1 Ácidos e bases

Prévia do material em texto

QUÍMICA GERAL
Universidade Federal de Goiás
Regional Catalão
Departamento de Química
Funções inorgânicas: ácidos, bases, 
sais e óxidos
 Existem 4 definições para ácidos e bases:
1ª - Arrhenius
2ª - Bronsted-Lowry
3ª - Lewis
4ª - Pearson
FOCO DO NOSSO ESTUDO...
As função química corresponde a um conjunto de substâncias que apresentam
propriedades químicas semelhantes.
FUNÇÕES INORGÂNICAS
As substâncias inorgânicas podem ser classificadas em quatro funções:
* Os Ácidos;
* As Bases;
* Os Sais;
* Os Óxidos;
ÁCIDOS e BASES
Definições de Ácidos e Bases:
1. Boyle (1640):
Ácido: Substâncias que apresentam sabor azedo;
Base: Substâncias que apresentam sabor amargo;
2. Gay Lussac (1810):
Ácido: Substâncias que neutraliza uma base formando
um sal;
Base: Substâncias que neutraliza um ácido formando
um sal;
3. Arrhenius (1887):
Ácido: Substâncias que em meio aquoso libera íons H+;
Base: Substâncias que em meio aquoso libera íons OH-;
HCl(g) + H2O(l) H
+
(aq) + Cl
-
(aq)
NaOH(l) + H2O(l) OH
-
(aq) + Na
+
(aq)
Ácidos segundo Arrhenius:
 Certas SUBSTÂNCIAS NEUTRAS, quando dissolvidas em
ÁGUA, formavam espécies carregadas (íons);
 Este processo foi denominado DISSOCIAÇÃO IÔNICA ou
IONIZAÇÃO EM SOLUÇÃO;
Os ÁCIDOS, quando dissolvidos em água, aumentavam a 
concentração de íons H+ no meio.
Ácidos segundo Arrhenius:
 Como característica comum, os ácidos apresentam o ÁTOMO
DE HIDROGÊNIO ligado a um átomo eletronegativo:
Bases segundo Arrhenius:
 Bases, quando dissolvidas em ÁGUA, aumentavam a
concentração de ânions HO- (íons hidroxila)
Limitação da Teoria de Arrhenius: 
a definição de Ácidos e Bases é 
limitada somente à SOLUÇÕES 
AQUOSAS (uso de água)
4.Bronsted-Lowry 
(1923): 
Ácido: Toda substância que doa um próton;
Base: Toda substância que recebe um próton;
HCl(g) + H2O(l) H3O
+
(aq) + Cl
-
(aq)
HF(g) + H2O(l) H3O
+
(aq) + F
-
(aq)
NH3(g) + H2O(l) NH4
+
(aq) + OH
-
(aq)
CH3NH2(aq) + H2O(l) CH3NH3
+
(aq) + OH
-
(aq)
CARÁTER 
ANFÓTERO 
DA ÁGUA. 
HCl(aq) + NH3(aq) NH4
+
(aq) + Cl
-
(aq)
- Formação de um par Ácido - Base Conjugada. SEMPRE QUE O ÁCIDO FOR FORTE A
BASE CONJUGADA É FRACA; ÁCIDO FRACO BASE CONJUGADA FORTE.
CH3COOH(aq) + H2O(l) CH3COO
-
(aq) + H3O
+
(aq)
 Bronsted e Lowry trabalharam independentemente;
 Propuseram um novo conceito para definir ácidos e bases
 Ácidos: são espécies (íons ou moléculas neutras)
DOADORAS DE H+ (prótons);
 Bases: são espécies aceptoras de H+
As bases englobam:
- todas as espécies químicas que apresentam um par de
elétrons disponível para compartilhar com o H+
- espécies negativas;
- neutras;
- também os hidróxidos metálicos, como no conceito de
Arrhenius.
Segundo a teoria de Bronsted-Lowry:
- Um ÁCIDO reage com uma BASE, levando à formação
de um ÁCIDO CONJUGADO DA BASE e uma BASE
CONJUGADA DO ÁCIDO
H O
H
+ H Cl H O H
H
+ Cl
BASE
(RECEPTOR DE PRÓTONS)
ÁCIDO
(DOADOR DE PRÓTONS)
ÁCIDO CONJUGADO
DA BASE
BASE CONJUGADA
DO ÁCIDO
É a molécula ou 
íon que se forma 
quando um ácido 
perde seu próton
É a molécula ou 
íon que se forma 
quando uma 
base aceita um 
próton
- Formação de um par Base – Ácido Conjugada. SEMPRE QUE A BASE 
FOR FORTE O ÁCIDO CONJUGADO É FRACO; BASE FRACA ÁCIDO 
CONJUGADO FORTE.
NH3(g) + H2O(l) NH4
+
(aq) + OH
-
(aq)
- Exercício. Identifique o ácido de Brosted e sua base conjugada nas reações
abaixo:
a) HSO4
-
(aq) + OH
-
(aq) H2O(l) + SO4
2-
(aq);
b) PO4
3-
(aq) + H2O(l) HPO4
2-
(aq) + OH
-
(aq);
BASE
ÁCIDO
Segundo a teoria de Bronsted-Lowry...
NH3 (aq) + H2O (l) NH4
+ (aq) + OH- (aq)
CH3NH2 (aq) + H2O (l) CH3NH3
+ (aq) + OH- (aq)
CH3CO2H (aq) + H2O (l) H3O
+ (aq) + CH3CO2
- (aq)
Água: substância anfiprótica
Ácido: doa H+
Base: aceita H+
4. Lewis (1923):
Ácido: Toda espécie química que aceita um par de elétrons;
Base: Toda espécie química que doa um par de elétrons;
B
CH3
CH3CH3
:N+
H
H
H B
CH3
CH3
CH3
:N
H
H
H
Ácido Base
Pt Cl
Cl
N
H
H
H
N
H
H
H
cis [Pt(Cl)2(NH3)2]
- Reações de Formação de Complexos:
Ácidos e Bases
O conceito de Pearson
Nos anos 60 do século passado, Ralph Pearson
introduziu o conceito ácido-base duros e moles para
esclarecer tendências de reações de compostos segundo o
conceito de Lewis.
Ácidos e Bases
O conceito de Pearson
Ácido Lewis + base Lewis Complexo acido/base Pearson 
classificou os ácidos e bases de Lewis como:
Hard (duro) ou soft (mole)
Ácidos duros tendem a ter uma interação preferêncial por bases duras. 
Bases moles interagem preferencialmente com ácidos moles.
Pearson analisou uma grande variedade de átomos, íons e moléculas em 
sua classificação.
Ácidos e Bases
O conceito de Pearson
Acidos duros
Bases duras
Ácidos e Bases
O conceito de Pearson
Acidos moles
Bases moles
Ácidos e Bases
• Ácidos duros: são íons metálicos, que incluem os
alcalinos, os alcalinos terrosos, os íons metálicos de alto
estado de oxidação, espécies de baixa
eletronegatividade e tamanho pequeno.
Ex: Ca2+, Na+, Mg2+
• Bases duras: são espécies que doam elétrons, possuem
alta eletronegatividade e possuem baixa polarizabilidade.
Ex: F-, NH3, O
2-
Ácidos e Bases
• Ácidos macios: são espécies de tamanho grande, com
baixo estado de oxidação, de média eletronegatividade,
possui baixa capacidade polarizante. Ex: Cu+, Ag+, Au+
• Bases macias: são espécies que recebem elétrons,
possui baixa eletronegatividade e alta polarizabilidade.
Ex: H-,C2H4, C6H6, CN
-, CO
Ácidos e Bases
• Ácido duro reage com uma base dura e um ácido macio
reage com uma base macia.
• Quando um ácido duro reage com uma base dura a ligação
formada é de caráter iônico. Ex: NaF
• Quando um ácido mole reage com uma base mole, a
ligação formada possui caráter covalente. Ex: CuSCN
EXERCÍCIO 1:
Para cada uma das reações a seguir, indique o ácido, a base, o
ácido conjugado da base e base conjugada do ácido, segundo
Bronsted-Lowry:
a) H3O
+
(aq) + CN
-
(aq) HCN(aq) + H2O
b) HNO2(aq) + OH
-
(aq) NO2
-
(aq) + H2O
c) HCOOH(aq) + H2O HCOO
-
(aq) + H3O
+
(aq)
d) CN-(aq) + H2O HCN(aq) + OH
-
(aq)
e) HCO3
-
(aq) + H3O
+
(aq) H2CO3(aq) + H2O
Ácido: doa H+
Base: aceita H+
- FORÇA DOS ÁCIDOS E BASES:
Grau de Ionização (α) – Capacidade que o ácido, ou a base, apresenta de se
dissociar em água. Quanto maior esta capacidade mais forte é considerado o ácido
ou a base.
α = número de moléculas ionizadas
número de moléculas adicionadas
- HCl, HF, HNO3, CH3COOH, HClO4
Ácidos fracos: 0< a < 5%
Ácidos moderados: 5%  a 50%
Ácidos fortes : 50% < a < 100%
Ácido Forte Ácido Fraco
A IONIZAÇÃO DE ÁCIDOS FRACOS
Antes da No
ionização equilíbrio
Antes da No
ionização equilíbrio
Eletrólitos fortes – 100% dissociação
NaCl (s) Na+ (aq) + Cl- (aq)
H2O
Eletrólitos Fracos – dissociação NÃO É COMPLETA
CH3COOH CH3COO
- (aq) + H+ (aq)
Ácidos Fortes são eletrólitos fortes (100% ionização):
HCl (aq) + H2O (l ) H3O
+ (aq) + Cl- (aq)
HNO3 (aq) + H2O (l ) H3O
+ (aq) + NO3
- (aq)
HClO4 (aq) + H2O (l ) H3O
+ (aq) + ClO4
- (aq)
H2SO4 (aq) + H2O (l ) H3O
+ (aq) + HSO4
- (aq)
HF (aq) + H2O (l ) H3O
+ (aq) + F- (aq)
HSO4
- (aq) + H2O (l ) H3O
+ (aq) + SO4
2- (aq)
Ácidos Fracos são eletrólitos fracos:
HNO2 (aq)+ H2O (l ) H3O
+ (aq) + NO2
- (aq)
H2O (l ) + H2O (l ) H3O
+ (aq) + OH- (aq)
F- (aq) + H2O (l ) OH
- (aq) + HF (aq)
Bases Fracas são eletrólitos fracos:
NO2
- (aq) + H2O (l ) OH
- (aq) + HNO2 (aq)
Bases Fortes são eletrólitos fortes:
NaOH (s) Na+ (aq) + OH- (aq)
H2O
KOH (s) K+ (aq) + OH- (aq)
H2O
Ba(OH)2 (s) Ba
2+ (aq) + 2OH- (aq)
H2O
Ácidos fortes
- Ionizam-se totalmente em soluções aquosas;
- Em uma solução aquosa de ácidos fortes, 
esses são as fontes de íons H+ da solução;
- Exemplo:
HNO3(aq) + H2O(l) -> H3O
+
(aq) + NO3
-
(aq) Ionização 
completa
HNO3(aq) -> H
+
(aq) + NO3
-
(aq) Simplificação
Bases fortes
- Dissociam-se totalmente em soluções 
aquosas;
- Em uma solução aquosa de bases fortes, 
quase não são encontradas moléculas da base na 
solução;
- Exemplo:
N3-(aq) + 3H2O(l) -> NH3 (aq) + 3OH
-
(aq)
Ácidos fortes 
comuns
Bases Fortes comuns
Clorídrico, HCl
Hidróxidos dos metais 1A (LiOH, NaOH, 
KOH, RbOH, CsOH)
Hidróxidos dos metais mais pesados do grupo 
2A (Ca(OH)2, Sr(OH)2,Ba(OH)2)
Bromídrico, HBr
Iodídrico, HI
Clórico, HClO3
Perclórico, HClO4
Nítrico, HNO3
Sulfúrico, H2SO4
Ácidos Fracos
][
][][
HA
AH
Ka


- Ionizam-se parcialmente;
- Constante de dissociação ácida:
- Ácido poliprótico: mais de um íon ionizável
Bases Fracas
]B[
]OH[]HB[
Kb


Constante de Dissociação Básica:
Tipos de bases fracas :
Primeira categoria: são as que têm um átomo com um par 
de elétrons não-ligantes que pode 
servir como receptor de prótons
- Amina e Amônia
Segunda categoria: consiste em ânions de ácidos fracos.
Ácidos Polipróticos:
HPO4
2- (aq) + H2O (l) PO4
3- (aq) + H3O
+ (aq) 
H3PO4 (aq) + H2O (l) H2PO4
- (aq) + H3O
+ (aq) K1 = 7,1 x 10
-3
H2PO4
- (aq) + H2O (l) HPO4
2- (aq) + H3O
+ (aq) K2 = 6,3 x 10
-8
K3 = 4,4 x 10
-13
Ácido fosfórico (Brønsted e Lowry)
H2SO3 (aq) H
+ (aq) + HSO3
- (aq)
Ácido sulfúrico (Arrhenius)
HSO3
- (aq) H+ (aq) + SO3
2- (aq)
K1 = 1,3 x 10
-2
K2 = 6,3 x 10
-8
K3 < K2 < K1
ácido base
Ácido conjugado 
da base
Base
conjugada do 
ácido
Indicadores ácido-base