Química Geral-Aula 5

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Química Geral
Prof. Isaías Soares
Aula 5 – Funções Inorgânicas (ácidos e bases)
Considerações Gerais
Ácidos e bases são substâncias amplamente conhecidas no cotidiano. Os sucos de fruta cítricos
(laranja, limão e acerola), os refrigerantes e o vinagre são soluções ácidas, enquanto que o leite de
magnésia, o bicarbonato de sódio, a soda cáustica e o amoníaco (utilizado em produtos de
limpeza) são soluções básicas.
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Ácidos Bases
Ido cConceito Ácido-Base de Arrhenius
Os ácidos e as bases são conhecidos desde os tempos mais remotos. Os alquimistas eram
capazes de produzir o ácido sulfúrico (óleo de vitríolo) e o nítrico (água forte). As bases, por sua
vez já eram conhecidas no fabrico de sabões em 2800 a.C, além de serem também produzidas
pelos alquimistas.
No entanto, apenas no século XIX, o químico Svant Arrhenius é quem foi o primeiro a
desenvolver uma definição química de ácidos e bases. Segundo Arrhenius:
Ácido é uma substância que se ioniza (isto é, forma íons) na água dando cátions H+ (ou o cátion
hidrônio, H3O+).
Base é uma substância que se ioniza na água dando íons OH- (hidroxila).
Exemplos: Ionização do HCl (ácido clorídrico)
HCl + H2O  H3O+ (íon hidrônio) + Cl-
Ionização do HNO3 (ácido nítrico)
HNO3 + H2O  H3O+ (íon hidrônio) + NO3-
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OHDissociação do NaOH (soda cáustica) em água:
NaOH Na+ + OH- (ion hidroxila)
Quando um ácido e uma base se combinam ocorre a neutralização, com a formação de água.
H3O+ + OH-  2H2O ou H+ + OH-  H2O (neutralização)
Os óxidos (substâncias binárias que possuem átomos de oxigênio, no qual este é o mais
eletronegativo) podem se comportar como ácidos ou bases, porque reagem com água formando
esses compostos.
Exemplo: CO2 (gás carbônico)é um óxido ácido porque reage com a água formando ácido
carbônico, segundo a equação, :
CO2 + H2O H2CO3
Este por sua vez libera íons H3O+, segundo a reação:
H2CO3 + H2O H3O+ + HCO3-
Portanto, o gás carbônico é um ácido.
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OH
O CaO (óxido de cálcio) é um óxido básico, devido à sua reação com água gerando uma base, a
cal hidratada (hidróxido de cálcio):
CaO + H2O Ca(OH)2
Ca(OH)2  Ca2+ + 2OH-
Portanto CaO é um óxido básico.
Como regra geral, toda vez que tivermos um óxido de um metal (Na2O, CaO, MgO, FeO, etc.) ele
será um óxido básico e quando tivermos o óxido de um não-metal (CO2, SO2, N2O5) ele será um
óxido ácido.
Aplicação 1 
Classifique em ácidos ou bases as substâncias abaixo:
a) Mg(OH)2 b) H3PO4 c) HBr d) K2O e) P4O10 f) H2O
Solução: Ácidos: b), c) e e). Bases: a) e d). A água é anfótera, ou seja, pode se comportar como ácido ou como
base.
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O 
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Conceito Ácido-Base de BrØnsted-Lowry
A teoria ácido-base de Arrhenius é bastante limitada no sentido de que ela restringe
as definições de ácido e base para soluções aquosas. Uma teoria mais abrangente foi
proposta independentemente pelo cientista dinamarquês Johannes BrØnsted e pelo
cientista inglês Martin Lowry, em 1923. Segundo essa teoria:
Ácido é uma substância capaz de doar um próton (ou seja, o íon H+) a uma base.
Base é uma substância capaz de receber um próton de um ácido.
Assim, uma reação ácido-base ocorre com a transferência do íon H+ de um ácido para 
uma base.
Exemplos: HCl + H2O  H3O+ + Cl-
ácido base
Nesse caso, o HCl doou o próton para a água, que funcionou como uma base, 
recebendo o próton (H+) e se transformando no ion H3O+. 
O 
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A amônia (NH3) funciona como uma base, segundo a teoria de BrØnsted-
Lowry (mas não segundo Arrhenius), da seguinte forma:
NH3 + H2O NH4+ + OH-
Base ácido
Nesse caso, a água funcionou como um ácido, doando o próton para a
amônia.
Da mesma forma, amônia e ácido clorídrico podem reagir como base e ácido,
respectivamente, sem precisarem estar no contexto de soluções aquosas,
pois ambas as substâncias reagem como gás.
NH3 (g) + HCl (g) NH4Cl (s)
Base ácido
O 
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Pares conjugados ácido-base
O ácido acético é um ácido fraco e reage com a água segundo a equação:
CH3COOH + H2O ↔ CH3COO- + H3O+
Essa reação é um equilíbrio (veja a seta de ponta dupla), pois apenas parte da reação 
se processa da esquerda para a direita. Grande parte da reação ocorrerá no sentido 
contrário, então podemos ter uma reação ácido-base nos dois sentidos, assim:
CH3COOH + H2O ↔ CH3COO- + H3O+
Ácido Base Base conjugada Ácido conjugado
Perceba que na reação inversa o H3O+ doa o próton de volta ao CH3COO-, e portanto 
é um ácido. Como esse ácido é derivado da base H2O, ele é chamado ácido conjugado 
da base H2O. Semelhantemente, o CH3COO- recebe o próton e é a base conjugada do 
ácido CH3COOH. Ambos formam dois pares ácido-base conjugados: 
CH3OOH/CH3COO- e H3O+/H2O. Note que a base conjugada é o ácido menos um H+
e que o ácido conjugado é a base mais um H+.
Solução
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Aplicação 2
Quais os pares conjugados ácido-base para as seguintes reações?
a) HCN + H2O ↔ H3O+ + CN-
b) HF + NH3 ↔ NH4+ + F-
c) HCO2H + H2O ↔ H3O+ + HCO2-
d) CH3CH2NH2 + H2O ↔ CH3CH2NH3+ + OH-
e) NH2OH+ HCl ↔ NH3OH+ + Cl-
f) HNO3 + H2SO4 ↔ H3SO4+ + NO3-
g) H- + H2O ↔ H2 + OH-
h) O2- + H2O ↔ 2OH-
Soluções: a) HCN/CN- e H3O+/H2O
b) HF/F- e NH4+/NH3
c) HCO2H/HCO2- e H3O+/H2O
d) H2O/OH- e CH3CH2NH3+/CH3CH2NH2
e) HCl/Cl- e NH3OH+/NH2OH
f) HNO3/NO3- e H3SO4+/H2SO4
g) H2O/OH- e H2 /H-
h) H2O/OH- e OH-/ O2-
O 
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Forças dos ácidos e das bases
Os ácidos e bases possuem forças variadas. Alguns ácidos são poderosos doadores
de prótons e são denominados portanto de ácidos fortes. Da mesma forma, uma base
forte tem tendência muito grande de atrair um íon H+. Se um ácido tiver grande
tendência em doar um íon H+, a sua base conjugada terá uma tendência pequena em
“tomar” o próton de volta, ou seja, será uma base fraca.
Semelhantemente, e pela mesma razão, o ácido conjugado de uma base forte será
fraco, pois se a base primitiva teve forte tendência a receber um próton é porque seu
ácido conjugado terá pouca tendência a “devolvê-lo”. Então podemos afirmar:
A base conjugada de um ácido forte tende a ser fraco.
O ácido conjugado de uma base forte tende a ser fraco.
A base conjugada de um ácido fraco tende a ser forte.
O ácido conjugado de uma base fraca tende a ser forte. 
O 
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Forças dos ácidos 
Para os ácidos fortes, tais como HCl, H2SO4, HClO4, HNO3, entre outros, a reação com
água para formar íons H3O+ é praticamente completa. No entanto, para ácidos fracos,
tais como o CH3COOH (acético) e HCN (cianídrico) a reação com a água não se
completa, como já dito anteriormente e há a reação nos dois sentidos. Para um ácido
fraco HA qualquer:
HA(aq) + H2O(l) ↔ H3O+(aq)+ A-(aq)
Há uma expressão matemática que relaciona as concentrações das espécies
aquosas (aq) envolvidas na reação. Essa é a expressão da constante de acidez, Ka:
Em que as expressões em colchetes são as concentrações dos íons em solução.
Assim, quanto maior a extensão da reação, maior as concentrações de H3O+ e A-, e,
consequentemente, maior o valor de Ka, o que significa maior força do ácido.
]HA[
]A][OH[K 3a


O 
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Forças dos ácidos 
A Tabela a seguir mostra os valores de Ka de alguns ácidos a 25°C. 
Ácido Ka(mol/L) *pKa
HClO4 1 x 1010 -10
HCl 1 x 107 -7
H2SO4 1 x 103 -3
HNO3 25 -1,4
HF 6,3 x 10-4 3,2
HCOOH 1,8 x 10-4 3,75
CH3COOH 1,8 x 10-5 4,75
H2CO3 4,5 x 10-7 6,35
HCN 6,2 x 10-10 9,21
C6H5OH 1 x 10-10 10
Ácido mais
Forte
Ácido mais
Fraco
*pKa = -logKa
O 
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A escala de pH
De uma maneira análoga ao conceito do pKa, as concentrações dos íons H+ (H3O+)
podem ser expressas convenientemente em uma escala logarítmica.Essa é a escala
de pH que é definida pela equação:
Assim, quanto maior a concentração de íons H3O+ (solução ácida), menor o valor de
pH e quanto menor a concentração desses íons (solução básica ou alcalina), maior o
valor de pH.
pH = -log[H3O+]
O 
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Solução
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Exercício 1
Calcule o pH de uma solução de HCl de concentração 0,352 mol/L.
Solução: O HCl é um ácido forte (Ka = 107) e portanto se ioniza praticamente 100%. Dessa 
forma, a concentração de íons H3O+ é também 0,352 mol/L
Assim: 
Exercício 2
Calcule o pH de uma solução de CH3COOH de concentração 0,352 mol/L.
Solução: o ácido acético é um ácido fraco (Ka = 1,8 x 10-5 mol/L) e portanto, devemos calcular a 
concentração dos íons H3O+ a partir da expressão do Ka. 
Quando um ácido fraco se ioniza, supomos que a quantidade de ácido não ionizado (HA) inicial é a mesma 
no equilíbrio e que a quantidade de íons H3O+ é a mesma do ânion (A-). Então:
pH = -log[H3O+] = - log 0,352 = 0,45
][
]][[ 3
HA
AOHKa


Solução
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Assim: pH = -log[H3O+] = - log (2,517 x 10-3 )= 2,60
L/mol10x517,2
L
mol352,0x
L
mol10x8,1]HA.[K]OH[
]HA[
]OH[K
3
5
a3
2
3
a





Aplicação 3
Calcule a concentração de ácido acético (ka = 1,8 x 10-5 mol/L) numa solução aquosa 
cujo pH é 3,2.
Solução: 0,02 mol/L.
O 
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Uma forma conveniente de medir os íons OH- em solução é através do conceito de pOH, que é
análogo ao de pH.
Exemplo: qual o pOH de uma solução de NaOH de concentração 0,02 mol/L?
Solução: O NaOH é uma base forte e a concentração dos íons OH- é a mesma do NaOH.
Portanto:
pOH = - log (0,02 mol/L) = 2
Ionização da água
Apesar de a água ser covalente em sua estrutura, ela ioniza-se com uma pequena extensão, de
forma que algumas moléculas se comportam como ácidos e outras como bases.
H2O + H2O  H3O+ + OH-
(ácido) (base) (ácido conjugado) (base conjugada)
Então: podemos ter uma constante de ionização da água: Kw = [H3O+][OH-]
A constante Kw tem o valor de 1 x 10-14 mol2/L2 a 25°C.
pOH = -log[OH-]
O 
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Em água pura a concentração dos íons H3O+ é a mesma dos íons OH-. Então:
Kw = [H3O+][OH-]  Kw = [H3O+]2  [H3O+] = 1 x 10-7 mol/L
E o pH da água pura é igual a 7. Por analogia, pelo conceito de pOH, o valor do pOH da água pura
também é 7.
Se tirarmos o logaritmo de ambos os membros da expressão do Kw e multiplicarmos por -1,
teremos:
- log Kw = -log [H3O+] – log [OH-]
Como kw = 1 x 10-14 mol2/L2, teremos:
pH + pOH = 14. 
Assim, o pH de soluções básicas podem ser determinados, se soubermos o pOH dessas soluções.
Exemplo: qual o pH de uma solução, cuja concentração de íons OH- é de 6,25 x 10-6 mol/L?
Cálculo do pOH:
Assim: pH = 14 – pOH = 14 – 5,20 = 8,80
pOH = -log[OH-] = - log (6,25 x 10-6 mol/L) = 5,20
Solução
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Aplicação 4
Calcule as concentrações de H+ e OH- em soluções que tenham os seguintes 
valores de pH:
a) 1,30
b) 5,73
c) 7,80
d) 12,61
Solução: a) [H+] = 0,05 mol/L e [OH-] = 2 x 10-13 mol/L
b) [H+] = 1,9 x 10-6 mol/L e [OH-] = 5,4 x 10-9 mol/L
c) [H+] = 1,6 x 10-8 mol/L e [OH-] = 6,3 x 10-7 mol/L
d) [H+] = 2,5x 10-13 mol/L e [OH-] = 4,1 x 10-2 mol/L