7. ácidos e bases
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7. ácidos e bases


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Prof.º Alanjone Azevêdo e Prof.ª Olívia Bastos 
 
UNIVERSIDADE ESTADUAL DE FEIRA DE SANTANA 
DEPARTAMENTO DE CIÊNCIAS EXATAS 
LABORATÓRIO DE CIÊNCIAS EXATAS 
 
 
Reações ácido-base 
 
Objetivos: 
a. Usar indicadores ácido-base para caracterizar o meio; 
b. Reconhecer que o pH é uma função da concentração de íons H3O
+
; 
c. Caracterizar soluções como ácidas ou básicas através da medida do pH; 
d. Relacionar as forças de ácidos e bases com o grau de ionização em água. 
 
 
O termo ácido data da idade antiga e vem do latim acidus que significa \u201cazedo\u201d ou 
\u201cdesagradável\u201d e foi designado para classificar substâncias que exibiam o comportamento 
sensorial (ou organoléptico) de ter sabor azedo. 
Algumas substâncias, obtidas a partir da queima de algumas plantas, quando misturadas 
a ácidos diminuíam ou neutralizavam as propriedade destes ácidos; estas substâncias foram 
chamadas de álcalis, nome que vem do árabe al qaliy e que significa \u201ccinzas de vegetais\u201d. Mais 
tarde descobriu-se que outras substâncias também diminuíam ou neutralizavam a acidez e que 
não eram obtidas das plantas. Como a maioria dos ácidos conhecidos eram voláteis e ao 
adicionar estas substâncias a volatilidade dos ácidos era \u201cdestruída\u201d, servindo como fixador, 
estas substâncias foram chamadas de base, no século XVIII, pelo químico francês Rouelle. 
Ao longo do tempo, foram introduzidas outras características a esses conceitos, porém 
não mais com base no comportamento sensorial, mas com base no comportamento químico 
das substâncias. Por exemplo, ácidos são substâncias que tornam vermelho o papel de 
tornassol azul e reagem com metais, por sua vez, bases são substâncias que reconstitui o azul 
do papel tornassol. À medida que a química se consolidava como ciência e descobriam-se 
novos fenômenos químicos, houve a necessidade cada vez maior de aperfeiçoar estes 
conceitos. 
Dentre os conceitos ácido-base mais estudados atualmente tem-se o proposto por 
Brönsted e Lowry separadamente em 1923. Segundo eles, ácido é uma espécie que doa 
prótons para uma espécie chamada de base, que recebe estes prótons. Isso significa que tem 
que haver uma reação de transferência de hidrogênio na forma próton entre duas espécies. 
Sendo então conceitos indissociáveis, ou seja, um ácido só existe na presença de uma base, e 
devem ser usados a partir de dados experimentais. 
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Por exemplo, a amônia recebe próton da água, formando íons amônio e hidróxido. Logo 
a amônia é uma base de Brönsted-Lowry frente a água que, portanto, é o ácido de Brönsted-
Lowry, conforme mostra a equação abaixo. 
 
NH3(aq) + H2O(l) NH4
+
(aq) + OH
-
(aq) 
 
 O dióxido de carbono hidratado, CO2(H2O)(aq), em água forma os íons 
hidrogenocarbonato, HCO3
-
(aq), e hidrônio, H3O
+
(aq). Escreva a equação química que 
representa esta reação e use o conceito de Brönsted-Lowry para identificar as espécies 
que atua como ácido e como base. 
 
Considerando que estas reações ocorrem em meio aquoso, a água é solvente e 
reagente. A depender da substância com a qual a água reage, a mesma pode atuar como 
ácido ou como base de Brönsted-Lowry, por isto chamada de substância anfiprótica. 
 
 A água atua como ácido ou como base frente à amônia? E frente ao dióxido de 
carbono hidratado? 
 
A água é um solvente que passa por um equilíbrio químico chamado auto-ionização, 
conforme ilustra a equação abaixo. Deste modo, em água já se tem uma concentração 
pequena e equivalente de íons hidrônio e íons hidróxido, 1,0x10
-7
 mol L
-1
. Dizemos então que o 
meio, neste caso a água, é neutro. 
 
H2O(l) + H2O(l) H3O
+
(aq) + OH
-
(aq) 
 
A constante de equilíbrio da reação de auto-ionização da água (\uf04bw) representada acima 
em soluções ideais a 20 °C é dado por: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Como a concentração de íons hidrônio em água é muito baixa, esta é dada comumente 
como o negativo do logaritmo da concentração de H3O
+
(aq), o resultado é chamado de pH. 
Dizemos então que o pH da água é 7,0. 
 
 
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No entanto, substâncias como a amônia e do dióxido de carbono ao serem colocados 
em água alteram a concentração de íons hidrônio e hidróxido que já se tem em água. 
 
 A amônia em meio aquoso aumenta ou diminui a concentração de íons hidrônio que já 
se tem em água? E dióxido de carbono em meio aquoso? 
 
Se a concentração de íons hidrônio é maior que a concentração de íons hidróxido, é dito 
que o meio aquoso é ácido, e se for ao contrário que o meio aquoso é básico. 
 
 A amônia em água deixa o meio ácido ou básico? E dióxido de carbono em meio 
aquoso? 
 Se a [H3O
+
] = 1,0x10
-6
 mol L
-1
 esta concentração é maior ou menor que 
1,0x10
-7
 mol L
-1
? Calcule o pH da solução aquosa com [H3O
+
] = 1,0x10
-6
 mol L
-1
. 
 Se a [H3O
+
] = 1,0x10
-8
 mol L
-1
 esta concentração é maior ou menor que 
1,0x10
-7
 mol L
-1
? Calcule o pH da solução aquosa com [H3O
+
] = 1,0x10
-8
 mol L
-1
. 
 No caso da solução com [H3O
+
] = 1,0x10
-6
 mol L
-1
 o meio é ácido ou básico? E no caso 
da solução com [H3O
+
] = 1,0x10
-8
 mol L
-1
? 
 Use a equação da constante de auto-ionização da água a 20 °C e calcule a [OH
-
] das 
soluções acima. 
 
 
Indicadores ácido-base 
 
É possível identificar se meio aquoso se encontra ácido, básico ou neutro através de 
substâncias que mudam de cor conforme o meio, chamadas de indicadores ácido-base. A 
fenolftaleína é um indicador que é incolor em meio aquoso ácido e róseo em meio básico. 
 
 Pesquise outros indicadores e suas cores conforme o meio. 
 
EXPERIMENTO 1 
Coloque 1,0 mL de solução de ácido clorídrico 0,1 mol L
-1
 em um tubo de ensaio e 1,0 
mL de solução de hidróxido de sódio 0,1 mol L
-1 
em outro tubo de ensaio. Em seguida, adicione 
duas gotas da solução de fenolftaleína ao primeiro tubo e duas gotas ao segundo. Repita este 
procedimento usando solução de alaranjado de metila ou azul de bromotimol ao invés da 
solução de fenolftaleína. 
 
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 Construa uma tabela e compare a cor dos indicadores usados acima em meio básico e 
ácido. 
 
Hidrolise de íons 
 
Quando um sal se mistura em água, a solução resultante pode apresentar um valor de 
pH igual ao da água antes de adicionar o sal (soluções neutra), mais baixo (solução ácida) ou 
mais alto (solução básica), dependendo dos íons formadores do sal. Se o pH da mistura é igual 
ao da água, os íons estão simplesmente hidratados e a concentração de H3O
+
 é a mesma tanto 
na solução quanto na água pura. Mas se o pH é alterado, ou ocorreu reação entre o cátion do 
sal e a molécula H2O ou entre o ânion do sal e a e a molécula H2O. Reações nas quais a água 
é um reagente são denominadas de hidrólise. No caso de sais, a hidrólise é uma reação entre 
o ânion ou o cátion e água, com formação de íons OH\uf02d ou H3O
+
, conforme exemplificado a 
seguir. 
 
HCO3
-
(aq) + H2O(l) H2CO3(aq) + OH
-
(aq) 
HSO4
-
(aq) + H2O(l) SO4
2-
(aq) + H3O
+
(aq) 
[Fe
3+
(H2O)6](aq) + H2O(l) H3O
+
(aq) + [Fe
3+
(H2O)5OH
-
](aq) 
NH4
+
(aq) + H2O(l) H3O
+
(aq) + NH3(aq) 
F
-
(aq) + H2O(l) HF(aq) + OH
-
(aq) 
 
 Com base nas equações acima, quais íons atuaram como ácido e quais atuaram como 
base de Brönsted-Lowry? 
 
EXPERIMENTO