Ácidos e bases

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Ácidos e bases
Ácido: acidus(latim) = azedo
Álcali: alkali(árabe) = cinzas de uma planta, árabe
Ácidos e bases de Arrhenius
Primeira definição de ácido e base (1884).
Ácido – em água produz íons H+.
Base – em água produz íons OH-.
No entanto, esta definição deixou de ser usada, pois sabe-se que reações ácido base ocorrem em diferentes solventes e na ausência deles.
Ácidos e bases de Brønsted-Lowry
Em 1923, o químico dinamarquês 
Johanes Brønsted propôs a seguinte definição:
Um ácido é um doador de prótons.
Uma base é uma aceitadora de prótons.
onde próton = H+.
Assim, necessariamente um ácido é uma espécie que contem um átomo de hidrogênio, independente do solvente no qual esteja dissolvido.
As mesmas definições foram propostas independentemente pelo químico inglês Thomas Lowry.
Ácidos e bases de Brønsted-Lowry
Implicações desta teoria ácido base:
Uma substância só pode agir como ácido na presença de uma base que possa aceitar os prótons ácidos.
Assim o HCl no estado gasoso não é um ácido de Brønsted-Lowry, mas somente no estado aquoso onde o H+ é transferido para a molécula de água que funciona como base.
 
HCℓ(aq) + H2O(l) → H3O+ + Cℓ-(aq) 
Força dos ácidos de Brønsted-Lowry 
Um ácido forte está completamente desprotonado em solução.
HCℓ(aq) + H2O(l) → H3O+(aq) + Cℓ-(aq) 
Um ácido fraco esta parcialmente desprotonado em solução.
HCN(aq) + H2O(l) H3O+(aq) + CN-(aq) 
Ka= 107
Ka= 4,9 x 10-10
Uma base forte está completamente protonada em solução.
O2-(aq) + H2O(l) → 2OH-(aq) 
Uma base fraca está parcialmente protonada em solução.
NH3(aq) + H2O(l) NH4+(aq) + OH-(aq) 
Força das bases de Brønsted-Lowry 
Ácidos e bases conjugadas
Ácido base conjugada
 Base ácido conjugado
Assim Cℓ- é a base conjugada do ácido HCℓ e o HCℓ é o ácido conjugado do Cℓ-.
doa H+
aceita H+
Exercícios:
Qual é a base conjugada de (a) HCO3- (b) H3O+.
Qual é o ácido conjugado de (a) HCO3- (b) O2-.
Dica: Para formar uma base conjugada remova um H+ para formar um ácido conjugado adicione um H+.
[Resposta: (a) CO32- (b) H2O]
[Resposta: (a) H2CO3 (b) OH-]
Reação ácido-base de Brønsted-Lowry
Outros solventes além da água
As definições de Brønsted de ácidos e bases também se aplicam a outros solventes que não a água.
Ex: solvente amônia líquida.
CH3COOH(am) + NH3 (l) NH4+(am) + CH3COO-(am) 
Ácido 1
Ácido 2
Base 2
Base 1
Ácidos e bases de Lewis
Um ácido de Lewis é um aceitador de par de elétrons.
Uma base de Lewis é um doador de par de elétrons.
Ligação covalente coordenada
A teoria ácido-base de Lewis é mais abrangente do que a teoria de Brønsted-Lowry:
Reação ácido-base de Brønsted-Lowry e ácido-base de Lewis
Reação ácido-base de Lewis
Ácido de Brønsted-Lowry 
Ácido de Lewis
Base de Brønsted-Lowry 
Base de Lewis
Base de Lewis
Ácido de Lewis
Troca de prótons entre moléculas de água
Uma importante consequência das definições de Brønsted de ácidos e bases é que a mesma substância pode funcionar como ácido e como base.
NH3(aq) + H2O(l) NH4+(aq) + OH-(aq) 
HCℓ(aq) + H2O(l) → H3O+ + Cℓ-(aq) 
Ácido
Base
Por funcionar como ácido e como base, ocorre transferência de prótons entre moléculas de água até mesmo na água pura.
2H2O (l) H3O+(aq) + OH-(aq) 
A reação de transferência de prótons de uma molécula de água para a outra é chamado autoprotólise.
2H2O (l) H3O+(aq) + OH-(aq) 
Constante de equilíbrio:
Como H2O é o solvente 
 [H2O] = 1
Á 25 oC:
Kw permanece sempre constante mesmo que um ácido seja adicionado em água ou mesmo uma base.
Ex
Qual deve ser a concentração de H3O+ e HO- em uma solução 0,003 mol L-1 de Ba(OH)2?
Ba(OH)2 → Ba2+(aq) + 2OH-(aq) 
Base forte
0,003 mol L-1 
2 x 0,003 = 0,006 mol L-1 
H2O
Escala de pH
Uma dificuldade em lidar com a concentração de H3O+ está relacionada a ampla faixa que esse íon pode variar.
Ex:
1mol L-1 > [H3O+] < 1 x 10-14 mol L-1
Uma solução encontrada pelos químicos foi trabalhar em escala logarítmica.
Assim, a concentração de H3O + de uma solução pode ser bem representado pelo seu pH.
Qual é o pH da água pura a 25 oC?
Primeiro é necessário considerar a concentração de íons hidrônio da água pura a 25 oC.
Então realiza-se o calculo de pH
Assim a escala de pH geralmente é estabelecida de 1 a 14:
pH < 7 
solução ácida
pH = 7 
solução neutra
pH > 7 
solução básica
1
7
14
Exercício
Cálculo do pH a partir da concentração:
Qual é o pH do sangue humano, no qual a concentração dos íons H3O+ é igual a 4,0 x 10-8 mol L-1?
Qual é o pH de uma solução 0,02 M HCℓ(aq); 
HCℓ ácido forte:
[HCℓ] = [H3O+] = 0,02 M
HCℓ(aq) + H2O(l) → H3O+ + Cℓ-(aq) 
C = 0,02 M
C = 0,02 M
Qual o pH de uma solução 0,04 M de KOH(aq)?
KOH base forte [KOH] = [OH-] = 0,04 M
KOH(aq) → K+(aq) + OH-(aq) 
C = 0,04 M
C = 0,04 M
1º caminho
2º caminho
H2O
Medidores de pH
pHmetro
Papel indicador universal
Cálculo da concentração de H3O+ a partir do pH
Qual a concentração de H3O+ em uma solução cujo pH é 4,83?
Isolando H3O+, toma-se o antilogaritmo do pH:
Ácidos e bases fracos
Soluções de ácidos diferentes com a mesma concentração podem não ter o mesmo pH.
Ex:
Sol 1: HCℓ 0,1 mol L-1 pH ≈ 1
Sol 2: CH3COOH 0,1 mol L-1 pH ≈ 3
[H3O+] sol 1 > [H3O+] sol 2
Em água CH3COOH não está completamente desprotonado.
O mesmo pode ocorrer com as bases.
 pH sol 0,1 molL-1 NaOH > pH sol 0,1 molL-1 NH3
Em outras palavras, o ácido acético e a amônia são, respectivamente, ácido e base fracos.
A maioria dos ácidos e bases que existem na natureza são fracos.
Frutas cítricas: Ácidos fracos
Cheiro de peixe morto – Aminas – Bases fracas
Constante de acidez e basicidade
A força de ácidos e bases podem ser expressos em termos da constante de equilíbrio da transferência de prótons entre soluto e solvente.
CH3COOH(aq) + H2O(l) H3O+(aq) + CH3COO-(aq) 
A constante de equilíbrio diz quanto uma reação avançou em direção a seus produtos. 
Ex:
Por meio das constantes de equilíbrio para as reações abaixo classifique os ácidos abaixo em ordem crescente de força.
HF(aq) + H2O(l) H3O+(aq) + F-(aq) 
CH3COOH(aq) + H2O(l) H3O+(aq) + CH3COO-(aq) 
Constante de acidez e basicidade
CH3COOH < HF
Constante de basicidade
NH3(aq) + H2O(l) NH4+(aq) + OH-(aq) 
Qual é a base mais forte, amônia ou anilina?
NH3(aq) + H2O(l) NH4+(aq) + OH-(aq)
C6H5NH2(aq) + H2O(l) C6H5NH3+(aq) + OH-(aq)
As constantes de acidez e basicidade são comumente registradas na forma de seus logaritmos.
Constante de acidez e basicidade
Ácido
Ka
pKa
Base
Kb
pKb
HF
3,5 x 10-4
3,45
NH3
1,8 x 10-5
4,75
CH3COOH
1,8 x 10-5
4,75
Anilina, C6H5NH2
4,3 x 10-10
9,37
Fenol , C5H5OH
1,3 x 10-10
9,89
Ureia, CO(NH2)2
1,3 x 10-14
13,90
Para encontrar a concentração de H3O+ nas soluções de ácidos fracos é necessário levar em conta o equilíbrio entre HA e sua base conjugada A- em água.
Ex:
Ácido forte:
HCℓ(aq) + H2O(l) → H3O+ + Cℓ-(aq) 
Ácido fraco:
CH3COOH(aq) + H2O(l) H3O+(aq) + CH3COO-(aq)
pH de soluções de ácidos e bases fracos
0,1 mol L-1 
= 0,1 mol L-1 
0,1 mol L-1 
≠ e < 0,1 mol L-1 
Ka = 1,8 x 10-5
Como calcular o pH?
CH3COOH(aq) + H2O(l) H3O+(aq) + CH3COO-(aq)
Deve ser analisado cada etapa do processo de dissolução do ácido
E1: Início
0,1 mol L-1 
0 
0
E2: Antes do equilíbrio
-x 
x
x
E2: No equilíbrio
0,1 - x 
x
x
Ka = 1,8 x 10-5
Equação de Báskara:
a
b
c
Forma direta de calcular H3O+
CH3COOH(aq) + H2O(l) H3O+(aq) + CH3COO-(aq)
Ka = 1,8 x 10-5
Como Ka <<< 1 x será muito pequeno
Rearranjando:
H3O+ =
Porcentagem de desprotonação
Desprotonação = 1,34%
CH3COOH(aq) + H2O(l) H3O+(aq) + CH3COO-(aq)
1,34%
98,66%
Interpretando:
Dissolvendo em água
pH de sais
Qual o pH dos sais?
Num primeiro momento corremos o risco de pensar que todo sal é neutro.
Somente sais que são produto da neutralização de ácido forte com base forte são sais neutros.
Ex:
NaCl
KNO3
CaI2
NaOH
HCl
Ca(OH)2
HI
KOH
HNO3
Sais ácidos
Possuem cátions que são ácidos conjugados de bases fracas.
 NH4+
Possuem cátions de metais, com carga elevada e volume pequeno podem agir como ácidos de Lewis em água.
 Al3+ Fe3+
Sais básicos
Possuem ânions que são bases conjugadas de ácidos fracos.
 CH3COO-
NH4Cl
NaClO
Ácidos e bases polipróticos 
Ácido poliprótico é um composto que pode doar mais de um próton.
Ex: H2SO4, H3PO4
Base poliprótica é uma espécie que pode aceitar mais de um próton.
Ex: CO32-, SO32-
Ácidos polipróticos doam prótons em etapas sucessivas.
H2CO3(aq) + H2O(l) H3O+(aq) + HCO3-(aq)
HCO3-(aq) + H2O(l) H3O+(aq) + CO32-(aq)
Ka1 = 4,3 x 10-7
Ka2 = 5,6 x 10-11
Ka1 >>Ka2>>Ka3
Então para estimar o pH da solução de ácidos polipróticos geralmente faz-se uso somente da primeira constante de equilíbrio.
Uma exceção é o H2SO4.
H2SO4(aq) + H2O(l) → H3O+(aq) + HSO4-(aq)
HSO4-(aq) + H2O(l) H3O+(aq) + SO42-(aq)
Ka1 = 0,012
H2CO3(aq) + 2H2O(l) 2H3O+(aq) + CO32-(aq)