Aula 5_Dissociação da água e teoria protônica de ácidos e bases

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Teoria protônica dos ácidos e das 
bases
Universidade Federal do Maranhão – UFMA
Departamento de Tecnologia Química 
Curso: Química 
Disciplina: Química Analítica Qualitativa
Professora: Mestre Priscilla Souza Ferreira
E-mail: priscilla.ferreira4@hotmail.com
Classificação dos ácidos e das bases
Observação de algumas propriedades físicas e químicas que estes compostos conferem 
às suas soluções aquosas e de algumas características organolépticas dessas substâncias. 
ácido
substâncias eletrolíticas de sabor azedo
reagem com diversos metais liberando gás hidrogênio
reagem também com carbonatos liberando gás carbônico
avermelham o papel de tornassol
destroem as propriedades das bases
bases
substâncias eletrolíticas amargas
escorregadias ao tato
deixam o papel de tornassol azul
destroem as propriedades dos ácidos
Principais teorias são de Arrhenius (1887), de 
Brönsted-Lowry (1923) e de Lewis (1923). 
Teoria de Arrhenius
Teoria de Arrhenius
HCl(aq) + H2O(aq) H3O
+(aq) + Cl-(aq)
HCl em água= ácido forte (100% dissociado)
NaOH(aq) + H2O(aq) Na
+(aq) + OH-(aq)
NaOH em água= base forte (100% dissociada)
Teoria de Brönsted-Lowry
Ácidos: espécies capazes de doar prótons numa reação 
química
Bases: espécies capazes de receber prótons numa reação 
química.
Reações de transferência de H+
Brønsted-Lowry: ácido doa H+ e base aceita H+.
Base de Brønsted-Lowry não necessita conter OH-.
Teoria de Brönsted-Lowry
Água (solvente) = comportamento de ácido ou de base.
Substâncias Anfóteras = comportamento como ácidos ou como bases.
Teoria de Brönsted-Lowry
As reações ácido-base não estão limitadas apenas a água, mas podem
ocorrer com outros solventes que tenham caráter ácido ou básico
Conceito de Bronsted-Lowry: conceito de pares conjugados (mais
abrangente e pode ser aplicado a outros solventes, além da água).
Equilíbrio da água
H2O + H2O H3O
+(aq) + OH-(aq)
espécie 
que doa 
H+
(ácido 1)
espécie 
receptora 
de prótons
(base 2)
derivado 
da base 2
(ácido 2)
derivado 
do ácido 1
(base 1)
Em Química Analítica a teoria ácido-base mais aplicada é a de Bronsted-Lowry.
Ácido: doa um próton
Base: recebe um próton
Base conjugada: é o produto formado quando o ácido doa um próton
Ácido conjugado: é o produto formado quando a base recebe um próton
Ácido + sua base conjugada
Base + seu ácido conjugado
Teoria de Brönsted-Lowry
Teoria de Brönsted-Lowry
Pares de Ácido-Base Conjugados
Produto do ácido após a doação do próton = base
conjugada.
Produto da base após aceitar o próton = ácido conjugado.
HA(aq) + H2O(l) H3O
+
(aq) + A
-
(aq)
HA (ácido) perde seu próton = convertido em A- (base).
Portanto, HA e A- são pares ácido-base conjugados.
H2O (base) ganha próton = convertido em H3O
+ (ácido).
Portanto, H2O e H3O
+ são pares ácido-base conjugados.
Teoria de Brönsted-Lowry
A teoria de Brönsted-Lowry unifica certos processos envolvendo um ácido
e uma base. Um exemplo é a reação de hidrólise dos sais que nada mais é
do que uma reação ácido-base. Hidrólise é uma reação onde há a
participação da água, de forma direta
Conceito de Lewis:
H+(aq) + :OH-(aq) H2O
ácido de Lewis: 
aceptor pares de 
elétrons
base de Lewis: 
doador de pares de 
elétrons
•Focalizando nos elétrons
•ácido de Lewis = aceptor de par de elétrons.
Teoria de Lewis 
• ácidos e bases de Lewis não necessitam conter prótons.
ácido de Lewis: 
recebe pares de 
elétrons
base de Lewis: doa 
pares de elétrons
Exemplo 1:
todos os íons metálicos = ácidos de Lewis (diferente afinidade
por ligante) e os ligantes = bases de Lewis
Fe3+(aq) + SCN-(aq) [FeSCN]2+(aq)
Exemplo 2:
base de Lewis ácido de Lewis
H3N + BF3 H3N:BF3
Teoria de Lewis 
Auto ionização da água
Mestre Priscilla Souza Ferreita
O caráter anfótero da água se manifesta na sua autoionização,
isto é, na reação ácido-base entre duas moléculas de água.
A água é um eletrólito extremamente fraco, que se ioniza
segundo a equação:
[H3O
+] = [OH-] = 1,0 x 10-7 mol/L 
Kw = 1,0 x 10
-14 25 ºC
constante de ionização da água
Kw = [H3O
+][OH-]
= (1,0 x 10-7) (1,0 x 10-7) 
= 1,0 x 10-14
Reação de auto ionização da água
Força dos ácidos e das bases
Mestre Priscilla Souza Ferreita
A força de um ácido ou de uma base é devida a extensão da 
reação do ácido ou da base com água. 
Esta força representa fisicamente a tendência que um ácido 
tem em doar ou que uma base tem em receber prótons.
Se um ácido tem uma grande tendência em doar prótons, a 
sua base conjugada tem, necessariamente, pouca tendência em 
recebê-los, e vice-versa.
Um ácido relativamente forte dá origem a uma base 
conjugada relativamente fraca e, reciprocamente, um ácido 
relativamente fraco dá origem a uma base conjugada 
relativamente forte
Ka > Kb . Portanto, se um ácido é relativamente forte, consequentemente, sua 
base conjugada será relativamente fraca, o que é confirmado pelos valores 
numéricos das respectivas constantes de acidez Ka e basicidade Kb. 
Comparando os valores de Ka do ácido acético e do fenol, podemos concluir, 
imediatamente, que o ácido acético é um ácido mais forte do que o fenol. 
Por outro lado, as constantes Kb dos íons acetato e fenolato, respectivamente, indicam 
que o fenolato é uma base muito mais forte que o acetato. 
100% 
ionizad
o em 
H2O
Ácido Base
100% 
protonado 
em H2O
A
u
m
e
n
to
 d
a
 f
o
rç
a
 á
ci
d
a
A
u
m
e
n
to
 d
a
 f
o
rç
a
 
b
á
si
ca
pH
Mestre Priscilla Souza Ferreita
Para soluções aquosas, 25 ºC:
Solução neutra: [H3O
+] = [OH-] 
[H3O
+] = [OH-] = 1,0 x 10-7 mol/L
Solução ácida: [H3O
+] > [OH-] 
[H3O
+] > 1,0 x 10-7 mol/L e 
[OH-] < 1,0 x 10-7 mol/L
Solução básica: [H3O
+] < [OH-] 
[H3O
+] < 1,0 x 10-7 mol/L e 
[OH-] > 1,0 x 10-7 mol/L
Equilíbrio Ácido-Base
As concentrações de íons H3O
+ (H+) em solução são
freqüentemente muito pequenas: trabalha – se com soluções
diluídas.
Exemplo: [H+] na solução saturada de CO2 = 1,2 x10
-4 mol/L
Concentração de íons H+ = expressa em termos do negativo do
logaritmo decimal de sua concentração(mol/L) = pH
pH = - log[H+]
pH (solução de CO2) = - log (1,2 x10
-4) = 3,92
Escala de pH
pH = - log[H+] = - log[H3O
+] e
pOH = - log[OH-]
Na água neutra a 25 C:
[H+] = [OH-] = 1,0 x 10-7
pH = pOH = 7,0 (meio neutro)
Em soluções ácidas:
[H+] > 1.0  10-7; pH < 7,0.
Em soluções básicas:
[H+] < 1.0  10-7; pH > 7,0.
Quanto > o pH, mais básica é a solução.
• em uma solução o ácido forte = usualmente a única fonte H+;
(se a concentração mol/L do ácido é menor que 10-6 mol/L
deve-se considerar a auto-ionização da água.)
• pH da solução é dado pela concentração inicial mol/L do ácido.
HCl(aq) + H2O(aq) H3O
+(aq) + Cl-(aq)
HCl (0,01mol/L)
Ácidos fortes
HCl em água= ácido forte (100% dissociado) 
pH = 2
Ácidos fortes mais comuns = HCl, HBr, HI, HNO3, HClO3, HClO4, e
H2SO4.
Ácidos fortes são eletrólitos fortes.
Ácidos fortes = em solução se inoizam completamente :
pode-se usar H+ ou H3O
+:
HNO3(aq) → H
+(aq) + NO3
-(aq)
HNO3(aq) + H2O(l) → H3O
+(aq) + NO3
-(aq)
Ácidos fracos estão apenas parcialmente ionizados em
solução.
Há uma mistura de íons e ácido não ionizado na solução.
Equilíbrio de ácidos fracos:HA(aq) + H2O(l) H3O
+(aq) + A-(aq)[HA]
]][AO[H
-
3
+
=aK
Ka = constante de dissociação do ácido
Ácidos fracos
Ácidos fracos em água
Ácido
Fórmula
molecularFórmula 
estrutural
Base 
conjugada
Próton ionizável em azul
Fenol 
Ciânico 
Hipocloroso 
Acético
Benzóico
Nitroso 
Fluorídrico H
H
H
H
H
H
H
Ácidos fracos
Usando Ka para calcular o pH
Escreva a equação química balanceada do equilíbrio.
Escreva a expressão de Ka e as concentrações inicial e no
equilíbrio (x = mudança na concentração de H+).
pH = - log [H+] = - log [1,4x 10-3]
pH = 2,9
Ácidos fracos
% de ionização = força do ácido
100
]HA[
][H
ionização %
0
.
=
+
equ
= 1,4 %
Ácidos fracos
Ácidos Polipróticos
• Perda de prótons em etapas
• A cada etapa corresponde um valor de Ka
• As constantes sucessivas variam na ordem: Ka1 > Ka2 > .....
H2SO3(aq) H
+(aq) + HSO3
-(aq)
HSO3
-(aq) H+(aq) + SO3
2-(aq)
Ka1 = 1.7 x 10
-2
Ka2 = 6.4 x 10
-8
• Quanto maior a carga negativa do ânion, mais difícil é
remover o próton.
Ácidos fracos
Diagrama de distribuição das espécies em equilíbrio
H2CO3 HCO3
- CO3
2-
fração
()
0
0,2
0,4
0,6
0,8
0 2 4 6 8 10 12
pH
Ácidos fracos
HCO3
- (aq) H+(aq) + CO3
2-(aq) K2 = 5,6 x 10
-11
H2CO3(aq) H
+(aq) + HCO3
- (aq) K1 = 4,3 x 10
-7
Ácidos fracos
Solução aquosa de ácido fosfórico
H3PO4(aq) H
+(aq) + H2PO4
- (aq) 
K1 = 7,5 x 10
-3
H2PO4
- (aq) H+(aq) + HPO4
2- (aq) 
K2 = 6,2 x 10
-8
HPO4
2- (aq) H+(aq) + PO4
3- (aq) 
K3 = 4,2 x 10
-13
Somando-se as três equações de dissociação
H3PO4(aq) 3H
+(aq) + PO4
3- (aq) 
Cítrico
Oxálico
Fosfórico
Sulfuroso
Sulfúrico
Tartárico
Carbônico
Ascórbico
Constantes de dissociação de alguns ácidos polipróticos
Nome Fórmula
Ácidos fracos
** HF, HCl, HBr, HI
Ácido fraco Ácidos fortes
Ácidos Binários
HF (Ka = 3,7 x 10
-3)
HCl (Ka = 1,8 x 10
8)
HCl (Ka = 2,7 x 10
10)
HI (Ka = 2,0 x 10
11)
Ligação de hidrogênio para o HF
HOCl , HClO2 , HClO3 , HClO4
< força do ácido
(ácido forte)
HClO , HClO2 , HClO3 , HClO4
Oxiácidos
Considerando HClO2: H – O – Cl - O
Ao se aumentar o número de átomos de oxigênio (O) ligados ao Cl
aumenta-se a polaridade da ligação O-H e a força do ácido aumenta.
• A grande maioria dos hidróxidos iônicos são bases fortes
(p.ex. NaOH, KOH, Ca(OH)2).
• Bases fortes são eletrólitos fortes e se dissociam
completamente em solução.
• pOH (e portanto o pH) de uma base forte é dado pela
concentração mol/L inicial da base. Cuidado com a
estequiometria.
• Bases não precisam ter o íon OH- na fórmula:
O2- (aq) + H2O (l) → 2OH
- (aq)
H- (aq) + H2O (l) → H2 (g) + OH
- (aq)
N3
- (aq) + H2O (l) → NH3 (aq) + 3OH
- (aq)
Bases fortes
Bases fracas removem prótons das substâncias.
Há um equilíbrio entre a base e os íons resultantes:
Exemplo:
A constante de dissociação da base (Kb):
NH3(aq) + H2O(l) NH4
+(aq) + OH-(aq)]NH[
]OH][NH[
3
-
4
+
=bK
Bases fracas
Weak base + H2O conjugate acid + OH
-
Base fraca Ácido conjugado
Bases geralmente tem pares de elétrons isolados ou cargas
negativas para poderem atacar os prótons.
Muitas bases fracas neutras contém nitrogênio.
Aminas são relacionadas com a amônia e tem uma ou mais
ligações N-H trocador por ligações N-C (p.ex. CH3NH2 =
metilamina).
Bases fracas
Amônia
(NH3)
Piridina
(C5H5N)
Hidroxilamina
(H2NOH)
Metilamina
(NH2CH3)
íon carbonato
(CO3
2-)
íon hipocloroso
(ClO-)
Estrutura 
Lewis
ácido 
conjugado Reação de equilíbrio
Algumas bases fracas e seus equilíbrios em solução aquosa
íon 
hidrogenosulfito
(HS-)
Ácido: HA + H2O H3O
++ A- Ka
Relação entre Ka e Kb
• Quantificar a relação entre a força do ácido e da base conjugada
Base conjugada: H2O + A
- HA + OH- Kb 
2H2O H3O
++ OH- Kw = Ka x Kb
pKa + pKb = pKw
Para uma dado par ácido-base conjugado: Ka . Kb = Kw
Relação entre Ka e Kb
Todas as soluções tem sempre o mesmo valor de pH?
o que significa?
sal formado = base forte (NaOH) + ácido forte (HCl) = 100%
dissociados em solução = [H+] e [OH-] livres são iguais
Propriedades ácido- base de soluções de sais 
NaCl em água, qual é o pH?
1 2 3 4
5 6 7 8
9 10 11 12
pH=7,0
Sal derivado de ácido fraco ou de base fraca
tendência a ficar associada
Base fraca: B+(aq) + HOH BOH(aq) + H+(aq)
pH<7,0
ácido fraco: A-(aq) + HOH HA(aq) + OH-(aq)
(b2) (ac1) (ac2) (b1)
pH>7,0
HOH: doa 1 próton para o A- = ácido de Bronsted-Lowry
A-: recebe 1 próton da água = base de Bronsted-Lowry
Reação com a água: Hidrólise
Propriedades ácido- base de soluções de sais 
Propriedades ácido - base das soluções dependem da reação
dos íons com a água produzindo H+ ou OH- = hidrólise.
◼ Solução de sais derivados de um ácido forte e de uma base
forte = neutra [p.ex. NaCl].
◼ Solução de sais derivados de uma base forte e de um ácido
fraco = básica [p.ex. NaOCl].
◼ Solução de sais derivados de uma base fraca e de um ácido
forte = ácida [p.ex. NH4Cl].
◼ Solução de sais derivados de um ácido fraco e de uma base
fraca = pode ser ácida ou básica = Regras do equilíbrio.
Propriedades ácido- base de soluções de sais