Aula 9-Reações em sol. aquosa

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Natureza dos Compostos e 
Reações Químicas em
Soluções Aquosas
QUÍMICA
A Ciência Central
9ª Edição
Química Geral I
Profª Livia Carneiro
• As regras para a nomenclatura química baseiam-se na divisão das 
substâncias em diferentes categorias
• Compostos orgânicos (aqueles que contêm Carbono) e compostos
inorgânicos (o restante da tabela periódica). 
Íons Positivos (cátions):
• Metais (Íons positivos) e não-metais (íons negativos)
• Os cátions formados a partir de átomos de um metal têm o 
mesmo nome do metal. 
Exemplo: Na+ = íon de sódio.
Zn2+ = íon zinco
Al3+ = íon alumínio
Nomeclatura de compostos inorgânicos
• Se o metal puder formar mais de um cátion, a carga é indicada
entre parênteses no nome (Sistema Stock), colocação de um 
número romano igual ao estado de oxidação do metal.
Exemplos: Cu+ = cobre(I); Cu2+ = cobre(II).
Um método mais antigo e ainda utilizado para distinguir entre 
dois íons de um metal carregados diferentemente é adicionar a 
terminação –oso ou –ico.
Fe2+ = íon ferroso Cu+ = íon cuproso
Fe3+ = íon férrico Cu2+ = íon cúprico
• Os cátions formados de não-metais têm a terminação
-ônio.
Exemplo: NH4
+ íon amônio. H3O
+ = íon hidrônio
Nomeclatura de compostos inorgânicos
Nomeclatura de compostos inorgânicos
Íons negativos (ânions):
• Os ânions monoatômicos (com apenas um átomo) recebem a 
terminação -eto.
Exemplo: Cl- é o íon cloreto. H- = íon hidreto N3- = íon nitreto
Exceções: hidróxido (OH-), cianeto (CN-), peróxido (O2
2-).
• Os ânions poliatômicos (com muitos átomos) que contêm oxigênio
têm a terminação -ato ou -ito. (Aquele com mais oxigênio é 
chamado -ato.)
Exemplos: NO3
- é o nitrato, NO2
- é o nitrito.
Nomeclatura de compostos inorgânicos
Nomeclatura de compostos inorgânicos
• Os ânions poliatômicos contendo oxigênio com mais de dois
membros na série são denominados como se segue (em ordem
decrescente de oxigênio):
per-….-ato ClO4
- íon perclorato
-ato ClO3
- íon clorato
-ito ClO2
- íon clorito
hypo-….-ito ClO- íon hipoclorito
Nomeclatura de compostos inorgânicos
Nomeclatura de compostos inorgânicos
• Os ânions poliatômicos que contêm oxigênio com hidrogênios
adicionais recebem o nome adicionando-se 
hidrogeno ou bi- (um H), 
dihidrogeno (dois H), etc., ao nome, como se segue:
CO3
2- é o ânion carbonato
HCO3
- é o ânion hidrogenocarbonato (ou bicarbonato).
PO4
3- é o ânion fosfato
H2PO4
- é o ânion dihidrogenofosfato.
Nomeclatura de compostos inorgânicos
Compostos iônicos (sais):
• Para o composto iônico dá-se o nome para o ânion seguido
do prefixo “de” e do nome do cátion. 
Exemplo: BaBr2 = brometo de bário.
Nomeclatura de compostos inorgânicos
Óxidos:
• Os óxidos de metais são denominados do mesmo modo que
os sais
Exemplos:
Na2O óxido de sódio
CaO óxido de cálcio
SnO óxido de estanho (II); óxido estanoso
SnO2 óxido de estanho (IV); óxido estânico
Nomeclatura de compostos inorgânicos
Hidróxidos (Bases):
• Um hidróxido é um hidroxi-composto de um metal. (Um 
hidroxi-composto contém o grupo –OH).
Exemplos:
NaOH hidróxido de sódio
Ca(OH)2 hidróxido de cálcio
Fe(OH)2 hidróxido de ferro (II); hidróxido férrico
Fe(OH)3 hidróxido de ferro (III); hidróxido ferroso
Nomeclatura de compostos inorgânicos
Nomes e fórmulas dos Ácidos
• Classe dos compostos que contém hidrogênio
• Os nomes dos ácidos estão relacionados com os nomes dos 
ânions: 
-eto transforma-se em ácido ….-ídrico;
-ato transforma-se em ácido -ico;
-ito transforma-se em ácido -oso.
Nomeclatura de compostos inorgânicos
Reações Químicas em Soluções Aquosas
• Uma das propriedades mais importantes da água é a
capacidade de dissolução de grande variedade de
substâncias;
• As soluções nas quais a água é o solvente são
chamadas soluções aquosas, em que o Solvente é a
substância presente em maior quantidade e o Soluto a
substância presente em menor quantidade.
2KI +Pb(NO3)2  PbI2(s) +2KNO3
MgCl2 +2AgNO3  Mg(NO3)2+2AgCl(s)
2Na + 2 H2O  2NaOH + H2
Reações Químicas em Soluções Aquosas
• Três tipos principais de processos ocorrem em
solução aquosa:
• Reações de precipitação;
• Reações ácido-base;
• Reações de oxirredução.
Reações em Soluções Aquosas
• As soluções aquosas podem ser: 
• Não-Eletrolíticas: um não-eletrólito é uma substância que não
forma íons em solução; não conduzem eletricidade
• Eletrolíticas: soluções capazes de conduzir eletricidade
• A capacidade da solução em ser um bom condutor depende da
quantidade de íons liberados em solução (eletrólitos fortes ou
fracos).
Propriedades Gerais das Reações em
Soluções Aquosas
Propriedades eletrolíticas
• Eletrólitos fortes: são solutos que
existem em solução totalmente ou
quase total como íons. Ex.: todos os
compostos iônicos solúveis (NaCl) e 
alguns compostos moleculares são
eletrólitos fortes
• Eletrólitos fracos: são solutos que
existem em solução, na forma de 
moléculas com apenas uma pequena
fração na forma de íons. Por
exemplo, uma solução de ácido
acético (HC2H3O2)
Dissolução de um composto
iônico, NaCl (as moléculas de água
separam, circulam e dispersam os
íons no líquido)
Propriedades Gerais das Reações em
Soluções Aquosas
• Não-eletrólito: dissolução
de um composto molecular
• E.: CH3OH
• (dissolve-se sem formar
íons)
Propriedades Gerais das Reações em
Soluções Aquosas
Compostos iônicos em água
• Os íons se dissociam em água.
• Em solução, cada íon é rodeado por moléculas de água.
• O transporte de íons através da solução provoca o fluxo de 
corrente.
Compostos moleculares em água
• Compostos moleculares em água, por exemplo, o CH3OH, não
formam íons.
• Se não existem íons em solução, não existe nada para transportar
a carga elétrica.
Propriedades Gerais das Reações em
Soluções Aquosas
Eletrólitos fortes e fracos: 
(diferem na extensão da condutividade elétrica)
• Eletrólitos fortes: dissociam-se completamente em solução.
Por exemplo:
• Eletrólitos fracos: produzem uma pequena concentração de 
íons quando se dissociam.
• Esses íons existem em equilíbrio com a substância não-
ionizada.
Por exemplo:
HCl(aq) H+(aq) + Cl-(aq)
HC2H3O2(aq) H
+(aq) + C2H3O2
-(aq)
Propriedades Gerais das Reações em
Soluções Aquosas
Reações de Precipitação
• Uma mistura de duas soluções:
- Solução incolor de nitrato de prata;
- Solução amarela de cromato de potássio
Equações iônicas e moleculares
• Equação iônica: em que todos os eletrólitos fortes solúveis são
mostrados como íons.
• Equação molecular: em que as fórmulas químicas são escritas sem
demonstrar seu caráter iônico, como se as substâncias em solução
fossem todas moléculas:
HCl(aq) + NaOH(aq)  H2O(l) + NaCl(aq)
• Equação iônica completa: lista todos os íons, inclusive os íons
espectadores:
H+(aq) + Cl-(aq) + Na+(aq) + OH-(aq)  H2O(l) + Na
+(aq) + Cl-(aq)
• Equação iônica simplificada: lista somente íons que participam
efetivamente da reação:
H+(aq) + OH-(aq)  H2O(l)
Reações de Precipitação
Reações de Precipitação também são chamadas
de Reações de dupla troca
• As reações de dupla troca envolvem a troca de íons em solução:
AX + BY  AY + BX.
• As reações de dupla troca levarão a uma alteração na solução
se um dos três eventos abaixo acontecer:
– forma-se um sólido insolúvel (precipitado),
– formam-se eletrólitos fracos ou não-eletrólitos ou
– forma-se um gás insolúvel.
Reações de Precipitação
Reações de Precipitação
Aplicações das reações de precipitação
Produção de compostos misturando soluções que formem o
composto insolúvel desejado
Análise qualitativa: determinação das substâncias presentes
em uma amostra
Análise quantitativa: determinar a quantidade de cada
substância ou elemento presente em uma amostra
Padrões de solubilidade observados em compostos iônicos
comuns em água
Solubilidade de uma substância é a quantidade dessa substância que pode ser
dissolvida em certa quantidade de solvente.
 Solubilidade menor que 0,01 mol/L será considerada insolúvel
Regras de solubilidade em água para compostosiônicos comuns
2KI(aq) Pb(NO3)2(aq) PbI2(s) + 2KNO3 (aq)
Reações de Precipitação
Ocorre quando duas soluções eletrolíticas são misturadas e reagem 
para formar um sólido insolúvel.
Apenas 1,2 x 10-3 mol de PbI2
dissolve-se em 1 litro de água a
25ºC.
 Solubilidade menor que 0,01
mol/L será considerada insolúvel
(a atração entre os íons de
cargas contrárias no sólido é tão
grande para a molécula de água
separá-las que a substância
permanece não dissolvida).
Para determinar se um precipitado é formado:
1. Observar os íons presentes nos reagentes;
2. Considerar possíveis combinações de cátions e ânions;
3. Usar a Tabela de solubilidade para determinar se algumas
dessas combinações é insolúvel;
Exemplo: Misturando-se Mg(NO3)2 e NaOH formará precipitado?
Ex.:
1) Caíram os rótulos de duas garrafas, uma contendo Mg(NO3)2 e 
a outra contendo Pb(NO3)2. Você dispõe de uma garrafa de 
H2SO4 diluído. Como você a usaria para testar uma alíquota de 
cada solução a fim de identificá-la?
Oxidação e redução
Reações de Oxi-Redução
Oxidação e redução
2Ca(s) + O2  2CaO(s)
Ca(s) + Cl2(g)  CaCl2(s)
Reações de Oxi-Redução ou Redox são reações químicas que
ocorrem em meio aquoso com transferência de elétrons entre
os reagentes.
Reações de Oxi-Redução
Ex: Sal de cobre com zinco metálico:
Eq. Iônica Líquida Zn(s) + Cu+2(aq) Cu(s) + Zn+2(aq)
Zn doa elétrons para o Cu+2 e é oxidado a Zn+2
Cu+2 aceita elétrons do Zn e é reduzido a Cu
• Quando um metal perde elétrons e forma cátions, dizemos que este
sofreu corrosão:
Zn(s) Zn+2(aq) + 2 e- Semi-reação de oxidação
• O átomo, a molécula ou o íon que torna-se mais carregado positivamente
foi OXIDADO.
A OXIDAÇÃO é a perda de elétrons de uma substância.
Zn(s) + Cu+2(aq) Cu(s) + Zn+2(aq)
Reações de Oxi-Redução
O átomo, a molécula ou o íon que torna-se menos carregado
positivamente foi REDUZIDO.
Cu+2(aq) + 2e- Cu(s) Semi-reação de redução
REDUÇÃO é o ganho de elétrons por uma substância.
Zn(s) + Cu+2(aq) Cu(s) + Zn+2(aq)
Reações de Oxi-Redução
A substância que aceita elétrons (é reduzida) é chamada de
Agente Oxidante, porque permite que a outra substância seja
oxidada.
A substância que fornece os elétrons (é oxidada) é chamada de
Agente Redutor, porque permite que a outra substância seja
reduzida.
Cu+2
Zn
Zn(s) + Cu+2(aq) Cu(s) + Zn+2(aq)
Zn(s) + CuSO4 (aq) Cu(s) + ZnSO4 (aq)
Zn(s) + Cu+2(aq) Cu(s) + Zn+2(aq)
O conceito de Número de Oxidação (Nox) foi
desenvolvido para facilitar a visualização da transferência
dos elétrons na reação.
A Oxidação ocorre quando há um aumento do número de
oxidação
A Redução ocorre quando há uma diminuição do número
de oxidação
Regras para determinação de número de Oxidação:
Substancias simples...
Br2
Nox = 0
O nox do elemento é zero
Íons monoatômicos...
Fe+2
Al+3
H+1
Br-
Nox = +2
O nox do elemento é sua 
carga
Nox = +3
Nox = +1
Nox = -1
Fe
Al
H2
Para elementos de cargas fixos...
Hidretos metálicos
Compostos Moleculares 
-1
+1
Hidrogênio 
Maioria
Peróxidos 
-2
-1
Oxigênio 
constante+2Alcalinos Terrosos
constante+1Alcalinos
observaçõesNox Classificação 
Em moléculas, a soma total do Nox é zero.
HCl
+1 -1
0
H2O
+1 -2
0
CaSO4
+2 +6
+2+X-8=0
-2
HMnO4
+1 +7
+1+X-8=0
-2
Em íons compostos, a soma total dos Nox dos 
elementos corresponde a sua carga:
SO4
-2
+6 -2
X-8=-2
NO3
-1
+5 -2
X-6= -1
S2O3
-2
+2 -2
2x – 6= -2
PtCl6
-4
+2 -1
X – 6 = -4 
Elemento
Perde Elétrons Ganhar Elétrons
Sofre
Redução
Sofre
oxidação
Aumente o nox Diminui o nox
Agente Redutor Agente Oxidante
Resumindo: Reação Redox
Os metais são oxidados por ácidos para formarem sais:
Zn(s) + 2HCl(aq) ZnCl2(aq) + H2(g)
Durante a reação, 2H+(aq) é reduzido para H2(g).
Oxidação de metais por ácidos e sais
Oxidação de metais por ácidos e sais
Os metais também podem ser oxidados por outros sais:
Fe(s) + Ni2+(aq) Fe2+ (aq) + Ni(s)
Observe que o Fe é oxidado para Fe2+ e o Ni2+ é reduzido para Ni.
Como sabemos o por quê que essas reações
ocorrem???
Potenciais Padrão de Redução em água a 25°C
• Quanto mais positivo o Ered mais forte é o agente oxidante à 
esquerda.
• Quanto mais negativo o Ered , mais forte é o agente redutor à 
direita.
Balanceamentos de Reações Redox não são tão simples 
quanto o das reações de Dupla Troca, por isso devemos 
utilizar Métodos para Facilitar esta operação.
Balanceamento Reações Redox
1° MÉTODO – Variação do Nox
Permite balancear as reações redox que estão na forma de 
Equação Molecular. 
Ex: KClO3 + HNO2 KCl + HNO3
Quando balanceamos uma equação redox além de obedecermos a lei de 
conservação de massa, os elétrons recebidos e doados devem estar 
balanceados.
Balanceamento Reações Redox
Regras:
Após Balanceamento:
KClO3 + 3HNO2  KCl + 3HNO3
1. Determinar o número de oxidação de todos os átomos
envolvidos na reação.
2. Localizar os átomos em que houve alteração no nox e igualar
as suas quantidades.
3. Fazer o balanço eletrônico (nos átomos que sofreram variação
de nox, verificar o número de elétrons envolvidos e igualar as
suas quantidades – multiplicando os compostos envolvidos).
4. Balancear o restante dos átomos.
Balanceamento Reações Redox
Resposta:
Sim é uma reação de oxi-redução, pois uma substância é oxidada e 
outra é reduzida.
Balanceamento: 
K2Cr2O7 + 14HCl  2KCl + 2CrCl3 + 3Cl2 + 7H2O
Ex: K2Cr2O7 + HCl  KCl + CrCl3 + Cl2 + H2O
Exemplo: A reação abaixo é uma reação de oxi-redução??? Se
sim, faça o seu balanceamento.
2° MÉTODO – Íon Eletron (Semi-reações)
Permite balancear as reações de redox que estão na forma de
Equação Iônica Líquida.
Lembrando que: As semi-reações são um meio conveniente de
separar reações de oxidação e de redução.
MnO4
- (aq) + C2O4
-2 (aq) Mn+2 (aq) + CO2 (g)
OBS: Geralmente as reações redox ocorrem em meio ácido ou
básico!
Ex: Meio Ácido
1. Escreva as duas semi-reações.
2. Defina o número de oxidação dos átomos em cada um dos íons ou moléculas
envolvidos na reação. Quais tiveram aumento ou diminuição do número de
oxidação através das semi-reações
3. Faça o balanceamento de cada semi-reação:
a. Primeiro com elementos diferentes de H e O, ou seja, os átomos que são
oxidados ou reduzidos.
b. Depois faça o balanceamento do O adicionando H2O.
c. Depois faça o balanceamento do H adicionando H+.
d. Termine fazendo o balanceamento de cargas adicionando elétrons.
4. Multiplique cada semi-reação para fazer com que o número de elétrons
seja igual.
5. Adicione as reações e simplifique.
6. (neste ponto, cada semi-reação deve estar completamente balanceada
(mesmo número de átomos e de carga em cada lado)
7. Confira!
Regras:
16H+(aq) + 2MnO4
-(aq) + 5C2O4
2-(aq)  2Mn2+(aq) + 8H2O(l) + 10CO2(g)
Ex: Meio Básico
SO3
-2 (aq) + MnO4
- (aq)  SO4
-2 (aq) + MnO2 (s)
Regras:
 O mesmo método anterior (para meio ácido) é usado, mas o OH- é
adicionado para “neutralizar” o H+ usado.
Após Balanceamento:
H2O(l) + 3SO3
-2(aq) + 2MnO4
-(aq)  3SO4
-2(aq) + 2MnO2(s) + 2OH
-(aq) 
Balanceamento Redox
3° MÉTODO – Emprego das Semi-Reações Padão de Redução
Nos dois métodos anteriores, não havia como saber se a Reação era
Espontânea ou não.
Esse método vem da Eletroquímica e nos permite saber!
Breve Revisão
Zn(s) + Cu+2(aq) → Cu(s) + Zn+2(aq)
A Reação é Espontânea!
Geração de energia
transferência de e- ocorra por uma
caminho externo!!!!
Aproveitar essa energia
Revisão
Célula Voltaica
Cu+2(aq) + 2e- Cu(s) Zn(s)  Zn+2(aq) + 2 e-
AnodoCatodo
Balanceamento Redox
Célula Voltaica: dispositivo no qual a transferência de elétrons ocorre
pelo caminho externo, a energia liberada em uma reação redox espontânea pode
ser aproveitada para realizar trabalho elétrico
Cu+2(aq) + 2e- Cu(s)Zn(s)  Zn+2(aq) + 2 e-
A diferença na energia
potencial entre 2 eletrodos
fornece a força diretora
que empurra os e- por um
circuito externo (é medida
em unidade devolts).
1 Volt = diferença de
potencial necessária para
fornecer 1 J de energia
para uma carga de 1
Coulomb (1 C)
FEM: força eletromotriz : “provoca 
o movimento dos elétrons”
O fluxo de elétrons do 
anodo para o catodo é 
espontâneo.
Os elétrons fluem do anodo 
para o catodo porque o 
catodo tem uma energia 
potencial elétrica mais 
baixa do que o anodo.
A diferença de potencial: é 
a diferença no potencial 
elétrico. 
A Diferença de Potencial
•A diferença no potencial elétrico entre os eletrodos, fornece
uma força que empurra os elétrons pelo circuito externo (Força
Eletromotriz – fem) e é medida em volts.
•A FEM de uma pilha (célula voltaica ou galvânica) é
denominada Potencial de célula: Ecel
•Para qualquer reação que ocorre espontaneamente o
potencial será sempre positivo
•Não é possível medir o potencial padrão de redução de
uma semi-reação diretamente.
•Os potenciais padrão de redução, E°red são medidos em
relação ao eletrodo padrão de hidrogênio.
Força eletromotriz
Eletrodo Padrão de Hidrogênio (25°C e 1mol/L H+)
E°red = 0V
E°cel = E° redução (catodo) - E° oxidação (anodo)
+0,76 V = 0V - E° oxidação (anodo) E° oxidação (anodo) = - 0,76 V
FEM de Pilhas
A semi-reação de referência 
é a redução de H+ a H2, o 
qual é atribuído um 
potencial = zero.
•Não é possível medir o potencial padrão de redução de uma semi-
reação diretamente. Os potenciais padrão de redução (E°red) são
medidos em relação ao eletrodo padrão de hidrogênio.
Eletrodo com Pt em 
contato com H2(g) a 1 atm
de pressão e solução ácida 
com [H+] = 1 mol/L
Potenciais Padrão de Redução em água a 25°C
3° MÉTODO – Emprego das Semi-Reações Padão de Redução
Ex: Cr2O7
-2 (aq) + I- (aq) Cr+3 (aq) + I2(s) 
Permite balancear as reações de redox que estão na forma de
Equação Iônica Líquida e Verificar se ela é espontânea ou não a
partir dos valores dos potenciais padrão de redução.
Balanceamento Redox
Eºcel = Eºred(catodo) – Eºred (anodo)
1. Identificar os composto que estão sofrendo Redução e Oxidação.
2. Procurar e Copiar na Tabela de Potencial de Redução a semi-reação de
redução.
3. Procurar e Copiar na Tabela de Potencial de Redução a semi-reação do
elemento que está sofrendo oxidação – Atenção: é uma reação de
oxidação mas em uma Tabela de Redução!
4. Multiplique cada semi-reação para fazer com que o número de
elétrons seja igual.
5. Adicione as reações e simplifique.
6. Calcule o Potencial da Reação (E).
E + Reação Espontânea
E - Reação não espontânea
Regras
OBS: Potencial de Redução é 
uma
propriedade intensiva, portanto, 
no balanceamento o
Potencial permanece inalterado!
Balanceamento Redox
Ex: Cr2O7
- (aq) + 14H+ + 6I- (aq) 2Cr+3 (aq) + 3I2(s) + 7H2O (l)
Após Balanceamento:
Reação Espontânea!!! E°cel = +0,79
Balanceamento Redox
Ex: K2Cr2O7(aq) + HCl(aq) → ?
Balanceamento Redox
4° MÉTODO – Decomposição do Agente Oxidante
Permite prever os produtos formados e balancear a equação
Regras:
1. Copiar da tabela a reação do agente oxidante
2. Copiar da tabela a reação do agente redutor
3. Igualar as quantidades de [O] (artifício – hipotético)
4. Reagir todos os óxidos metálicos com o ácido presente (os óxidos
metálicos tem que desaparecer)
5. Escrever a equação global!
K2Cr2O7(aq) + 14 HCl(aq) → 2 KCl + 2 CrCl3 + 3 Cl2 + 7 H2O
Definição de ácido e base de Arrhenius:
• Arrhenius: os ácidos aumentam a [H+] e as bases aumentam a 
[OH-] em solução aquosa.
• Arrhenius: ácido + base  sal + água.
• Problema: a definição nos limita à solução aquosa.
Reações ácido-base
• O íon H+ carregado positivamente interage fortemente com os pares
de elétrons não-ligantes das moléculas de água para formar os íons
hidrogênio hidratados.
• A interação de um próton com um par de elétrons na molécula de água
forma o íon hidrônio, H3O
+(aq).
• Em água, o H+(aq) forma aglomerados.
• O aglomerado mais simples é o íon hidrônio H3O
+(aq). Aglomerados
maiores são H5O2
+ e H9O4
+.
• Geralmente usamos H+(aq) e H3O
+(aq) de maneira intercambiável.
H9O4
+
O íon H+ em água
Definição de ácido e base de Bronsted-
Lowry:
• Reações que envolvem a transferência de Prótons
• Brønsted-Lowry: o ácido doa H+ e a base recebe H+.
• A base de Brønsted-Lowry não precisa conter OH-.
• Considere HCl(aq) + H2O(l)  H3O
+(aq) + Cl-(aq):
– o HCl doa um próton para a água. Conseqüentemente, o HCl é um
ácido.
– a H2O recebe um próton do HCl. Conseqüentemente, a H2O é uma
base.
– Para ser um ácido a molécula deve ter um H+ para que possa
perder e para ser uma base a molécula deve ter um par de elétrons
não-ligante para que possa ser usado para ligar o íon H+
Quando um próton é transferido do HCl para H2O, o HCl atua como um ácido de 
Bronsted-Lowry e a água atua como uma base de Bronsted-Lowry.
E a reação de NH3 com água?
Ácido e base de Bronsted-Lowry:
• A água pode se comportar tanto como ácido quanto como
base.
• As substâncias anfóteras podem se comportar tanto como
ácidos quanto como bases.
• Uma substância anfótera age como base quando combinada
com algo bem mais ácido que ela própria e como ácido
quando combinada com algo bem mais ácido que ela.
Ácido e base de Bronsted-Lowry:
• As substâncias anfóteras podem se comportar tanto como ácidos
quanto como bases.
• A água pode se comportar tanto como ácido quando como base.
Ácido e base de Bronsted-Lowry:
Pares ácido-base conjugados
• O que quer que tenha sobrado do ácido após o próton ter sido doado é
chamado de sua base conjugada.
• Similarmente, o que quer que tenha sobrado da base após ela ter
recebido o próton é chamado de um ácido conjugado.
• Considere
– Após o HA (ácido) perder seu próton ele é convertido em A- (base).
Conseqüentemente o HA e o A- são pares ácido-base
conjugados.
– Após a H2O (base) receber um próton, ela é convertida em H3O
+
(ácido). Conseqüentemente, a H2O e o H3O
+ são pares ácido-base
conjugados.
• Os pares ácido-base conjugados diferem entre si apenas em um
próton.
HA(aq) + H2O(l) H3O
+(aq) + A-(aq)
Ácido e base de Bronsted-Lowry:
• Para uma substância ser um bom receptor de próton (uma base de
Bronsted-Lowry), ela deve ter um par de elétrons não-compartilhado
para que o próton se ligue.
• Lewis foi o primeiro a observar esse aspecto nas reações ácido-base.
• Propôs uma definição que enfatiza o par de elétrons compartilhado:
• Ácido de Lewis é um receptor de par de elétrons
• Base de Lewis é um doador de par de elétrons
• Teoria de Lewis: permite tratar maior variedade de reações,
incluindo as que não envolvem transferência de prótons.
H Cl + H2O H3O
+
 + Cl
-
H2 SO4 + 2H2O 2H3O
+
 + SO4
-
Ácidos e bases Lewis:
• Ácidos e bases fortes são eletrólitos fortes.
– Eles estão completamente ionizados (desprotonados e/ou
dissociados) em solução.
• Ácidos e bases fracas são eletrólitos fracos.
– Eles estão parcialmente ionizados em solução.
Reações ácido-base
Ácidos
• Ácidos com um próton ácido são chamados monopróticos (por
exemplo, HCl).
• Ácidos com dois prótons ácidos são chamados dipróticos (por
exemplo, H2SO4).
• Ácidos com muitos prótons ácidos são chamados polipróticos.
Reações ácido-base
Reações ácido-base
Reações ácido-base
Reações de neutralização e sais 
• A neutralização ocorre quando uma solução de um ácido e a de 
uma base são misturadas:
HCl(aq) + NaOH(aq)  H2O(l) + NaCl(aq)
• Observe que formamos um sal (NaCl) e água.
• Sal = composto iônico cujo cátion vem de uma base e o ânion de 
um ácido.
• Uma reação de neutralização entre um ácido e um hidróxido
metálico produz água e um sal.
Reações ácido-base
Característica principal da reação de neutralização entre um ácido forte 
e uma base forte: os íons H+ e OH- combinam-se para formar H2O
Reações ácido-base
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Reações ácido-base
Reações ácido-base com formação de gás
• Outras bases que não contém OH- que reagem com H+ para
formar gases com baixa solubilidade em água.
• Os íons sulfetoe bicarbonato podem reagir com H+
2HCl(aq) + Na2S(aq)  H2S(g) + 2NaCl(aq)
2H+(aq) + S2-(aq)  H2S(g)
Reações ácido-base
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