Definição dos ácidos e bases

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UNIVERSIDADE DA AMAZÔNIA 
Campus Ananindeua BR 1 
 
 
 
DEFINIÇÃO DOS ÁCIDOS E BASES 
 
 
 DEFINIÇÕES DE ÁCIDO E BASES 
 
➢ ARRHENIUS 
 
Segundo o conceito de Arrhenius, ÁCIDOS 
são substâncias que, em solução aquosa, aumentam 
a concentração de íons hidrogênio, H+(aq), em água. E 
BASES são substâncias que, em solução aquosa, 
aumentam a concentração de íons hidróxidos, OH-(aq), 
em água. 
HCl(g) H+(aq) + Cl-(aq) 
NaOH(s) Na+(aq) + OH-(aq) 
 
➢ LEWIS 
 
Em 1923, G. N. Lewis propôs a definição do 
comportamento ácido-base em termos de doação e 
aceitação do par de elétrons. A definição de Lewis é, 
talvez, a mais amplamente usada devido a sua 
simplicidade e larga aplicabilidade, especialmente no 
campo das reações orgânicas. Lewis definiu uma 
BASE como um doador de par de elétrons e ÁCIDO 
como um aceitador de par de elétrons. Além de todas 
as reações já discutidas, a definição de Lewis inclui 
reações nas quais não há formação de íons e nem 
íons hidrogênio, ou outros íons são transferidos: 
 
 
 
 
 
 
A definição de Lewis engloba todas as reações 
incluindo íon hidrogênio, íon óxido ou interações com 
solventes, assim como a formação de adutos ácido-
base como R3N-BF3 e todos os compostos de 
coordenação. 
 
 
 
➢ PEARSON 
 
Esta denominação nasceu da química de 
coordenação, onde, observou-se que alguns 
ligantes possuíam preferência em reagir com alguns 
metais e que outro grupo de ligantes 
preferiam coordenar com um segundo grupo de 
metais. 
Um exemplo é a fosfina que prefere coordenar 
com Hg2+ e a amônia que prefere coordenar com o 
Be2+. 
Pearson verificou esta tendência e sugeriu a 
denominação “DURO” e “MACIO” ou “MOLE” para 
classificar os elementos dos grupos. 
Ácidos duros: são íons metálicos, que 
incluem os alcalinos, os alcalinos terrosos, os íons 
metálicos de alto estado de oxidação, espécies de 
baixa eletronegatividade e tamanho pequeno. 
Ex.: Eu3+, Ca2+, Na+, Mg2+, Sc3+, La3+, Ce4+, K+, 
Co3+, Ti4+, Cr3+, Fe3+, Li+, Be2+, Sr2+, Zr4+, Cr6+, Mn2+, 
Mn7+, Sn4+, Si4+, As3+, Ga3+, N3+, Cl3+, Cl7+, I5+, I7+, etc. 
Bases duras: são espécies que doam 
elétrons, possuem alta eletronegatividade e possuem 
baixa polarizabilidade. 
Ex.: F–, NH3, O2-, H2O, SO42-, NO3–, ClO4–, 
CO32-, OH–, RNH2, CH3COO–, PO43-, N2H4, ROH, RO–
, R2O, etc. 
Ácidos macios: são espécies de tamanho 
grande, com baixo estado de oxidação, de média 
eletronegatividade, possui baixa 
capacidade polarizante. 
Ex.: Pd2+, Pt2+, Pt4+, Cu+, Ag+, Au+, Cd2+, Hg+, 
Hg2+, CH3Hg+, Tl+, CH2, O, Cl, Br, I, N, RO., RO2. 
Bases macias: são espécies que recebem 
elétrons, possui baixa eletronegatividade e alta 
polarizabilidade. 
Ex.: H–, R–, C2H4, C6H6, CN–, CO, SCN–, I–, 
R3P, R2S, RS–, R3As. 
Com estas classificações, se torna possível a 
verificação de preferência de uma reação, onde 
um ácido duro reage com uma base dura e um ácido 
macio reage com uma base macia. Quando um ácido 
duro reage com uma base dura a ligação formada é 
de caráter iônico e quando um ácido macio reage com 
uma base macia, a ligação formada possui caráter 
covalente. 
 
 
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Estes conceitos de dureza e maciez são 
relativos, ou seja, eles não são rígidos, mas sim, 
relativos à um outro ácido ou base. Um exemplo é o 
íon césio que é, geralmente, mais macio que o íon 
lítio e ambos são metais alcalinos, que possuem uma 
relativa dureza. 
Ácidos intermediários: Fe2+, Co2+, Ni2+, Cu2+, 
Zn2+, NO+, Sb3+, SO2, Pb2+, Os2+. 
Bases intermediárias: NO2–, SO32-, Br–, N2, 
N3–, C6H5NH2, C5H5N. 
 
➢ BRONSTED-LOWRY 
 
Bronsted e Lowry propuseram definir ácidos e 
bases em termos de suas habilidades de transferir 
prótons. De acordo com a definição deles, um ácido 
é uma substância (molécula ou íon) que pode doar 
um próton para outra substância. Analogamente, uma 
base é uma substância que pode receber um próton. 
HCl(g) + H2O(l) → H3O+(aq) + Cl-(aq) 
❖ Par Ácido-Base Conjugado 
 
Igualmente, para a reação entre NH3 e H2O. 
 
As forças ácido-base dos pares ácido-base 
conjugados estão relacionados: quanto mais forte um 
ácido, mais fraca sua base conjugada; quanto mais 
fraco o ácido, mais forte sua base conjugada 
 
EXERCÍCIOS 
 
1ª) Analise as afirmativas abaixo. 
 
I. A ligação química dos compostos 
formados por cátions e ânions muito 
polarizáveis tem forte caráter iônico. 
 
II. Quanto mais forte for um ácido, mais 
fraca será sua base conjugada. 
 
III. Nas soluções aquosas, as concentrações 
dos íons H3O+ e OH- estão relacionadas pelo 
equilíbrio de autoprotólise. Se uma 
concentração aumenta, a outra diminui para 
manter o valor de Kw. 
 
IV. Em uma reação de primeira ordem, a 
concentração do reagente decresce 
exponencialmente com o tempo. 
 
Estão corretas as afirmativas 
(A) I e II 
(B) I, II e III 
(C) I, II e IV 
(D) II, III e IV 
(E) I, III e IV 
 
2ª) Reunidos em uma tabela, estão as 
constantes de ionização (Ka) de alguns ácidos 
rotulados como indicado: 
 
 
 
Ácido Valor de Ka 
A 7,1x10-4 
B 1,3x10-10 
C 6,5x10-5 
D 4,9x10-10 
E 1,7x10-4 
F 1,8x10-5 
 
Com base nessas informações é correto 
afirmar: 
(A) O ácido “B” é o mais forte. 
(B) O ácido “D” é o mais fraco. 
(C) O ácido “E” é mais fraco que o ácido “C” 
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porém mais forte que o ácido “A”. 
(D) O ácido “F” é mais fraco que o ácido “D” 
porém mais forte que o ácido “B”. 
(E) O ácido “C” é mais fraco que o ácido “E” 
porém mais forte que os ácidos “F” e “B”. 
 
3ª) Para uma amostra de determinado produto 
que possui pH = 3,80, as concentrações de H+ 
e OH- expressas em quantidade de 
matéria/volume, são, respectivamente. 
 
(A) 1,6 x 10-4 e 6,2 x 10-11 
(B) 5,0 x 10-4 e 1,0 x 10-3 
(C) 1,6 x 10-4 e 5,0 x 10-4 
(D) 1,7 x 10-5 e 1,7 x 10-9 
(E) 1,6 x 10-4 e 5,0 x 10-8 
 
 
 
 
 
 
4ª) Se um refrigerante apresenta pOH = 11,5 podemos 
afirmar que o refrigerante 
 
(A) é alcalino. 
(B) tem pH de 2,5. 
(C) tem a [OH–] = 11,5 mol.L-1. 
(D) tem uma [OH–] maior que a [H+]. 
(E) tem [H+] = 2,5. 
 
5ª) Considere que foram preparadas soluções aquosas 
saturadas dos seguintes sais: 
 
I. NH4F 
II. Ca(C2H3O2)2 
III. Ca(NO3)2 
IV. FeCl3 
V. (CH3NH3)NO3 
 
Assim, a solução resultante da dissolução de 
 
(A) NH4F será ácida. 
(B) FeCl3 e será neutra. 
(C) Ca(CH3COO)2 será ácida. 
(D) (CH3NH3)NO3 será alcalina. 
(E) Ca(NO3)2 será ácida. 
 
DADOS: 
Kw = 1,0.10–14 
Ka(HF) = 3,5.10–4 
Ka(Fe(H2O)6)
3+ = 2,0.10–3 
Ka(CH3COOH) = 1,8.10
–5 
Kb(NH3) = 1,8.10
–5 
Kb(CH3NH2) = 5,5.10–4 
 
6ª) Qual é a base conjugada de cada um dos 
seguintes ácidos: HClO4; H2S; PH4+; HCO3-? 
 
7ª) Qual é o ácido conjugado de cada uma das 
seguintes bases: CN-; SO42-; H2O; HCO3-? 
 
8ª) Uma amostra de suco de maçã que foi 
espremido recentemente tem pH de 3,76. 
Calcule [H+]. (Dados: 10-3,76 = 1,7x10-4) 
 
9ª) Qual é o pH de uma solução de 0,040 mol/L 
de HClO4? (Dados: -log0,04 = 1,40) 
 
10ª) Uma solução aquosa de HNO3 tem pH de 
2,34. Qual é a concentração do ácido? 
 
11ª) Qual é o pH (a) de uma solução de 0,028 
mol/L de NaOH; (b) Uma solução de 0,0011 
mol/L de Ca(OH)2. 
GABARITO 
1ª) D 
2ª) E 
3ª) A 
4ª) B 
5ª) A 
8ª) 1,7x10-4 mol/L 
9ª) pH = 1,40 
10ª) 0,0046 mol/L 
11ª) (a) 15,45; (b) 11,34. 
 
Dado: Kw = 1,0x10-14 
 Log 1,6 = 
0,20 
 10-3,8 = 
1,6x10-4 
 10-10,2 = 
6,31x10-11