Teorias Acido-Base

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Teoria Ácido-Base
Ácidos - classificação
 1) Quanto a presença de oxigênio na 
molécula:
Oxiácidos: possuem oxigênio na sua 
estrutura
 HNO3, H2SO4, H3PO3
 Hidrácidos: não possuem oxigênio na sua 
estrutura
 HCl, HF, HCN
Ácidos - classificação
 2) Quanto ao número de hidrogênios 
ionizáveis
Ácidos - Nomenclatura
 1) Nº de hidroxilas (OH-)
 Monobases
 Dibases
 Tribases
 Tetrabases
 2) Solubilidade em água
 Solúveis: 
 Pouco solúveis: 
 Insolúveis: 
Bases - classificação
NaOH, AgOH, NH4OH ...
Ca(OH)2, Zn(OH)2, Fe(OH)2 ...
Al(OH)3, Fe(OH)3, Ni(OH)3 ...
Pb(OH)4, Mn(OH)4, Sn(OH)4 ...
dos metais alcalinos (NaOH, LiOH ...) e amônio (NH4OH).
dos metais alc-terrosos – Ca(OH)2, Sr(OH)2 ...
Todas as demais.
Bases - nomenclatura
 1) Quando o elemento tem nox fixo
 2) quando o elemento tem nox variável
Hidróxido de nome do elemento
- KOH: hidróxido de potássio
- Mg(OH)2: hidróxido de magnésio
- Aℓ(OH)3: hidróxido de alumínio
- Fe(OH)2: hidróxido de ferro II hidróxido ferroso
- Fe(OH)3: hidróxido de ferro III hidróxido férrico
Obs.: ICO: maior valor nox OSO: menor valor nox
Teoria ácido-base
 Arrhenius
 Brønsted-Lowry
 Lewis
Arrhenius: 
 Em 1880, associou:
 o comportamento ácido com a presença de 
íons H+ e 
 o comportamento básico com a presença de 
íons OH-
 Em solução aquosa
 Ácido = sabor azedo devido aos íons H+
 Base = sabor amargo devido aos íons OH-
Arrhenius: 
Teoria da Dissociação Eletrolítica
 Ácidos: são substâncias que contêm hidrogênio e
produzem o íon H+ [ H3O
+ ] (íon hidrônio) como
único cátion, quando em solução aquosa.
 Sofrem ionização quando entram em contato
com a água
Ex.: HCl(aq) + H2O(aq) H3O
+
(aq) + Cl
-
(aq)
HNO3(aq) + H2O(aq) H3O
+
(aq) + NO3
-
(aq)
 Bases: são substâncias que liberam íons 
OH- (íons hidróxido) em solução aquosa.
Ex.: NaOH(aq) + H2O(aq) Na
+
(aq) + OH
-
(aq)
Ca(OH)2(aq) + H2O(aq) Ca
2+
(aq) + 2OH
-
(aq)
Arrhenius: 
Teoria da Dissociação Eletrolítica
Arrhenius: 
Teoria da Dissociação Eletrolítica
 Ácido: são substâncias que quando 
dissolvidas em água aumentam a 
concentração de íons H+
 Bases: são substâncias que quando 
dissolvidas em água aumentam a 
concentração de íons OH-
HCl(aq) + NaOH(aq) NaCl(aq) + H2O(l)
 Na visão de Arrhenius, a neutralização é
definida como sendo a combinação do íon
H+ com o íon OH- para formar moléculas
de H2O.
H+aq + OH
-
aq H2O(l)
 Só considera água como solvente
 Ácidos se resumem a moléculas que 
apresentam hidrogênio ionizável em água
 Bases se resumem a moléculas que 
formam OH- em água
Limitações da Teoria de Arrhenius
NaOH, KOH, NH4OH, Ca(OH)2 ....
HCl, HF, HCN, HNO3, H2SO4 ...
 Teoria mais geral: 
 propuseram o ácido e a base em termos 
de suas habilidades de transferir íons H+
 Ácido: Espécie que tem a tendência de 
perder íons H+ (prótons)
 Base: Espécie que tem a tendência de aceitar 
íons H+ (prótons)
Teoria de Brønsted-Lowry 
Teoria de Brønsted-Lowry 
 Ácido: 
 Espécie que tem a tendência de perder íons H+
(prótons)
Ionização do HCl
HCl(aq) + H2O(l) Cl-(aq) + H3O
+(aq)
ácido ácidobase base
Par ácido-base conjugados
Par ácido-base conjugados
Ácido Base conjugada 
doa H+
Teoria de Brønsted-Lowry 
 Base
Espécie que tem a tendência de aceitar íons H+ 
(prótons)
 Amônia é uma base de Brønsted-Lowry 
NH3(aq) + H2O(l) NH4
+(aq) + OH-(aq)
ácido ácidobase base
Par ácido-base conjugados
Par ácido-base conjugados
Base Ácido conjugado 
aceita H+
Teoria de Brønsted-Lowry 
 Íons podem ser considerado ácidos ou 
bases
NH4
+(aq) + H2O(l) NH3(aq) + H3O
+(aq)
ácido ácidobase base
Par ácido-base conjugados
Par ácido-base conjugados
CO3
2-(aq) + H2O(l) HCO3
-(aq) + OH-(aq)
ácido ácidobase base
Par ácido-base conjugados
Par ácido-base conjugados
Força Ácida
 Ácido forte é aquele que possui uma 
maior tendência em transferir próton
 Base forte é aquela que possui uma forte 
afinidade por prótons
HCl(aq) + H2O(l) Cl
-(aq) + H3O
+(aq)
HCN(aq) + OH-(aq) CN-(aq) + H2O(l)
Força Ácida
 Hidrácidos:
 Ácidos fortes: HI, HBr, HCl
Ácido moderado: HF
 Ácidos fracos: todos os outros
Força Ácida
 Grau de ionização ()
Mede a porcentagem de moléculas 
dissolvidas que realmente irão sofrer 
ionização.
  = nº de moléculas ionizadas
nº de moléculas dissolvidas
Autoprotólise da água
 Água pode agir como ácido e base
 Kw: constante do produto iônico da água
 Kw = 1,00 ×10-14
H2O(l) + H2O(l) OH
-(aq) + H3O
+(aq)
[OH-] [H3O
+] = Kw 
[OH-][H3O
+] = 1,00 x 10-14
-log([OH-][H3O
+])=-log(1,00 x 10-14 )
pH + pOH = 14
pH = - log[H3O
+]
pOH = - log [OH-]
pH + pOH = pKw
Kw = [H3O
+] [OH-]
constante de ionização da água
Autoprotólise da água
 Autoprotólise da água sempre contribui 
para a concentração de íons OH- e H3O
+
em solução
 O íon OH- é a base mais forte formada em 
solução aquosa
 O íon H3O
+ é o ácido mais forte formado 
em solução aquosa
 Água é anfiprótica = pode agir como 
doadora e como aceptora de prótons.
Escala de pH
 Visto que pH = -log[H3O
+], podemos 
definir uma escala de pH para expressar a 
concentração de íons H3O
+ em solução
 A escala de pH é definida para soluções 
diluídas
 1 ≤ pH < 7: soluções ácidas
 pH = 7: soluções neutras
 7 < pH ≤ 14: soluções básicas
pH de Soluções de Ácidos Fortes
 Ácidos fortes estão completamente dissociados 
em solução aquosa
 Qual o pH de uma solução de HCl = 0,1 mol L-1?
HCl(aq) + H2O(l) Cl
-(aq) + H3O
+(aq)
pH = -log[H3O
+]
[HCl] = [H3O
+]
pH = - log [0,1] pH = 1
[H3O
+] = 0,1 mol/L
 Bases fortes estão completamente dissociados em 
solução aquosa
 Qual o pH de uma solução de NaOH = 0,016 mol L-1?
NaOH(aq) Na+(aq) + OH-(aq)
pH de Soluções de Bases Fortes
[NaOH] = [OH-]
pOH = 1,80
pH = 12,20
[OH-] = 0,016mol/L
pOH = - log [0,016]
pH + pOH = 14
pH
 Qual é a concentração de íons hidrônio 
em uma solução cujo pH é 4,83?
 pH = - log [H3O
+] 
 4,83 = - log [H3O
+]
 - 4,83 = log [H3O
+]
 10-4,83 = [H3O
+]
 [H3O
+] = 1,5 x 10-5 mol/L
Oxiácidos
 Alguns ácidos possuem oxigênio em sua
molécula e são chamados de Oxiácidos. Outros
(sem oxigênio) são chamados de hidrácidos
É um composto de fórmula R-OH. Uma de suas características é que da 
perda do H⁺ resulta uma base conjugada R-O⁻. 
HOCl , HClO2 , HClO3 , HClO4Oxiácidos
Considerando HClO2:
O (EN = 3,5) > Cl (EN = 3,0): atrai o par de elétrons da ligação (Cl–O)
mais fortemente; por sua vez o Cl contribuirá por atrair o par de
elétrons do O da ligação (O – H), deixando esta ligação mais
polarizável (H+ mais facilmente ionizável).
Ao se aumentar o número de átomos de oxigênio (O) ligados ao Cl
aumenta-se a polaridade da ligação O-H e a força do ácido
aumenta.
HOCl , HClO2 , HClO3 , HClO4
> força do ácido
(ácido forte)
 Ácido: é uma espécie química (molécula
ou íon) com orbital vazio capaz de receber
um par de elétrons em uma reação;
 Base: é uma espécie química (molécula
ou íon) que pode doar um par de elétrons
para formar uma ligação covalente
coordenada em uma reação.
Definição de Lewis 
 A teoria de Lewis não depende de
prótons, nem de reações com solventes.
Amplia a definição para todas as reações
químicas.
Ácidos de Lewis
 Todos os ácidos de Arrhenius e ácidos de 
Bronsted-Lowry;
 Moléculas contendo um átomo com 
deficiência de um par de elétrons (BF3, 
AlCl3 , FeBr3).
 Cátions:H+ , Cu2+ , 
Bases de Lewis
 Todas as bases de Bronsted-Lowry;
 Moléculas contendo átomos com um ou 
mais pares de elétrons não 
compartilhados (H2O
¨ , ¨NH3 , H3C –
¨NH2 )
¨
 Ânions: OH- , Cl- , CN-
Indicadores Ácido-Base
 Uma forma simples de medir o pH de 
soluções é através de indicadores ácido-
base
 Um indicador é um par ácido-base 
conjugado de Brønsted-Lowry
 O ácido e a base devem apresentar cores 
diferentes de acordo com o pH
Fenolftaleína:
HC20H13O4(aq) + H2O(l) C20H13O4
-(aq) + H3O
+(l)
incolor vermelho
Indicadores Ácido-Base
 Papel indicador
Papel de tornassol
Indicativo de solução básica
Indicativo de solução ácida
Papel indicador usado para medir o pH 
de uma solução
Titulação Ácido-Base
 Procedimento analítico para determinação da 
concentração de um ácido através da adição de 
volumes conhecidos de uma base, ou vice-versa
 Faz uso da reação de neutralização de um ácido por 
uma base para se obter a concentração da espécie 
desconhecida
Assim como existem quatro "tipos" de ácidos e bases, a saber
Ácidos fortes
Ácidos fracos
Bases fortes
Bases fracas
Existem quatro sistemas que podem ser genericamente representados 
pelos gráficos pH x volume de titulante.
Como regra para a confecção das curvas, são colocados os valores do pH 
da solução na vertical do gráfico em função da quantidade de reagente 
adicionado (na horizontal do gráfico).
Observam-se os quatro sistemas, aqui representados por gráficos das 
reações mais importantes de cada sistema.
ÁCIDO FORTE/BASE FORTE ÁCIDO FRACO/BASE FORTE
ÁCIDO FRACO/BASE FRACA BASE FRACA/ÁCIDO FORTE
50 mL de ácido 
acético 0,1 M
50 mL de 
hidróxido de 
amônio 0,1 M
100 mL de ácido 
acético 0,1 M
50 mL de ácido 
clorídrico 0,1 M
... ocorre uma reação completa entre um ácido
e uma base (neutralização):
ácido + base  sal + água
por exemplo:
HCl(aq) + NaOH(aq)  NaCl(aq) + H2O(l)
Numa titulação ácido forte- base forte
Como se executa uma 
titulação?
Titulação consiste na adição
de uma solução de
concentração rigorosamente
conhecida - titulante - a outra
solução de concentração
desconhecida - titulado
(analito) - até que se atinja o
ponto estequiométrico.
Titulante
Titulado
Gotas de 
Indicador
Ponto estequiométrico é...
 ... a altura da titulação em que a reação
é completa e a relação entre o número de
mol do titulante adicionadas e o número
de mol do titulado é a prevista pela
estequiometria da reação:
nácido = nbase
Como se detecta o ponto estequiométrico?
Existem dois métodos:
Potenciométrico Colorimétrico
Durante a titulação introduz-se
um elétrodo de pH no titulado, o
que permite medir o pH ao longo
da titulação e traçar a curva de
titulação.
Adiciona-se ao titulado um
indicador ácido-base que muda de
cor quando se atinge o ponto de
equivalência.
zona de 
variação 
brusca de pH
pH 
inicial
Ponto 
estequiométrico
Volume de titulante gasto até 
ao ponto estequiométrico
Potenciométrico
Como seleccionar o indicador ácido-base 
adequado a uma titulação?
A zona de viragem do
indicador deve:
 estar contida na zona de 
variação brusca do pH. 
 conter o pH no ponto de
equivalência.
OH
C
OH
C OO
C OO
O
O
C
Forma básica 
= rosa
Forma ácida 
= incolor Indicador ácido-base
fenolftaleína (K = 4,0 x10-10)
pH=9,4 
faixa de viragem: 8,3-10,0
Ácido Forte – Base Forte
Durante a adição das poucas gotas que provocam a
passagem de pH ácido para pH básico a fenolftaleína,
que antes era incolor, muda de cor para carmim.
Ponto de equivalencia.
A cor desaparece após 10
minutos.
Ponto de equivalência
claramente ultrapassado.
No início da titulação:
Cálculo da concentração - 1
Titulante(A)
Concentração: conhecida, CA
Volume: desconhecido
Titulado(B)
Concentração: desconhecida
Volume: conhecido, VB
No fim da titulação:
Cálculo da concentração - 2
Titulante(A)
Concentração: conhecida, CA
Volume: conhecido, VA
Titulado(B)
Concentração: desconhecida
Volume: conhecido, VB
Como: C= n/V  n = C x V
Temos no fim da titulação (ponto de equivalência):
nA = nB
ou
CA x VA= CB x VB
Cálculo da concentração - 3
Estequiometria de Ácido Base
Como: C= n/V  n = C x V
Temos no fim da titulação (ponto de equivalência):
3NaOH +H3PO4 => 3H2O + Na3PO4
3nA - nB => nA = 3nB
nA – 3nB => 3nA = nB
Estequiometria de Ácido-Base
 Exercícios:
1) Quantos mililitros de uma solução de 
NaOH 0,100 mol/L são requeridos para 
neutralizar 25,0mL de HCl 0,300 mol/L?
2) Quantos mililitros de KOH 0,1435 mol/L 
são necessários para a neutralização 
completa de 15,0mL de H2SO4 0,2222 mol/L?
 3) Quantos mililitros de NaOH 0,2105 
mol/L são necessários para a 
neutralização completa de 10,0mL de 
H3PO4 0,1093 mol/L? 
 4) Qual a massa de hidróxido de 
magnésio Mg(OH)2 (s) é necessário para 
neutralizar 69mL de HCl(aq) 0,105mol/L? 
Estequiometria de Ácido-Base
Estequiometria Ácido Base
5) Quantos militros de NaOH 0,2105mol/L 
são necessários para a neutralização 
completa de 10mL de H3PO4 0,1093 mol/L? 
R: 15,58mL
6) Quantos militros de KOH 0,1435mol/L 
são necessários para a neutralização 
completa de 15,0 mL de H2SO4 
0,2222mol/L? R: 46,45mL