ACIDOS E BASES

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ÁCIDOS E BASES
O conceito de Arrhenius (1886)
Ácido: Composto que contém hidrogênio e reage com a água para formar 
íons hidrogênio.
HCl (aq) + H2O (l) H3O+ (aq) + Cl- (aq)
Base: Composto que produz íons hidróxido na água.
NH3 (aq) + H2O (l) NH4 + (aq) + OH- (aq)NH3 (aq) + H2O (l) NH4 + (aq) + OH- (aq)
Obs: A definição de Arrhenius só é válida para um solvente particular, a 
água.
ÁCIDOS E BASES
Ácidos e Bases de Brønsted (1923)
� Johannes Brønsted e Thomas Lowry, independentemente propuseram 
que o aspecto essencial de uma reação ácido-base é a transferência de 
um próton de uma espécie para outra.
• Ácido: É um doador de prótons (H+);
• Base: É um receptor de protóns.• Base: É um receptor de protóns.
No contexto das definições de Brønsted-Lowry, um próton é um íon 
Hidrogênio, H+.
�As definições também é válida para solventes não-aquosos, e também, 
em nenhum solvente, por isso ela é a mais aceita atualmente.
HF (g) + H2O (l) → H3O+ (aq) + F- (aq)
ácido base íon hidrônio
H2O (l) + NH3 (aq) → NH4 + (aq) + OH- (aq)
ácido base íon hidróxido
�A água é uma substância anfiprótica, uma substância que pode atuar como um 
ácido de Brønsted quanto com uma base de Brønsted.
� Em água, o H+(aq) forma aglomerados.]
� O aglomerado mais simples é o H3O+(aq). Aglomerados maiores são H5O2+ 
e H9O4 +
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� Geralmente usamos H+(aq) e H3O+(aq) de maneira intercambiável.
1) Equilíbrio de transferência de próton em água
� A transferência de próton entre ácidos e bases é rápida em ambas as 
direções; assim o equilíbrio dinâmico fornece uma descrição mais completa do
comportamento do ácido HF e da base NH3 em água do que somente a reação
direta.
HF (aq) + H2O (l) H3O+ (aq) + F- (aq)
H2O (l) + NH3 (aq) NH4 + (aq) + OH- (aq)
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a) Ácidos e bases conjugadas
� Para o equilíbrio de Brønsted geral:
Ácido1 + Base2 Ácido2 + Base1
� A espécie Base1 é chamada de base conjugada do Ácido1, e Ácido2 é o ácido
conjugado da Base2.
� A base conjugada de um ácido é a espécie gerada após a perda de um próton.
� O ácido conjugado de uma base é a espécie formada quando um próton é
ganho.
HF (aq) + H2O (l) H3O+ (aq) + F- (aq) 
�Não há distinção fundamental entre um ácido e um ácido conjugado, ou entre
uma base e uma base conjugada: um ácido conjugado é um outro ácido e uma
base conjugada é uma outra base.
ácido base Ácido conjugado Base conjugada
� A força de um ácido de Brønsted, tal como HF, em solução aquosa é 
expressa pela sua constante de atividade (ou constante de ionização 
ácida), Ka.
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HF ( aq) + H2O ( l) H3O+ ( aq) + F- ( aq)
� Nesta definição, [X] simboliza o valor numérico da concentração molar 
das espécies X.
� Um valor de Ka << 1 implica que a retenção de próton pelo ácido é 
favorecida.
� Para o fluoreto de hidrogênio, Ka = 3,5 x 10-4, indicando que, sob 
condições normais, somente uma fração muito pequena de moléculas de 
HF estão desprotonadas em água.
� O equilíbrio de transferência de próton característico de uma base, tal 
como NH3, em água, pode também ser expresso em termos de uma 
constante de equilíbrio, a constante de basicidade, Kb.
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H2O (l) + NH3 (aq) NH4 + (aq) + OH- (aq)
� Se Kb << 1, a base é um receptor de próton fraco e seu ácido 
conjugado está presente em baixa concentração em solução.
� Para a amônia, Kb = 1,8 x 10-5, indicando que, sob condições normais, 
somente uma fração muito pequena de moléculas de NH3 estão 
protonadas em água
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Força relativa de ácidos e bases de Brønsted
Ácidos e bases fortes e fracos
� Uma substância é classificada como ácido forte se o equilíbrio de 
transferência de próton encontra-se fortemente a favor da doação para a água.
� Então, uma substância com pKa < 0 (correspondendo a Ka > 1 e normalmente 
Ka >> 1) é um ácido forte.
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� Uma substância com pKa > 0 (correspondendo a Ka < 1) é classificada como
ácido fraco; para tais espécies, o equilíbrio de transferência de próton encontra-
se a favor do ácido não-ionizado.
� Uma base forte é uma espécie que está totalmente protonada em água.
� Uma base fraca está apenas parcialmente protonada em água.
� A base conjugada de qualquer ácido forte é uma base fraca, pois é
termodinamicamente desfavorável para tal base aceitar um próton.
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Ácidos polipróticos
Um ácido poliprótico é uma substância que pode doar mais do que um próton.
Os prótons são removidos em etapas, não todos de uma só vez :
H2S (aq) + H2O (l) HS- (aq) + H3O+ (aq)
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HS- (aq) + H2O (l) S2- (aq) + H3O+ (aq)
� Temos: Ka1 = 9,1 x 10-8 (pka1 = 7,04) e Ka2 ≅ 10-19 (pka2 = 19).
� É sempre mais fácil remover o primeiro próton em um ácido poliprótico do 
que o segundo.
� Consequentemente, Ka1 > Ka2 > Ka3 etc
Ácidos e Bases de Lewis (G. N. Lewis)
� O ácido de Brønsted-Lowry é um doador de prótons.
� Focando nos elétrons: um ácido de Brønsted-Lowry pode ser considerado um
receptor de par de elétrons.
� Ácido de Lewis: RECEPTOR de par de elétrons.
ÁCIDOS E BASES
� Ácido de Lewis: RECEPTOR de par de elétrons.
� Base de Lewis: DOADOR de par de elétrons.
� Observe: os ácidos e as bases de Lewis não precisam conter prótons.
� Consequentemente, a definição de Lewis é a definição mais geral de ácidos e
bases.
� Os ácidos de Lewis geralmente têm um octeto incompleto (por exemplo, BF3).
� Os íons de metal de transição geralmente são ácidos de Lewis.
� Os ácidos de Lewis devem ter um orbital vazio (para o qual os pares de 
elétrons possam ser doados).
� Os compostos com ligações π podem agir como ácido de Lewis:
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H2O(l) + CO2(g) H2CO3(aq)
Hidrólise de íons metálicos
• Os íons metálicos são carregados positivamente e atraem moléculas de água
(através dos pares livres no O).
• Quanto maior a carga, menor é o íon metálico e mais forte a interação M-OH2.
• Os íons metálicos hidratados agem como ácidos:
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Fe(H O) 3+(aq) Fe(H O) (OH) +(aq) + H+(aq), Ka = 2 x 10-3
• O pH aumenta à medida que o tamanho do íon aumenta (por exemplo, Ca2+
versus Zn2+) e à medida que a carga aumenta (Na+ versus Ca2+ e Zn2+ versus
Al3+).
Fe(H2O)63+(aq) Fe(H2O)5(OH)2+(aq) + H+(aq), Ka = 2 x 10-3
A ESTRUTURA MOLECULAR E A FORÇA DOS ÁCIDOS
Fatores que afetam a força ácida
� Considere H-X: Para que esta substância seja um ácido, precisamos que:
� a ligação H-X seja polar com Hδ+ e Xδ- (se X é um metal, então a 
polaridade de ligação é Hδ-, Xδ+ e a substância é uma base),
� a ligação H-X seja fraca o suficiente para ser quebrada,
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� a ligação H-X seja fraca o suficiente para ser quebrada,
� a base conjugada, X-, seja estável.
Ácidos binários
� A força do ácido aumenta ao longo de um período da esquerda para a 
direita, e de cima para baixo em um grupo.
� De modo inverso, a força da base diminui ao longo de um período da esquerda 
para direita, e de cima para baixo em um grupo.
� O HF é um ácido fraco porque a energia de ligação é alta.
� A diferença de eletronegatividade entre o C e o H é tão pequena que a
ligação C-H é apolar e o CH4 não é nem ácido nem base.
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ÁCIDOS E BASES
Oxiácidos
• Oxiácidos contêm ligações O-H.
• Todos os oxiácidos têm a estrutura geral Y-O-H.
• A força do ácido depende de Y e dos átomos ligados a Y.
– Se Y for um metal (baixa eletronegatividade), as substâncias são bases.
– Se Y tem eletronegatividade intermediária (por exemplo, I, EN = 2,5), os– Se Y tem eletronegatividade intermediária (por exemplo, I, EN = 2,5), os
elétronsestão entre o Y e o O e a substância é um oxiácido fraco.
– Se Y tem eletronegatividade grande (por exemplo, Cl, EN = 3,0), os
elétrons estão localizados mais próximos de Y do que de O e a ligação O-
H é polarizada para perder H+.
– O número de átomos de O ligados a Y aumenta a polaridade da ligação
O-H e a força do ácido aumenta