ÁCIDOS E BASES

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ÁCIDOS E BASES
ÁCIDOS E BASES
ÁCIDOS E BASES
ÁCIDOS E BASES
Definições segundo Arrhenius
Definições segundo Arrhenius
• Geralmente óxidos de não metais formam soluções ácidas:
CO2 + H2O H2CO3
H2CO3 + H2O H+ + HCO3-
• Geralmente óxidos metálicos formam soluções básicas:
Na2O + H2O  2Na+ + 2OH-
Definições segundo Bronsted-Lowry
Reações ácido-base envolvem transferências de protons, H+.
Íon H+ em água:
- Estruturas complexas:
O íon H+ não é capaz de existir
separadamente em água.
Combina-se com a água
formando o íon hidrônio, H3O+
ou outros aglomerados como
H5O2+ e H9O4+.
Definições segundo Bronsted-Lowry
Definições segundo Bronsted-Lowry
Definições segundo Bronsted-Lowry
Definições segundo Bronsted-Lowry
Definições segundo Bronsted-Lowry
Ampliação do conceito ácido-base:
Definições segundo Bronsted-Lowry
Comparação entre as definições:
NH3(aq) + H2O(l) NH4+(aq) + OH-(aq)
NH3(aq): base de Arrhenius e de Bronsted
H2O(l): ácido de Bronsted
Definições segundo Bronsted-Lowry
HCl é um ácido mais forte que H3O+ e Cl- é uma base mais fraca que a 
água.
Ácido e base conjugados
Definições segundo Bronsted-Lowry
Bronsted-Lowry: auto-ionização da água
A água pode agir como ácido ou como base de Bronsted, dependendo das circunstâncias.
Uma molécula de água pode doar próton para outra molécula de água.
AUTO-IONIZAÇÃO DA ÁGUA
Keq = [H3O+] [OH-]
Constante de
ionização da
água (Kw)
Escala de pH
Em soluções diluídas, a concentração de H+ é geralmente muito baixa, por isso é
comum ser expressa como cologaritmo de H+
Kw = [H3O+] [OH-]
-logKw = -log[H+] + (-log [OH-])
-log (1,0 x 10-14)= pH + pOH
14 = pH + pOH
Ácidos e bases fortes
Em solução aquosa existem basicamente como íons e o pH depende da concentração
de íons H+ ou OH- em solução.
HCl (aq) → H+ + Cl-
Ácido forte monoprótico
Exemplo: Qual o pH de uma solução de HCl, 0,040 mol/L?
[H+] = [Cl-] = 0,040 mol/L
pH = -log [0,040] = 1,40
Ácidos e bases fortes
Em solução aquosa existem basicamente como íons e o pH depende da concentração
de íons H+ ou OH- em solução.
NaOH (aq) → Na+ + OH-
Base forte 
Exemplo: Qual o pH de uma solução de NaOH, 0,028 mol/L?
[Na+] = [OH-] = 0,028 mol/L
pOH = -log [0,028] = 1,55 pH + pOH = 14 → pH = 12,45
Exemplo: Qual o pH de uma solução de Ca(OH)2, 0,0011 mol/L?
Ca(OH)2 (aq) → Ca+2 + 2OH-
[OH-] = 2 x [Ca(OH)2] = 2 x 0,0011 mol/L
pOH = -log [0,0022] = 2,66 pH + pOH = 14 → pH = 11,34
Ácidos e bases fortes
Ácido e bases fracos
Ácidos fracos: estão parcialmente dissociados em água
Constante de 
dissociação 
ácidaFluorídrico
Nitroso
Benzoico
Acético
Hipocloroso
Cianídrico
Fenol
Ácido Reação de Equilíbrio Ka
> Ka mais forte 
o ácido
Ácido e bases fracos
Ácido fracos: cálculo das concentrações 
Ácidos fracos: cálculo de Ka
Ácido fracos: cálculo de Ka
Ácidos polipróticos
Ácidos com mais de um H ionizável. A ionização ocorrem em etapas sucessivas:
K2 sempre será menor do que
K1: mais fácil remover o primeiro
proton do que o segundo. Assim
sucessivamente
Ácidos polipróticos fortes:
Caso os valores das constantes difiram de valores iguais ou maiores a 103, pode-se 
considerar apenas K1
Bases fracas
Base fraca: parcialmente dissolvidos em água
Exemplo:
Constante de 
dissociação de base
Relação entre Ka e Kb
O produto da constante de dissociação para um ácido (Ka) e a constante de dissociação
básica (Kb) para a respectiva base conjugada é a constante do produto iônico da água
(Kw)
Ka x Kb = Kw
A medida que a força do ácido aumenta, a força da sua base conjugada deve diminuir,
de forma que o produto das constantes seja igual 1,0 x 10-14 a 25ºC.
- log(Ka x Kb) = - logKw pKa + pKb = pKw = 14
Comportamento ácido-base e estrutura química
 Fatores que afetam a força ácida: HIDRÁCIDOS
1. Polarização da ligação H-X: sendo X o elemento mais eletronegativo
2. Força da ligação H-X: ligações muito fortes são menos facilmente
dissociadas do que as mais fracas.
- Em hidretos iônicos, como NaH, o átomo de H possui uma
carga negativa e atua como aceptor de próton;
- Ligações apolares H-X, como H-C, em CH4, não produzem
soluções aquosas ácidas nem básicas.
- H-F > polarização → ácido mais forte?
- A energia necessária para a quebra da ligação H-
F é maior do que dos outros ácidos de
halogênios
- H-F é o ácido mais fraco dentre os halogênios
FO
RÇ
A 
DO
S 
ÁC
ID
O
S
pKa
Comportamento ácido-base e estrutura química
 Fatores que afetam a força ácida
3. Estabilidade da base conjugada X-:
1. Força d
- Maior estabilidade da base conjugada, mais forte é o ácido.
FO
RÇ
A 
DO
S 
ÁC
ID
O
S
ESTABILIDADE DA BASE CO
N
J
Comportamento ácido-base e estrutura química
 Fatores que afetam a força ácida
Comportamento ácido-base e estrutura química
 Fatores que afetam a força ácida: OXIÁCIDOS
Grupamentos OH ou mais oxigênios ligados ao átomo central
- Y é um metal (Na, Mg ou K):
Ligações iônicas entre metais e OH, consequentemente, OH- é liberado -
bases;
- Y é um não-metal:
Ligações covalentes e o composto não perde OH com facilidade. Tais
compostos são ácidos ou neutros.
Condições:
1. Oxiácidos com mesmos OH e O: > força ácida >
eletronegatividade do átomo central
2. Oxiácidos com mesmo átomo central
Y: > força ácida > número de átomos de
oxigênio ligados a Y aumenta.
Comportamento ácido-base e estrutura química
Definições segundo Lewis
“Para que um composto possa ser um bom receptor de próton (base de
Bronsted), deve ter um par de elétrons livres para que o próton se ligue.”
(Lewis)
Definições segundo Lewis: extensão da definição ácido-base
 OH se comporta como base doando um par de elétrons ao próton (H+) a fim
de formar uma ligação.
 H+ se comporta como ácido de Lewis ao aceitar o par de elétrons.
Ex: H+ + [ O – H ]- 
ÁCIDO 
DE LEWIS 
BASE DE 
LEWIS 
Definições segundo Lewis
Definições segundo Lewis: hidrólise de íons metálicos
Íons metálicos em água: soluções ácidas
KaFe+3 = 2 x 10-3
KaCu+2 = 1 x 10-8
Aumento da
acidez do íon
metálico:
> carga e < raio
Maior polarização
da ligação OH
3+ 2+
Definições segundo Lewis: hidrólise de íons metálicos
Íons metálicos em água: soluções ácidas