Aula 1 - Ácidos e bases

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ÁCIDOS E BASES
Um ácido é um doador de prótons
Uma base é um aceitador de prótons
NATUREZA DOS ÁCIDOS E BASES
ÁCIDOS E BASES DE BRØNSTED-LOWRY
Prótons  H+
H - Cl Cl-
- H+
H - O H2O
+ H+
ácido base
Mesmo que uma substância possa ser classificada como ácido na
ausência de uma base, ela só pode agir como um ácido na
presença de uma base que possa aceitar os prótons ácido (H+).
HCl (aq) + H2O (l) H3O
+ (aq) + Cl- (aq)
ácido
desprotonada
Atenção!!!
HHCl O
H
H
Cl-
+
H O
H
H
Como, em equilíbrio, praticamente todas as moléculas HCl doam seus
prótons ácidos (H+) para a água, HCl é classificado como uma ácido forte.
Íon hidrônio
H3O
+
ou H9O4
+
H+ não existe isoladamente em água.
HCN (aq) + H2O (l) H3O
+ (aq) + CN- (aq)
ácido
Atenção!!!
Como, em equilíbrio, apenas uma fração de moléculas HCN doam seus
prótons ácidos (H+) para a água, HCN é classificado como uma ácido fraco.
desprotonada
ÍONS ÁCIDOS!!!
HCO3
- (aq) + H2O (l) H3O
+ (aq) + CO3
2- (aq)
ácido
Ácido fraco
desprotonada
Na teoria de Brønsted-Lowry, a força de um ácido depende de quanto ela
doa prótons ao solvente. Pode-se, portanto, resumir a distinção entre
ácidos fortes e fracos como:
Um ácido forte está completamente desprotonado em solução.
Um ácido fraco está parcialmente desprotonado em solução.
O2- (aq) + H2O (l) 2 OH
- (aq)
Base forte
CaO (s) Ca2+ (aq) + O2- (aq)
NH3 (aq) + H2O (l) NH4
+ (aq) + OH- (aq)
Base fraca
H+
H+
protonada
Uma base forte está completamente protonada em solução.
Uma base fraca está parcialmente protonada em solução.
Tanto para ácidos como para bases, a força depende do solvente. Uma
base forte em água pode ser fraca em outro solvente ou vice-versa.
HCN (aq) + H2O (l) H3O
+ (aq) + CN- (aq)
ácido
H2O
HCN
H+
base conjugada
NH3 (aq) + H2O (l) NH4
+ (aq) + OH- (aq)
base
H2O
NH3
H+
NH4
+ - ácido conjugado
1) Escreva as fórmulas de (a) a base conjugada de HCO3
- e (b) o ácido
conjugado de O2-.
CH3COOH (l) + NH3 (l) CH3CO2
- (am) + NH4
+ (am)
HCl (g) + NH3 (l) NH4Cl (s)
ÁCIDOS E BASES DE LEWIS
Um ácido é um aceitador de par de elétrons.
Uma base é um doador de par de elétrons.
O
..
..::
2-
O..:
H
H
O.. H
-
O.. H
-
..
:
:
..
+ N
H
H
H
:
O:
H
H..
N
H
H
H
H
+
O..: H
-
..
As bases de Lewis são também bases de Brønsted. Entretanto, os
ácidos de Lewis não são necessariamente ácidos de Brønsted, porque
um ácido de Lewis não precisa ter um átomo de hidrogênio.
OC
O
O
O..:
H
H C
O
O
HH
Ácido de Lewis
Base de Lewis
Ácido de Brønsted
2) Identifique (a) os ácidos e as bases de Brønsted e (b) os ácidos e bases
de Lewis nos reagentes e produtos do equilíbrio de transferência de
prótons HNO2 (aq) + HPO4
2- (aq) NO2
- (aq) + H2PO4
- (aq)
Troca de prótons entre moléculas de água
H
O:
H
H..
Cl
O
H
H
H
+
:
N
H
H
H
:
O:
H
H..
N
H
H
H
H
+
O..: H
-
..
O
..
..::
2-
O..:
H
H
O.. H
-
O.. H
-
..
:
:
..
+
H
O:
H
H..
CN
O
H
H
H
+
:
+
A água é 
anfiprótica
2 H2O (l) H3O
+ (aq) + OH- (aq)
Autoprotólise
Constante de autoprotólise
H2O pura: Má condutora de eletricidade
Como Kw é uma constante de 
equilíbrio, o produto da 
concentração dos íons H3O
+ e 
OH- é sempre igual a Kw.
3) Quais são as molaridades de H3O
+ e
OH- em 0,003 M Ba(OH)2 (aq), em 25°C?
ESCALA DE pH
A concentração dos íons H3O
+ depende da concentração do soluto.
Quantizar 
[H3O
+]1 mol/L 10-14 mol/L
pH
3) Qual é o pH de (a) o sangue humano, no qual a molaridade dos íons H3O
+ é
igual a 4,0 x 10-8 mol/L (b) 0,02 M HCl (aq); (c) 0,04 M KOH (aq)?
pOH DE SOLUÇÕES
x (-1)
ÁCIDOS E BASES FRACOS
Soluções de ácidos diferentes com a mesma concentração podem 
não ter o mesmo pH.
pH CH3COOH (aq) 0,10 M é próximo de 3
HCl (aq) 0,10 M é próximo de 1
CH3COOH é um ácido fraco
HCl (aq) é um ácido forte
H2CO3, HPO4
2- e H2PO4
- ou COOH
Aminas (-NH2)
pOH NaOH (aq) 0,10 M é maior que em 
NH3 (aq) 0,10 M.
NaOH (aq) é uma base forte
NH3 (aq) é uma base fraca
CONSTANTE DE ACIDEZ E BASICIDADE
ÁCIDO FRACO EM ÁGUA
• Moléculas ou íons ácidos;
• Pequenas concentrações de H3O
+ e da sua base conjugada;
• Concentração baixa de OH-.
CH3COOH (aq) + H2O (l) H3O
+ + CH3CO2
- (aq)
HA (aq) + H2O (l) H3O
+ + A- (aq)
BASE FRACA EM ÁGUA
• Moléculas ou íons básicos;
• Pequenas concentrações de OH- e do seu ácido conjugado;
• Concentração baixa de H3O
+.
NH3 (aq) + H2O (l) NH4
+ + OH- (aq)
B (aq) + H2O (l) HB
+ + OH- (aq)
GANGORRA DE CONJUGAÇÃO
HA (aq) + H2O (l) H3O
+ + A- (aq)
B (aq) + H2O (l) HB
+ + OH- (aq)
HA (aq) + H2O (l) H3O
+ + A- (aq)
B (aq) + H2O (l) HB
+ + OH- (aq)
ÁCIDO FORTE
Base conjugada fraca
Base conjugada relativamente forte
Ácido conjugado fraco
Ácido conjugado relativamente forte
BASE FRACA
BASE FORTE
ÁCIDO FRACO
NH3 (aq) + H2O (l) NH4
+ + OH- (aq)
NH4
+ (aq) + H2O (l) H3O
+ + NH3 (aq)
Kw
4) Escreva a fórmula química do ácido conjugado da base piridina, C5H5N e
calcule seu Ka. (Considere pKb = 8,75)
5) Decida qual dos compostos dos seguintes pares é o ácido ou a base mais
forte em água: (a) ácido: HF ou HIO3; (b) básico: NO2
- ou CN-.
Ka (HF): 3,5 x 10-4; Ka (HIO3): 1,7 x 10-1; Ka (HNO2): 4,3 x 10-4; Ka (HCN): 4,9 x 10-10.
Quanto maior for a constante Ka de um ácido, mais forte é o ácido e
mais fraca é a sua base conjugada;
Quanto maior for a constante Kb de uma base, mais forte é a base e
mais fraco é o seu ácido conjugado.
pH DE SOLUÇÕES DE ÁCIDOS E BASES FRACOS
SOLUÇÕES DE ÁCIDOS FRACOS
CH3COOH (aq) + H2O (l) H3O
+ + CH3CO2
- (aq)
[CH3COOH]i Sem doação de prótons
HA (aq) + H2O (l) H3O
+ + A- (aq)
Percentagem de desprotonação
[H3O
+] = [A-]
1 mol de H3O
+  1 mol de A-
6) Calcule o pH e a percentagem de desprotonação de 0,10 M CH3COOH (aq)
sabendo que a constante Ka do ácido acético é 1,8 x 10
-5.
Como calcular o pH de um ácido fraco - procedimento
Ácido HA H3O
+ Base conjugada
A-
Etapa 1: molaridade inicial [HA]inicial 0 0
Etapa 2: mudanças de molaridade - x + x + x
Etapa 3: molaridade do equilíbrio [HA]inicial - x x x
HA (aq) + H2O (l) H3O
+ + A- (aq)
SOLUÇÕES DE BASES FRACAS
Percentagem de protonação
[OH-] = [BH+]
1 mol de OH-  1 mol de BH+
B (aq) + H2O (l) HB
+ + OH- (aq)
Base B OH-
Ácido conjugado
BH+
Etapa 1: molaridade inicial [B]inicial 0 0
Etapa 2: mudanças de molaridade - x + x + x
Etapa 3: molaridade do equilíbrio [B]inicial - x x x
7) Calcule o pH e a percentagem de protonação de 0,20 M de metilamina
CH3NH2 (aq) sabendo que a constante Kb da metilamina é 3,6 x 10
-4.