e bases eram transferência de
prótons (H+)de uma substância para outra.
ÁCIDO - doador de H+
BASE - receptor de H+
ÁCIDOS
HCl + H2O → H3O
+ + Cl- - ácido monoprótico
H2SO4 + 2H2O → 2H3O
+ + SO4
2- - ácido poliprótico
É fácil reconhecer um ácido pela sua fórmula molecular: começa por H para compostos
inorgânicos e para compostos orgânicos apresenta o grupo carboxíla (-COOH)
BASES
NH3 + H2O → NH4
+ + OH-
FORÇA DOS ÁCIDOS E BASES
Ácido Forte – está completamente deprotonado em solução
Ex. HCl, HBr, HI,HNO3, H2SO4, HClO3, HClO4
Ácido Fraco – está incompletamente deprotonado em solução
Ex. A maioria dos outro ácidos e todos os ácido carboxílicos como por exemplo,
CH3COOH são fracos.
Base Forte – está completamente protonada em solução
Ex. Hidróxidos e óxidos de metais do grupo 1 e 2
Base Fraca – está incompletamente protonada em solução
Ex. Todas as outras bases comuns são bases fracas como exemplo, NH4OH
O EQUILÍBRIO DE TRANSFERÊNCIA DE PRÓTONS 
Ácido forte: HCl + H2O → H3O
+ + Cl-
No equilíbrio, praticamente todas as moléculas de HCl doaram seus prótons e a
reação de transferência de prótons se completou totalmente.
Ácido fraco: HCN + H2O ↔ H3O+ + CN-
Apenas uma pequena fração de suas moléculas de HCN doa seus prótons, no
equilíbrio temos ambos: íons CN- e molécula de HCN.
O mesmo se aplica as bases fortes e fracas.
O EQUILÍBRIO DE TRANSFERÊNCIA DE PRÓTONS 
Todo ácido tem seu par de base conjugada:
HCl + H2O → H3O
+ + Cl-
ácido base conjugada
Toda base tem seu par de ácido conjugado:
NH3 + H2O ↔ NH4
+ + OH-
base ácido conjugado
A TROCA DE PRÓTONS EM UMA MOLÉCULA DE H2O
A água é ANFIPRÓTICA: pode agir tanto como ácido ou base.
• H2O como base - HCl + H2O → H3O
+ + Cl-
• H2O como ácido - O
-2 + H2O → 2OH
-
Reação da água no equilíbrio: H2O + H2O ↔ H3O
+ + OH-
Aceitou o H+ de um ácido
A H2O doou o H
+ para o O-2
14-
3
-
3
2
2
2
2
-
3
100.1]OH][OH[
]OH][OH[]OH[
]OH[
]OH][OH[






w
eq
eq
K
K
K
25ºC
Auto ionização da água
Outras escalas ‘p’
• Em geral, para um número X,
• Por exemplo, pKw = -log Kw.
XlogXp 
 
14pOHpH
14]OHlog[]Hlog[
14]OH][H[logpK
100.1]OH][H[
-
-
w
14-







wK
A ESCALA DE pH
A ESCALA DE pH
Na maioria das soluções a [H+] é bem pequena.
Definimos:
• Em água neutra a 25 C, pH = pOH = 7,00.
• Em soluções ácidas, a [H+] > 1,0  10-7, então o pH < 7,00.
• Em soluções básicas, a [H+] < 1,0  10-7, então o pH > 7,00.
• Quanto mais alto o pH, mais baixo é o pOH e mais básica a solução.
• A maioria dos valores de pH e de pOH está entre 0 e 14.
• Não há limites teóricos nos valores de pH ou de pOH.
Por exemplo, o pH de HCl 2,0 mol/L é -0,301.
A ESCALA DE pH
• Ácidos fortes em água encontram-se praticamente ionizados, 
• enquanto as bases encontram-se dissociadas.
Ex: Em uma solução de 0,1 mol-1 de HCl: 1 HCl → 1H+ (aq) + 1 Cl
-
(aq) 
Ex: Podemos calcular o pH de uma solução contendo uma base, como NaOH a 0,0001molL-1. 
Cálculo de pH para ácidos ou bases fortes
Cada 0,1 mol de HCl forma 0,1 mol de H+ e 0,1 mol de Cl-
[H+]= 0,1 molL-1, logo pH= 1
Cada 0,1x10-4 mol de NaOH forma 0,1x10-4 mol de Na+ e 0,1x10-4 mol de OH-
[OH-] = 1x10-4 molL-1, logo pOH= 4
pH+ pOH=14, então: pH= 4-14=10
• Os ácidos fracos são apenas parcialmente ionizados em solução.
• Existe uma mistura de íons e ácido não-ionizado em solução.
• Conseqüentemente, os ácidos fracos estão em equilíbrio:
HA(aq) + H2O(l) H3O
+(aq) + A-(aq)
]HA[
]A][OH[ -3

aK
HA(aq) H+(aq) + A-(aq)
]HA[
]A][H[ -
aK
ÁCIDOS FRACOS E A CONSTANTE DE EQUILÍBRIO
• Ka é a constante de dissociação de ácido.
• Observe que a [H2O] é omitida na expresão de Ka. (a H2O é um líquido puro.)
• Quanto menor o Ka, mais fraco é o ácido (neste caso, menos íons estão presentes no
equilíbrio em relação às moléculas não-ionizadas).
• Se Ka <<< 1, o ácido é considerado fraco.
ÁCIDOS FRACOS E A CONSTANTE DE EQUILÍBRIO
Cálculo de Ka a partir do pH
• Os ácidos fracos são simplesmente cálculos de equilíbrio.
• O pH fornece a concentração no equilíbrio de H+.
• Usando Ka, a concentração de H
+ (e, conseqüentemente, o pH) pode ser calculada.
– Escreva a equação química balanceada mostrando claramente o equilíbrio.
– Escreva a expressão de equilíbrio.
– Encontre o valor para Ka.
– Anote as concentrações iniciais e no equilíbrio para tudo exceto para a água pura.
– Geralmente supomos que a variação na concentração de H+ é x.
ÁCIDOS FRACOS E A CONSTANTE DE EQUILÍBRIO
• Ácidos fracos a ionização ocorre em pequena extensão.
Ex: Calcule o pH de uma solução de vinagre que apresente uma concentração de 0,5 molL-1 de ácido 
acético. Dados: Ka= 1,8x10-5 a 25°C.
CH3C2OH→ 1H
+
(aq) + 1CH3C2O
-
(aq) 
Cálculo de pH para ácidos fracos
[ácido]= Ci = 0,5 mol
L-1 e ka =1,8x10-5
Ka= 
𝐻
+
𝐶𝐻3𝐶2𝑂
−
[𝐶𝐻3𝐶2𝑂𝐻]
= 
Ka= 
𝐻
+
2
[𝐶𝐻3𝐶2𝑂𝐻]
=
1,8x10-5= 
𝐻
+
2
[0,5𝑚𝑜𝑙𝐿
−
1]
[H+]= 1,8𝑥10
− 5𝑥 0,5
[H+]= 3,3 x10-3 molL-1, logo pH= 2,57
Ácidos polipróticos
• Os ácidos polipróticos têm mais de um próton ionizável.
• Os prótons são removidos em etapas, não todos de uma só vez :
• É sempre mais fácil remover o primeiro próton em um ácido poliprótico do que o 
segundo.
• Conseqüentemente, Ka1 > Ka2 > Ka3 etc.
H2SO3(aq) H
+(aq) + HSO3
-(aq)Ka1 = 1.7 x 10
-2
HSO3
-(aq) H+(aq) + SO3
2-(aq)Ka2 = 6.4 x 10
-8
ÁCIDOS FRACOS E A CONSTANTE DE EQUILÍBRIO
• As bases fracas removem prótons das substâncias.
• Existe um equilíbrio entre a base e os íons resultantes:
• Exemplo:
• A constante de dissociação da base, Kb, é definida como
BASES FRACAS E A CONSTANTE DE EQUILÍBRIO
NH3(aq) + H2O(l) NH4
+(aq) + OH-(aq)
]NH[
]OH][NH[
3
-
4

bK
• Precisamos quantificar a relação entre a força do ácido e a base conjugada.
• Quando duas reações são adicionadas para produzirem uma terceira, a constante de 
equilíbrio para a terceira reação é o produto das constantes de equilíbrio para as duas
primeiras:
Reação 1 + Reação 2 = Reação 3
tem-se então:
213 KKK 
Relação entre Ka e Kb
Regras práticas para identificar a força de 
ácidos e bases
Ácidos
Hidrácidos Oxiácidos Ácidos 
orgânicos 
Fortes: HI, HBr e HCl
Moderados: HF
Fracos: os de mais 
O valor da ∆ (diferença entre o número de
oxigênios e o de hidrogênios na molécula ) permite
identificá-los.
Fortes: ∆ ≥ 2(exemplos H2SO4, HNO3)
Moderados: ∆ =1 (exceção H2CO3, que é fraco
Fracos:∆<1
Em geral 
são fracos
Bases
Fortes: hidróxidos de metais alcalinos e alcalinos terrosos
Fracos: os demais hidróxidos
• Ao dissolvermos um sal em água,a solução pode ficar ácida (pH<7), neutra (pH=7) ou básica
(pH>7). Isso se deve ao comportamento dos íons do sal que podem provocar a hidrolise da água (do
grego: hydro = água; lýsis = quebra).
AB → A+ (aq) + 1B
-
(aq) 
• Dependendo de qual é o íon A+ e B-, podem ocorrer as seguintes reações:
A+ + H2O → A(OH) + H
+
B- + H2O → HB + OH
-
• Quando essas reações vão ocorrer? A maneira prática de prevermos se ocorrerá hidrólise é supor
que um sal seja formado pela reação de um ácido com uma base.
Ácido + Base → Sal + Água
Sendo: que o cátion vem da base e o ânion vem do ácido. E se o sal provem de uma base fraca ou ácido
fraco ocorre a hidrólise.
NH4Cl → NH4
+ + Cl-
Hidrólise Salina 
• Sal de ácido forte e base forte =neutro
• Sal de ácido fraco e base forte = básico
• Sal de ácido forte e base fraca = ácido
• Sal de ácido fraco e base fraco = Ka > Kb- ácido
Ka < Kb- básico
Hidrólise Salina