Ácidos e bases

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Ácidos e bases
Ácido: Substância que libera íons íons H+ em solução 
aquosa.
Base: Substância que libera íons OH- em solução aquosa.
Ácidos e bases 
Neutralização
Definição de Arrhenius (1884)
H (aq) + OH (aq) H2O + -
Falhas da teoria de Arrhenius 
• Limitada à soluções aquosas.
• Ignora muitas substâncias e outras espécies dissolvidas
além dos íons OH- que podem se combinar com íons H+ e
muitas outras além dos íons H+ que podem se combinar com
íons OH-.
• Não leva em consideração substâncias que não contêm
hidrogênio ou hidróxido, mas que aumentam a concentração
de H+ ou OH- quando adicionados a água.
Definição de Bronsted-Lowry 
Ácido é uma espécie que tende a doar um próton.
Base é uma espécie que tende a receber um próton.
Um ácido forte está completamente desprotonado em solução
HCl(aq) + H2O(l) H3O+(aq) + Cl-
Um ácido fraco está parcialmente desprotonado em solução
HCN(aq) + H2O(l) H3O+(aq) + CN-(aq)
Uma base forte está completamente protonada em solução
O2-(aq) + H2O(l) 2OH-(aq)
Uma base fraca está parcialmente protonado em solução
NH3(aq) + H2O(l) NH4+ + OH-(aq)
Ácidos e bases conjugados
HA + B: B:H+ + A-
HCl + H2O H3O+ + Cl-
NH3 + H2O NH4+ + OH-
Ácido 
Base Ácido 
conjugado 
Base 
conjugada 
Ácido 
Base Ácido 
conjugado 
Base 
conjugada 
Base 
conjugada 
Ácido 
conjugado 
Base Ácido 
Forças relativas de pares ácido-base conjugados
óxidos
Na2O + H2O 2NaOH
CaO + H2O Ca(OH)2
Óxidos básicos
SO3(g) + H2O H2SO4 
N2O5(g) + H2O 2HNO3
CO2(g) + H2O H2CO3
Óxidos ácidos
Óxidos anfóteros
O conceito de pH
Soren Sorensen (1868 -1939) - Químico dinamarquês
pKw = pH + pOH = 14 (a 25 oC)
pH = – log [H3O+]
Aplicando à constante de ionização da água
Soluções ácida, básica e neutra
pH < 7 Solução ácida
pH = 7 Solução neutra
pH > 7 Solução básica
pH de algumas soluções
Exercício
1) Calcule o pH de uma solução 0,02 M de 
NaOH.
Ácidos fracos
Exercício
• 2) Sabendo-se que o ka do ácido acético é 1,8 X 10-5 . 
Calcule o seu pKa.
Cálculos no equilíbrio
pH de Soluções de ácidos fracos
HA H3O+ A-
Molaridade 
inicial
[HA]i 0 0
Ionização 
parcial
-x x x
Equilíbrio [HA]i - x +x +x
HA (aq) + H2O(l) H3O+ (aq) + A- (aq)
Ka = 
[H3O+][A-]
[HA]
Ka = 
x . x
[HA]i - x
Percentagem de desprotonação = x / [HA]i
Exercício
3) Calcule o pH e a percentagem de desprotonação de 
ácido fórmico 0,50 M. Ka = 1,8 X 10-4.
Bases fracas
Relação entre ka e kb
pKa + pKb = pKw
-log ka – log kb = -logkw
Relação entre ka e kb
Exercício
• 2) Sabendo-se que o kb da amônia é 1,8 X 10-5. Calcule o 
pKa de seu ácido conjugado.
pH de soluções de bases fracas
BOH BH+ OH-
Molaridade 
inicial
[B]i 0 0
Ionização 
parcial
-x x x
Equilíbrio [BOH]i - x +x +x
B(aq) + H2O(l) BH+ (aq) + OH- (aq)
Kb = 
[BH+][OH-]
[B]
Kb = 
x . x
[B]i - x
Percentagem de base protonada = x / [B]i
Cálculos no equilíbrio
Exercício
4) Calcule o pH e a percentagem de base protonada em uma
solução aquosa 0,2 M de metilamina. Kb = 3,6 X 10 -4.
Ácidos polipróticos
Ácido carbônico
Ácidos polipróticos
Ácido fosfórico
Indicadores de pH
Indicadores
Indicadores
Azul de timol
Indicadores
Definição de Lewis
Ácido é uma espécie capaz de receber um par de elétrons.
Exemplos de ácidos de Lewis
Cátions: H+, Ag+, Cu+, Mg2+, Fe2+, Hg2+, Pb2+, NO2+
neutros: BF3, SiCl4, SiO2, moléculas orgânicas com ligações C=O
Exemplos de bases de Lewis
Ânions: OH-, Cl-, SO4-
neutros: H2O, NH3, álcoois, moléculas orgânicas com ligações C=C
Base é uma espécie capaz de doar um par de elétrons. 
Ácidos e bases de Lewis
Ag+ + :N
H
H
H2 Ag N
H
H
HN
H
H
H +
ácido
base
Ácido
Base
+N:
H
H
H
..
..
..
:
:
::
:
N 
H
H
H
B
F
F
F
..:
:
..
..
:
:..:
..B
F
F
F
base ácidoBase Ácido
+-[H O ]:.... C
O
O
O C
H O
O
-
base
ácido
Base
Ácido