2 Ácidos e bases

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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
ESCALA DE pH
 Água Pura:
eletricidade.
considerada, em geral, não condutora de
 Na realidade, já foi demonstrado por medidas precisas
que a água apresenta uma condução pequena de
eletricidade, que decorre da sua auto-ionização, isto é:
H2O(l) + H2O(l) H3O+(aq) + OH-(aq)
ou
H2O(l) H+(aq) + OH-(aq)
A IONIZAÇÃO DA ÁGUA
• A água pura apresenta condutividade elétrica;
• Sofre auto-ionização.
• Autoprotolise
O produto iônico da água:
H2O (l) H
+ (aq) + OH- (aq)
K’ =
[H+] [OH-]
[H2O]
Condição
de Equilíbrio
K’ = [H+] [OH-] = Kw Constante de ionização
para água ou produto
iônico da água
Kw = 1,0x10
-14 a 25oC
H2O + H2O H3O
+ (aq) + OH- (aq)
ou como:
K” =
[H3O
+] [OH-]
[H2O]
2
Condição
de Equilíbrio
K” = [H3O
+] [OH-] = Kw
Kw = [H3O
+] [OH-]
Kw = 1,0x10
-14 a 25oC
Auto ionização da água: a água pura é uma substância neutra, porém sofre ionização
formando íons H+ e íons OH-.
H2O H
+ + OH- Kc = [H
+]1.[OH-]1
[H2O]
1
1 L de água a 25 oC apresenta M = 55,6 mol.L-1.
Kw = 1,01.10-14
[H+] = 10-7 [OH-] = 10-7
SUBSTÂNCIA NEUTRA [H+] = [OH-];
SUBSTÂNCIA ÁCIDA [H+] > [OH-];
SUBSTANCIA BÁSICA [H+] < [OH-];
[H+].[OH-] = 10-14 mol.L-1
Medidas de pH para Ácidos e Bases
pH = - log [H+]pH = potencial hidrogeniônico.
Ácidos Fortes = os ácidos fortes em água encontram-se praticamente ionizados. O
equilíbrio da reação está deslocado para o sentido de formação do produto.
HCl(g) + H2O(l) H3O
+
(aq) + Cl
-
(aq)
Para um solução de HCl 0,1 mol.L-1, qual o valor do pH?
Bases Fortes = as bases fortes em água encontram-se praticamente dissociadas. O
equilíbrio da reação está deslocado para o sentido de formação do produto.
Para um solução de NaOH 0,0001 mol.L-1, qual o valor do pH?
NaOH(s) + H2O(l) OH
-
(aq) + Na
+
(aq)
pH = - log 0,1 pH = 1
pH = - log [H+]
pOH = - log [OH-]
pOH = - log [0,0001]
pOH = 4
pH + pOH = 14
pH = 10
Outras equações importantes:
[H3O+] = 10-pH
pOH = - log [OH-]
[OH-] = 10-pOH
pH + pOH = 14 (a 25oC)
1- Calcule a concentração de H+(aq) em:
a) Uma solução na qual [OH-] é 0,010 mol/L; 
b) Uma solução na qual [OH-] é 1,8x10-9 mol/L. 
OBS.: Solução básica [OH-] > [H+] 
Solução ácida [H+] > [OH-]
Kw = [H
+] [OH-]
1,0x10-14 = [H+] [OH-]
Praticando...
2- Quais são as molaridades de H3O
+ e OH –em 0,0030 M Ba(OH)2(aq), 
em 25ºC?
Ba(OH)2(s) → Ba
2+
(aq) + 2OH
-
(aq)
Ba(OH)2 é uma base forte.
3- Qual é o pH do sangue humano, no qual a molaridade dos íons 
H3O
+ é igual a:
a) 4,0x10-8 mol/L;
b) 0,020 M HCl(aq);
c) 0,040 M KOH(aq).
Praticando...
Kw = [H
+] [OH-]
1,0x10-14 = [H+] [OH-]
4- Qual é a concentração de íon hidrônio em uma solução cujo pH é 
4,83?
Praticando...
[H3O
+]= 10-pH mol/L
Ácidos e Bases Fortes
 
       

3
a
H O A
K
HA  
       
b
BH OH
K
B
HCl(aq) H3O
+ + Cl-
Constante de ionização ácida 
é pequena
Constante de dissociação 
da base fraca é pequena
Completamente dissociados em solução aquosa, constantes de
equilíbrio são grandes
Ácidos e Bases Fracas
Dissociação parcial em água, constantes de dissociação são
pequenas
HA + H2O ⇆ H3O
+ + A- B + H2O ⇆ BH
+ + OH-
Ácido forte: quando após a dissociação, [HA] é muito
pequeno  Ka muito grande, pois a ionização é
completa.
HA H+ A-
Antes da dissociação Após a dissociação
Ácido fraco: quando após a dissociação, [HA] é
considerável  Ka é pequena, pois a dissociação é
incompleta HA
H+ A-
Antes da dissociação Após dissociação
HA
ÁCIDO FRACO  NÃO ESTÁ COMPLETAMENTE IONIZADO
Ka =
[H+][A-]
[HA]
HA (aq) H+ (aq) + A- (aq) (segundo Arrhenius)
HA (aq) + H2O(l) H3O
+(aq) + A-(aq) (segundo Bronsted e Lowry)
K’ =
[H3O
+] [A-]
[HA] [H2O]
[H2O] K’ =
[H3O
+] [A-]
[HA]
Ka =
[H3O
+] [A-]
[HA]
Constantes de Ionização para Ácidos Fracos:
Constante
de ionização 
ácida
Condição
de Equilíbrio
A IONIZAÇÃO DE ÁCIDOS FRACOS
A molaridade da água é
constante e por isso, por
convenção, omite-se na
equação
IONIZAÇÃO DE ÁCIDOS FRACOS
De maneira geral um ácido fraco, como por exemplo o
ácido hipotético HA,
abaixo:
ioniza-se conforme representado
HA(aq) + H2O(l)
Para o equilíbrio
acimavale constante
de equilíbrio, Ka:
H3O+(aq) + A-(aq)
a seguinte expressão da
Ka é a constante de ionização do ácido. O seu valor é
dependente da temperatura.
[HA]
[HO ].[A ] 
K 
3
a
Exemplo:
Numa solução aquosa de ácido acético, CH3COOH, um
ácido fraco, temos:
CH3COOH(aq) + H2O(l) H3O+(aq) + CH3COO-(aq)
Para a ionização do CH3COOH é válida a seguinte
expressão para o cálculo de Ka:
Ka(CH3COOH) = 1,75x10-5 (a 25oC)
[CH COOH]
[H O ].[CH COO ]K a
3
3 3
 
 Quanto menor o valor de Ka, mais fraco é o ácido.
 pKa = - log Ka
 No caso de ácidos polipróticos, ou seja, para aqueles
ácidos que apresentam mais de um hidrogênio
ionizável, a ionização ocorre em etapas e para cada
etapa há uma constante de equilíbrio.
Exemplo: ionização do ácido fosfórico, a 25oC.
H3PO4(aq)
H2PO4-(aq)
HPO42-(aq)
H+(aq) + H2PO4-(aq)
+ HPO42-(aq)
Ka = 7,5x10-31
H+(aq) Ka = 6,2x10-82
H+(aq) + PO43-(aq) Ka3 = 1,0x10-12
Força do Ácido AumentapKa aumenta
Fonte: KOTZ & TREICHEL, 2005 : p. 101.
Ka e respectivo pKa de alguns ácidos a 25oC.
Fonte: Adaptado de ATKINS, 2006 : p. 471.
EXERCÍCIO: Em cada par a seguir, selecione o ácido mais forte.
a)Ácido pirúvico (pKa = 2,49) ou ácido lático (pKa = 3,08);
b)Ácido cítrico (pKa = 3,08) ou ácido fosfórico (pKa = 2,10);
c)Ácido benzóico (Ka= 6,5x10-5) ou ácido lático (Ka = 8,4x10-4);
d)Ácido carbônico (Ka=4,3x10-7) ou ácido bórico (Ka=7,3x10-10).
IONIZAÇÃO DE BASES FRACAS
De maneira geral uma base fraca, como por exemplo a
base hipotética BOH,
abaixo:
BOH(aq)
ioniza-se conforme representado
B+(aq) + OH-(aq)
Para o equilíbrio acima vale
constante de equilíbrio, Kb:
a seguinte expressão da
Kb é a constante de ionização da base. O seu valor
édependente da temperatura. Quanto menor o
valor de Kb, mais fraca é a base. (pKb = - log Kb)
[B ].[OH ]K 
[BOH]b
Exemplo:
Numa
temos:
solução aquosa de amônia, NH3, uma base fraca,
NH3(aq) + H2O(l) NH4+(aq) + OH-(aq)
é válida a seguintePara a ionização da amônia
expressão para o cálculo de Kb:
[NH3]
[NH ].[OH ]4K b
 
Kb(NH3) = 1,75x10-5 (a 25oC)
Kb e respectivo pKb de algumas bases a 25oC.
Fonte: Adaptado de ATKINS, 2006 : p. 472.
 
       

4
3
b
NH OH
K
NH
B) NH3 + H2O ⇆ NH4
+ + OH-
 
       

3 2
2
a
H O NO
K
HNO
A) HNO2 + H2O ⇆ H3O
+ + NO2
-
Ka é a constante de acidez
Exemplos
Kb é a constante de basicidade
Relação entre Constantes de Dissociação 
para Pares Conjugados Ácido/Base
 
       

4
3
b
NH OH
K
NH
  

  

  
3 3
4
a
NH H O
K
NH
 
  
  
 

                    
3 3 4
3
34
NH H O NH OH
x H O x OH K
NHNH
NH3 + H2O ⇆ NH4
+ + OH-
NH4
+ + H2O ⇆ NH3 + H3O
+
Ka x Kb=
Ka x Kb.............................=.................................Kw
Exercício 
Qual o valor de Kb para o equilíbrio:
Ka NH4
+ = 5,7 x 10-10
NH3 + H2O ⇆ NH4
+ + OH-
Ka x Kb= Kw  Kb= Kw / Ka
Kb= (1,00 x 10
-14 / 5,7 x 10-10)
Kb= 1,75x 10
-5
Exercício 
Qual o valor de Kb para o equilíbrio:
CN- + H2O ⇆ HCN + OH
-
Ka HCN = 6,2 x 10
-10
Ka x Kb= Kw  Kb= Kw / Ka
Kb= (1,00 x 10
-14 / 6,2 x 10-10)
Kb= 1,61 x 10
-5
7,1x10-4
(a) HF H+ + F-
(b) HF + H2O H3O
+ + F-
Fluorídrico
4,9x10-10
(a) HCN H+ + CN-
(b) HCN + H2O H3O
+ + CN-
Cianídrico
(a) HClO2 H
+ + ClO2
-
(b) HClO2 + H2O H3O
+ + ClO2
-
Cloroso
1,8x10-5
(a) H3C-CO2H H
+ + H3C-CO2
-
(b) H3C-CO2H + H2O H3O
+ + H3C-CO2
-
Acético
1,1x10-2
KaReação de Dissociação
(a) Arrhenius (b) Bronsted e Lowry
Ácido
Tabela: Constantes de dissociação de alguns ácidos fracos (25oC)
 Quanto MAIOR o valor de Ka (K´), MAIS FORTE é o ácido;
 Ou seja, MAIOR A CONCENTRAÇÃO DE ÍONS H+ no equilíbrio;
Ka só é calculado para ácidos fracos
Qual ácido é o mais forte dentre os abaixo?
Percentagem de desprotonação
 Percentagem de moléculas HA que estão desprotonadas
em solução.
Percentagem de 
Desprotonação =
molaridade de A-
molaridade inicial de HA 
x100%
Percentagem de 
desprotonação =
[H3O
+]
[HA]inicial
x100%
Qual é a concentração de cada espécie (no equilíbrio), em uma
solução de ácido acético (CH3COOH) 0,50 mol.L
-1? (Ka = 1,8 x 10
-5)
CH3COOH (aq) H
+ (aq) + CH3COO
- (aq)
Início (molL-1):
Variação (molL-1):
Equilíbrio (molL-1):
0,50 0,00
-x +x
0,50 - x
0,00
+x
x x
Cálculos para Ácidos Fracos:
Ka =
[H+][CH3COO
-]
[CH3COOH]
1,8x10-5 =
(x)(x)
0,50 - x
x 2 + (1,8x10-5)x – 9,0x10-6 = 0
x = 3,0 x 10-3
2a
4acb±b
=x
2
--
Método 1:
Equação de Bhaskara
a b c
CH3COOH (aq) H
+ (aq) + CH3COO
- (aq)
Início (molL-1):
Variação (molL-1):
Equilíbrio (molL-1):
0,50 0,00
-x +x
0,50 - x
0,00
+x
x x
x = 3,0 x 10-3
Portanto, concentrações no equilíbrio:
[H+] = x = 3,0 x 10-3 mol.L-1
[CH3COOH] = 0,50 – x = 0,50 – 3,0x10
-3 = 0,497 ~ 0,50 mol.L-1 
[CH3COO 
-] = x = 3,0 x 10-3 mol.L-1
Início (mol.L-1):
Variação (mol.L-1):
Equilíbrio (mol.L-1):
0,50 0,00
-x +x
0,50 - x
0,00
+x
x x
HF(aq) H+(aq) + F-(aq)
[HF]inicial = 0,50 M
Ka = 7,1 x 10-4 a 25ºC
7,1 x 10-4 =
(x)(x)
0,50 - x
Ka =
[H+][F-]
[HF]
Como HF é ácido fraco, possui baixa ionização.
Supõe-se então que: x é pequeno se comparado a 0,50 M.
APROXIMAÇÃO: 0,50 – x ~ 0,50
A aproximação é válida apenas se x ≤ 5% da [HF]inicial
Método 2:
x 2 = (7,1 x 10-4) x (0,50)
x 2 = 3,55 x 10-4
x = 0,019
Verificação se x ≤ 5% de [HF]inicial:
0,019 x 100% = 3,8%
0,50 Portanto, menor que 5%
APROXIMAÇÃO CONSIDERÁVEL!
Portanto, tem-se que as concentrações das espécies no equilíbrio 
são:
[HF] = 0,50 M
[H+] = 0,019 M
[F-] = 0,019 M
7,1 x 10-4 =
(x)(x)
0,50 - x
HF(aq) H+(aq) + F-(aq)
EXERCÍCIO 5:
Calcule a concentração de todas as espécies no equilíbrio;
o pH e a percentagem de desprotonação, a partir do soluto,
presentes em uma solução 0,10 mol.L-1 de ácido
hipocloroso (HOCl).
Ka = 3,2 x 10
-8
HOCl (aq) H+ (aq) + OCl- (aq)
EXERCÍCIO 6:
O pH de uma solução 0,010 M do anti-séptico ácido
mandélico, em água, é 2,95. Qual é a constante de acidez
Ka do ácido mandélico?
1- Calcule a concentração do íon hidrônio a partir do pH:
2- Anote as relações entre as concentrações de equílibrio:
3- Escreva a expressão de Ka:
[H3O
+]= 10-pH mol/L
[H3O
+]= [A-]
[HA]final= [HA]inicial – [H3O
+]
Ka =
[H3O
+][A-]
[HA]
= [H3O
+]2
[HA]inicial – [H3O
+]
pH e pOH
A concentração hidrogeniônica ou potencial hidrogeniônico (pH)
em uma solução pode variar de 10 molL-1 até 1x10-14 molL-1.
A escala de pH foi feita para expressar este grande intervalo de
acidez.
pOH = -log [OH-]
pH + pOH = 14
pH ou pOH: símbolo da grandeza que mede a concentração de H+
ou HO- na solução;
Essa grandeza indica a acidez, neutralidade ou alcalinidade de
uma solução aquosa;
pH = -log [H+] pH = -log [H3O
+]ou
0,1 molL-1 HCl
Suco gástrico
Refrigerante
Suco de limão
Vinagre
Suco de laranja
Cerveja
Água de abastecimento
Água pura
0,1 molL-1 NaHCO3
Amoníaco doméstico
0,1 molL-1 NaOH
0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14
Solução
pH
Ácido Base
Tab. IV: Valores de pH de algumas substâncias comuns
A DISSOCIAÇÃO DE BASES FRACAS
• A dissociação de uma base fraca é semelhante à de um ácido fraco.
Constantes de Dissociação para Bases Fracas:
Constante
de dissociação
Condição
de Equilíbrio
Kb =
[NH4
+][OH-]
[NH3]
Relembrando uma base de Bronsted-Lowry é um receptor
de prótons.
NH3 + H2O NH4
+ + OH-
Base Reação de dissociação (Bronsted-Lowry) Kb
Amônia NH3 + H2O NH4
+ + OH- 1,8 x 10-5
Hidroxilamina NH2OH + H2O NH3OH
+ + OH- 9,1 x 10-9
Metilamina CH3NH2 + H2O CH3NH3
+ + OH- 4,4 x 10-4
Fosfina PH3 + H2O PH4
+ + OH- 1,0 x 10-14
Tabela : Constantes de dissociação de algumas bases fracas (25oC)
• A visão de Bronsted-Lowry é normalmente mais conveniente
para descrever bases fracas.
pKb= - log Kb Ka x Kb = Kw pKa x pKb= pKw
 Quanto maior for o valor de pKb ou pKa, mais fraca é a base 
e o ácido. 
pKa= - logKa 
Cálculos para Bases Fracas:
Calcule a concentração de cada espécie de soluto presente em uma
solução de NH3 0,40 mol.L
-1. Qual é a porcentagem de dissociação
nesta solução?
Kb = 1,8 x 10
-5 a 25oC
O equilíbrio de dissociação é:
NH3 (aq) + H2O (aq) NH4
+ (aq) + OH- (aq)
Início (mol.L-1):
Variação (mol.L-1):
Equilíbrio (mol.L-1): 
0,40 0
-x +x
0,40 - x
0
+x
x x
---
---
---
Kb =
[NH4
+][OH-]
[NH3]
1,8 x 10-5 = (x).(x)
(0,40 – x)
x2 = 7,2 x 10-6
x = 2,7 x 10-3
[NH4
+] = x = 2,7x10-3 mol.L-1
[OH-] = x = 2,7x10-3 mol.L-1
[NH3] = 0,40 - 2,7x10
-3 = 0,3973 mol.L-1 ~ 0,40 M
1,8 x 10-5 = (x).(x)
(0,40 – x)
Verificação se x ≤ 5% de [NH3]inicial:
2,7 x 10-3 x 100% = 0,68%
0,40
Portanto, menor que 5%
APROXIMAÇÃO CONSIDERÁVEL!
EXERCÍCIO 7:
Calcule a concentração de todas as espécies de
soluto presentes em uma solução 1,25 mol.L-1 de
fosfina (PH3).
Kb = 1,0 x 10
-14
PH3 + H2O PH4
+ + OH-
Resposta:
[PH4
+] = [OH-] = 1,12 x 10-7 M
[PH3] = 1,2499 M ~ 1,25 M
EXERCÍCIO 8:
Considere o hipoclorito de sódio (NaOCl), o componente
principal do alvejante doméstico. O íon hipoclorito (OCl-) tem
Kb = 3,6 x 10
-7.
É preparada uma solução dissolvendo-se 12,0 g de NaOCl (MM =
74,45 g/mol) em água suficiente para produzir 835 mL de
solução. Calcule a concentração de todas as espécies presentes na
solução. OCl-(aq) + H2O HOCl (aq) + OH
-
(aq)
Resposta:
[HOCl] = [OH-] = 2,64 x 10-4 M
[OCl-] = 0,1927 M ~ 0,193 M
EXERCÍCIO 9:
O pH da água da chuva recolhida em certa região do nordeste dos
EUA em dado dia era 4,82. Calcule a concentração do íon H+ na água
da chuva.
EXERCÍCIO 10:
Em uma solução de NaOH , [OH-] é 2,9 x 10-4 M. Calcule pH da
solução.
EXERCÍCIO 11:
Calcule o pH de uma solução 0,036 M de ácido nitroso (HNO2)
(ácido fraco, ka = 4,5 x 10-4)
Resposta: [H+] = 1,5 x 10-5 M
Resposta: 10,46
Resposta: 2,42
pH + pOH = 14
SAIS
Sal é todo composto que se dissocia em água formando um cátion diferente de H+ e
um ânion diferente de OH- , sendo o cátion proveniente de uma base e ânion
proveniente de um ácido
HCl + NaOH NaCl + H2O
Neutralização
Salificação
Ácido + Base Sal + Água
Exemplos de Reações de Neutralização
HIDRÓLISE DE SAIS
Quando sais são dissolvidos em água, nem sempre a
solução resultante será neutra.
Classe do sal Exemplo
1. Sais derivados de ácidos fortes e bases fortes Cloreto de sódio
2. Sais derivados de ácidos fracos e bases fortes Acetato de sódio
3. Sais derivados de ácidos fortes e bases fracas Cloreto de amônio
4. Sais derivados de ácidos fracos e bases fracas Acetato de alumínio
HIDRÓLISE DE SAIS
Classe 1 – Sais derivados de ácidos fortes e bases fortes
Quando dissolvidos em água, apresentam reação
neutra, pois ambos são ácidos e bases conjugadas de
ácidos e bases fortes.
Equilíbrio da água não é perturbado
2H2O ⇆ H3O
+ + OH-
3
       H O OH
Solução neutra
Hidrólise de sais
Classe 2. Sais derivados de ácidos fracos e bases fortes
Solução de acetato de sódio (NaOAc):
NaOAc ↔ Na+ + OAc-
OAc- + H2O ↔ HOAc + OH
-
Reação global: NaOAc + H2O ↔ HOAc + Na
+ + OH-
 Ânion de ácido fraco reage com a água formando um ácido fraco 
não dissociado.
 A solução resultante é básica.
 Em geral sais de ácidos fracos e bases fortes produzem soluções 
básicas, com o grau de basicidade de pendendo do Ka do ácido fraco 
associado.
 Quanto menor Ka do ácido fraco, maior o grau de basicidade da 
solução aquosa.
Classe 3. Sais derivados de ácidos fortes e bases fracas
Solução aquosa de cloreto de amônio (NH4Cl):
NH4Cl ↔ NH4
+ + Cl-
NH4
+ + 2H2O ↔ NH4OH + H3O
+
Reação global: NH4Cl + 2H2O ↔ NH4OH + Cl
- + H3O
+
 Cátion de base fraca reage com a água formando uma base 
fraca não dissociada.
 A solução resultante é ácida.
 Em geral sais de bases fracas e ácidos fortes produzem 
soluções ácidas.
 Quanto menor Kb , maior o grau de acidez da solução aquosa.
Hidrólise de sais
Hidrólise de sais
Classe 4. Sais derivados de ácidos fracos e bases fracas
Solução aquosa de acetato de amônio (NH4AOc):
NH4OAc ↔ NH4
+ + OAc-
NH4
+ + 2H2O ↔ NH4OH + H3O
+
OAc- + H2O ↔ HOAc + OH
-
Um sal deste tipo, produto da reação entre um ácido fraco
e uma base fraca, pode gerar tanto soluções ácidas quanto
básicas dependendo dos valores relativos de Ka e Kb.
Se Ka > Kb, a solução será ácida
Se Ka < Kb, a solução será básica
Se Ka = Kb, a solução será neutra