Acidos, Bases e Sais

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ÁCIDOS, BASES E 
SAIS 
QUÍMICA ANALÍTICA QUALITATIVA 
PROF. OSNIR VIANA 
Reações ácido-base 
• Tipos de ácidos e bases 
• Ácidos fortes e bases fortes 
•O que isso tem haver com área farmacêutica? 
 
ÁCIDOS 
H2SO4
HNO3
HSO4
-
H2CO3
OH
CH3CHOHCOOH
C
O
OH
ácido lático ou 
 
ácido 2-hidroxi-propanóico
ácido sulfúrico íon hidrogeno sulfato 
ou íon bissulfato 
ácido carbônico ácido nítrico fenol ou 
hidroxi-benzeno
ácido benzóico
NH3 NaOHH3C N 
H
H
N
Ca(OH)2
metilamina amônia hidróxido de sódio
hidróxido de cálcio piridina
BASES 
CaCO3
CH3COONaBa(NO3)2
MgCl2
cloreto de magnésio carbonato de cálcio
nitrato de bário acetato de sódio
SAIS 
FORMAÇÃO DE SAIS 
 A reação entre um ácido e uma base é 
chamada de reação de neutralização, e o 
composto iônico produzido na reação é 
chamado sal. A forma geral de uma reação 
de neutralização em solução aquosa é: 
Ácido + Base Sal + Água
FORMAÇÃO DE SAIS 
 CH3COOH(aq) + NaOH(aq) CH3COONa(aq) + H2O(l)
 2 HNO3(aq) + Ba(OH)2(aq) Ba(NO3)2(aq) + 2 H2O(l)
H2CO3(aq) + Ca(OH)2(aq) CaCO3(aq) + 2 H2O(l)
2 HCl(aq) + Mg(OH)2(aq) MgCl2(aq) + 2 H2O(l)
DEFINIÇÕES DE ÁCIDOS E BASES 
 Ácidos e Bases de Arrhenius. 
 Ácidos e Bases de Bronsted-Lowry. 
 Ácidos e Bases de Lewis. 
ÁCIDOS E BASES DE ARRHENIUS 
Svante Arrhenius (1859-1927): 
Ácido é uma substância que contém 
hidrogênio e libera o íon hidrogênio (H+) 
como um dos produtos de ionização em água. 
HCl(aq) H+(aq) + Cl-(aq) 
ÁCIDOS E BASES DE ARRHENIUS 
Svante Arrhenius (1859-1927): 
Base é um composto que libera íons 
hidróxido em água. 
NaOH(aq) Na
+
(aq) 
+ OH-(aq)
NH3(aq) + H2O(l) NH4
+
(aq) + OH
-
(aq)
AUTO-IONIZAÇÃO DA ÁGUA 
2 H2O(aq) H3O
+
(aq) + OH
-
(aq)
H O
H
+ H O
H
H O
H
H
+
+ O
H
-
 Duas moléculas de água podem interagir 
mutuamente para formar um íon hidrônio e um 
íon hidróxido pela transferência de um próton de 
uma molécula para outra: 
AUTO-IONIZAÇÃO DA ÁGUA 
AUTO-IONIZAÇÃO DA ÁGUA 
Friedrich Kohlrausch (1840-1910) 
Demonstrou que a água mesmo depois de 
purificada, ainda tinha uma pequena condutividade 
elétrica, pois auto-ionização provocava a presença 
de concentrações muito baixas de H3O
+ e OH- 
mesmo na água mais pura. 
ÁCIDOS E BASES DE BRONSTED 
1923 
 Johannes N. Bronsted (1879-1947) em 
Copenhague (Dinamarca) 
 Thomas M. Lowry (1874-1936) em 
Cambridge (Inglaterra) 
Novo conceito para o comportamento 
dos ácidos e bases. 
ÁCIDOS E BASES DE BRONSTED 
ÁCIDO 
 Qualquer substância capaz de doar um próton a 
qualquer outra substância. Assim, os ácidos podem ser: 
HNO3(aq) + H2O(l) NO3
-
(aq) + H3O
+
(aq)
 Neutros, como o ácido nítrico, 
 Ou podem ser cátions ou ânions, 
NH4
+
(aq) + H2O(l) NH3(aq) + H3O
+
(aq)
H2PO4
-
(aq) + H2O(l) H3O
+
(aq) + HPO4
2-
(aq)
ácido 
ácido 
ácido 
ÁCIDOS E BASES DE BRONSTED 
BASE 
 Substância que pode receber um próton de uma outra 
substância. Podem ser: 
 Um composto neutro, 
 Ou um ânion, 
base 
base 
base 
NH3(aq) + H2O(l) NH4
+
(aq) + OH
-
(aq)
CO3
2-
(aq) + H2O(l) HCO3
-
(aq) + OH
-
(aq)
PO4
3-
(aq) + H2O(l) HPO4
2-
(aq) + OH
-
(aq)
ÁCIDOS E BASES DE BRONSTED 
Forma Ácida Forma Anfiprótica Forma Básica 
H2S (ácido sulfídrico ou 
sulfeto de hidrogênio) 
HS- 
(íon hidrogenossulfeto) 
S2- (íons sulfeto) 
H3PO4 (ácido fosfórico) H2PO4
- 
(íon diidrogenofosfato) 
 
HPO4
2- 
(íon hidrogenofosfato) 
H2PO4
- 
(íon diidrogenofosfato) 
HPO4
2- 
(íon hidrogenofosfato) 
 
PO4
3- (íon fosfato) 
H2CO3 (ácido carbônico) HCO3
- 
(íon hidrogenocarbonato 
ou bicarbonato) 
CO3
2- (íon carbonato) 
H2C2O4 (ácido oxálico) HC2O4
- 
(íon hidrogenoxalato) 
C2O4
2- (íon oxalato) 
ÁCIDOS E BASES POLIPRÓTICAS 
ÁCIDOS E BASES DE BRONSTED 
PARES ÁCIDO-BASES CONJUGADOS 
 Transferência de um próton para a água ou da água: 
HCO3
-
(aq) + H2O(l) CO3
2-
(aq) + H3O
+
(aq)
Ácido Ácido Base Base 
 O conceito de equilíbrio (representado por ) 
envolvendo ácidos e bases conjugadas é o princípio 
fundamental da teoria de Bronsted. 
HCO3
-
(aq) + H2O(l) CO3
2-
(aq) + H3O
+
(aq)
- H+
+ H+
 Um par de compostos que diferem pela 
presença de uma unidade H+ é denominado 
par ácido-base conjugado. 
ÁCIDOS E BASES DE BRONSTED 
PARES ÁCIDO-BASES CONJUGADOS 
Ácido Ácido conjugado 
da H2O 
Base Base 
conjugada 
do HCO3
- 
ÁCIDOS E BASES DE LEWIS 
 Teoria de Bronsted e Lowry para o 
comportamento ácido-base, anos 20, opera 
bem para soluções em água. 
 Anos 30: Gilbert N. Lewis (1875-1946) 
Desenvolveu uma teoria mais geral. 
Compartilhamento do par de elétrons 
entre um ácido e uma base e não na 
transferência de um próton. 
ÁCIDOS E BASES DE LEWIS 
ÁCIDO DE LEWIS 
É uma substância que pode receber um 
par de elétrons de outro átomo para 
formar uma nova ligação. 
BASE DE LEWIS 
É uma substância que pode ceder um 
par de elétrons para outro átomo formar 
uma nova ligação. 
H+ + O
H H
O
H
H
H
+
H+ + NH H
H
NH4
+
ÁCIDOS E BASES DE LEWIS 
FORÇAS RELATIVAS DOS ÁCIDOS E BASES 
 Alguns ácidos são melhores doadores de prótons 
do que outros, e algumas bases são melhores 
aceitadoras de prótons que outras. 
EXEMPLO - Solução diluída de ácido clorídrico: 
 É constituída, em grande parte, por 
íons H3O
+
(aq) e Cl
-
(aq). 
 O ácido está quase 100% ionizado, e por isso é 
considerado como um ácido de Bronsted forte: 
HCl(aq) + H2O(l) H3O
+
(aq) + Cl
-
(aq)
 Ácido forte ( ≈ 100% ionizado) 
 [H3O]
+ ≈ concentração inicial do ácido 
FORÇAS RELATIVAS DOS ÁCIDOS E BASES 
 Uma solução aquosa de HCl 0,1 M é constituída, 
na realidade, por H3O
+ 0,1 M e Cl- 0,1 M. 
FORÇAS RELATIVAS DOS ÁCIDOS E BASES 
 O ácido acético, por sua vez, ioniza-se muito 
pouco, e por isso é considerado um ácido de 
Bronsted fraco. 
CH3COOH(aq) + H2O(l) H3O
+
(aq) + CH3CO2
-
(aq)
 Ácido fraco (<100% ionizado) 
 [H3O]
+<<concentração inicial do ácido 
 Uma solução aquosa de CH3CO2H 0,1 M é apenas 
0,001 M em H3O
+
(aq) e 0,001 M no CH3CO2
-
(aq). Cerca 
de 99% do ácido acético não estão ionizados. 
FORÇAS RELATIVAS DOS ÁCIDOS E BASES 
 A amônia aquosa e o íon carbonato em água, 
ao contrário, provocam concentração muito baixa 
do íon OH-, e por isso são considerados bases de 
Bronsted fracas. 
NH3(aq) + H2O(l) NH4
+
(aq) + OH
-
(l)
CO3
-
(aq) + H2O(l) HCO3
-
(aq) + OH
-
(aq)
 Bases fracas. 
 [OH-] << concentração inicial da base. 
FORÇAS RELATIVAS DOS ÁCIDOS E BASES 
MODELO DE BRONSTED 
QUANTO MAIS FORTE FOR O ÁCIDO, MAIS 
FRACA SERÁ A SUA BASE CONJUGADA. 
HCl(aq) + H2O(l) H3O
+
(aq) + Cl
-
(aq)
Ácido mais 
forte que o H3O
+
Base maisforte que o Cl-
Ácido mais 
fraco que o Cl-
Base mais 
fraca que a H2O
Par conjugado
Par conjugado
ÁCIDOS E BASES FRACOS 
 A grande maioria dos ácidos e das bases é fraca. 
CONSTANTE DE EQUILÍBRIO: A força 
relativa de um ácido ou de uma base que 
pode ser expressa quantitativamente. 
Ka – constante de equilíbrio para ácidos fracos 
Kb – constante de equilíbrio para bases fracas 
SOLUÇÃO TAMPÃO: Pesquisar definição, 
importância e aplicações na área 
farmacêutica, dando exemplo (pode 
consultar também na farmacopéia brasileira) 
ATIVIDADE PARA PESQUISA