Aula_ácidos e bases_2021

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Prof.: Ana Elisa B. Matias
Ácidos e Bases
Reações em solução
• Reconhecimento da ocorrência de uma reação química:
despreendimento 
de gás
mudança de cor
variação de 
temperatura
2
Reações ácido-base
As reações ácido-base têm grande importância em
química, intervindo em numerosos processos químicos
industriais e em processos biológicos.
 Em muitos destes processos é fundamental o controle
das características ácido-base do meio.
3
Tro, Chemistry: A Molecular Approach apud Flavio Vichi, USP. <http://www.iq.usp.br/fmvichi/html/topico06.pdf> Acesso em 09 ago. 2016
Estrutura dos Ácidos 
Ácidos binários têm hidrogênios ácidos ligados
a um átomo não-metálico.
HCl, HF
4
Tro, Chemistry: A Molecular Approach apud Flavio Vichi, USP. <http://www.iq.usp.br/fmvichi/html/topico06.pdf> Acesso em 09 ago. 2016
Ácidos Comuns 
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Tro, Chemistry: A Molecular Approach apud Flavio Vichi, USP. <http://www.iq.usp.br/fmvichi/html/topico06.pdf> Acesso em 09 ago. 2016
Propriedades dos Ácidos
Sabor azedo
Reagem com metais “ativos”
- p. ex.: Al, Zn, Fe, mas não com Cu, Ag, ou Au
Reagem com bases
para formar sais iônicos
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Tro, Chemistry: A Molecular Approach apud Flavio Vichi, USP. <http://www.iq.usp.br/fmvichi/html/topico06.pdf> Acesso em 09 ago. 2016
Estrutura das Bases
 A maioria das bases iônicas contém íons OH-
– NaOH, Ca(OH)2
 Algumas contém íons CO3
2-
- CaCO3, NaHCO3
 Bases moleculares contém estruturas que reagem com
H+ principalmente grupos amina
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Tro, Chemistry: A Molecular Approach apud Flavio Vichi, USP. <http://www.iq.usp.br/fmvichi/html/topico06.pdf> Acesso em 09 ago. 2016
Bases Comuns
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Tro, Chemistry: A Molecular Approach apud Flavio Vichi, USP. <http://www.iq.usp.br/fmvichi/html/topico06.pdf> Acesso em 09 ago. 2016
Propriedades das Bases
Também conhecidas como álcalis
Sabor amargo
Alcalóide = produto natural que é alcalino
Reagem com ácidos para formar sais iônicos
– neutralização
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Tro, Chemistry: A Molecular Approach apud Flavio Vichi, USP. <http://www.iq.usp.br/fmvichi/html/topico06.pdf> Acesso em 09 ago. 2016
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Reação de auto-ionização da água
Friedrich Kohlrausch (1840-1910) 
A auto-ionização da água pura produz concentração muito baixa
de íons H3O
+ e OH-
K =
[H3O
+][OH-]
[H2O] 
2
K [H2O] 
2 = [H3O
+] [OH-]
Kw = [H3O
+] [OH-]
constante de 
ionização da água
H2O + H2O H3O
+(aq) + OH-(aq)
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Medida de condutividade elétrica:
[H3O
+] = [OH-] = 1,0 x 10-7 mol/L 25 ºC
Kw = 1,0 x 10
-14 mol/L 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 mol/L
Reação de auto-ionização da água
12
13
 pH = - log[H+] = - log[H3O
+] e
pH = - log[H+] pH = -log10-7
 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
Quanto < o pH, mais ácida é a solução
Alguns valores comuns de pH
Substância pH
Ácido de bateria <1.0
Suco gástrico 2.0
Suco de limão 2.4
Cola (refrigerante) 2.5
Vinagre 2.9
Suco de laranja ou maçã 3.5
Cerveja 4.5
Café 5.0
Chá 5.5
Chuva ácida <5.6
Saliva de pacientes com cancro 4.5-5.7
Leite 6.5
Água pura 7.0
Saliva humana 6.5-7.4
Sangue 7.34-7.45
Água do mar 8.0
Sabonete de mão 9.0-10.0
Amônia caseira 11.5
Cloro 12.5
Hidróxido de Sódio caseiro 13.5
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Solução básica: [H3O
+] < [OH-] 
• [H3O
+] < 1,0 x 10-7 mol/L e 
• [OH-] > 1,0 x 10-7 mol/L
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
• O ácido mais forte já produzido é o
fluorantimônico (HSbF6), cuja acidez
supera a mais alta encontrada na
natureza: o ácido sulfúrico a 100%. Atinge
um pH de -31,3.
15
Ácidos e Bases de Arrhenius
Svante A. Arrhenius foi um químico sueco.
Recebeu o Nobel de Química de 1903,
"em reconhecimento pela sua teoria
eletrolítica da dissociação"
16
Ácido de
Arrhenius
produzem íons 
H3O
+ (H+), 
quando 
dissolvidos em 
água
Base de
Arrhenius
produzem íons 
OH-, ao serem 
dissolvidos em 
água
Imagem: Autor Desconhecido/ 
Disponibilizada por Nils Simon/ 
United States Public Domain
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)
Ácidos e Bases de Arrhenius
As definições de Arrhenius são limitadas pois 
aplicam-se apenas a soluções aquosas.
17
18
Outros exemplos:
Ácidos como HCl, HNO3, H2SO4 e HClO4 são ácidos
fortes, pois em soluções aquosas diluídas eles estão
quase que totalmente ionizados.
Em contraste, o ácido acético (CH3COOH) é uma
ácido fraco e sua ionização é de apenas 1 a 3%
dependendo da concentração do ácido.
HCl, HNO3, H2SO4, HClO4, H3PO4, CH3COOH...
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De forma geral, um ácido de Arrhenius é uma
substância que se dissocia para formar íons hidrônio
em solução:
HA(aq) + H2O(l) → H3O
+
(aq) + A
-
(aq)
Através do estudo de soluções de
substâncias como HCl e HNO3,
Arrhenius propôs que um ácido é
uma substância cuja solução
aquosa contém H3O
+, um próton
solvatado (íon hidrônio).
• Substâncias
neutras
dissolvidas em
água formam
espécies
carregadas
“íons” .
• Dissociação
Iônica ou
Ionização em
Solução
20
TEORIA DE ARRHENIUS (1887)
Clusters H5O2
+
• Em água, H+(aq) 
forma clusters.
• O cluster mais
simples H3O
+(aq). 
• Usa-se ou H+(aq) ou
H3O
+(aq).
O íon H+ em água
Clusters 
H9O4
+
❖TEORIA DA DISSOCIAÇÃO IÔNICA
SVANTE ARRHENIUS
Em 1884, realizou vários experimentos para explicar a condutividade
de algumas soluções.
A condutividade elétrica das soluções dependia da existência de
íons, que eram os responsáveis por transportar a carga.
soluções iônicas transportavam corrente elétrica porque os seus íons, 
que antes estavam em um aglomerado iônico, eram separados quando 
colocados em água. 
DISSOCIAÇÃO IÔNICA
IONIZAÇÃO
Ciências, 9º Ano, Descrição dos tipos de funções químicas, 
suas propriedades e seus efeitos químicos e biológicos 
TEORIA DE ARRHENIUS (1887)
22
Ácidos e Bases de Brønsted-Lowry
Johannes N. Brønsted na Dinamarca e
Thomas Lowry na Inglaterra
propuseram em 1923 que o aspecto
essencial de uma reação ácido-base é a
transferência de um íon hidrogênio ou
próton (H+), de uma espécie para outra.
BrønstedLowry
23
Ácido de
Brønsted
Doador de 
próton
Base de
Brønsted
Receptor de 
próton
Peter Elfelt/ United States
Public Domain. 
Autor desconhecido/ dispon-
ibilizado por Material scientist/ 
United States Public Domain
Em uma reação ácido-base de Brønsted, a molécula de
ácido fornece um íons H+ para a molécula de base
Não precisam ocorrer em solução aquosa
Definição mais ampla que a de Arrhenius
Ácidos e Bases de Brønsted-Lowry
24
Qualquer material que contenha H é um ácido de
Brønsted–Lowry em potencial
Devido à estrutura molecular, geralmente um H de
determinadas moléculas é mais fácil de ser transferido
que os outros
HCl(aq) é ácido pois HCl transfere um H+ para H2O,
formando íons H3O
+
– a água atua como uma base, aceitando H+
Ácidos e Bases de Brønsted-Lowry
25
 Bases de Brønsted-Lowry são aceptores de H+
 Qualquer material que possui átomos com pares isolados é
uma base de Brønsted-Lowry em potencial
 Devido à estrutura molecular, geralmente um dos átomos da
molécula aceita a transferência de H+ mais facilmente que os
outros
 NH3(aq) é básico porque NH3 aceita um H de H2O, formando
OH– (aq)
-a água atua como ácido, doando H+
Ácidos e Bases de Brønsted-Lowry
26
 Uma das vantagens da teoria de Brønsted-Lowry é que ela prevê a
reversibilidade das reações.
 Após o ácido (HA) perder seu próton ele é convertido em A- (base).
Consequentemente o HA e o A- são pares ácido-base conjugados.
 Após a base (H2O) receber um próton, ela é convertida em H3O
+(ácido). Consequentemente, a H2O e o H3O
+ são pares ácido-base
conjugados.
Reações Ácidos e Bases de Brønsted-
Lowry
27
NH3 (aq)+ H2O (l) NH4
+ (aq) + OH- (aq)
base1 ácido2 ácido1 base2
CH3COOH(aq) + H2O (l) CH3COO
- (aq) + H3O
+ (aq)
ácido1 base2 base1 ácido2
28
Reações Ácidos e Bases de Brønsted-
Lowry
Quanto mais forte o ácido, maior é sua tendência a doar
H
Quanto mais forte é o ácido, mais fraca é a base
conjugada.
Reações Ácidos e Bases de Brønsted-
Lowry
29
Ácidos fortes doam praticamente todos os seus H
O H+ é o ácido mais forte que pode existir no equilíbrio
em solução aquosa.
Reações Ácidos e Bases de Brønsted-
Lowry
30
O OH- é a base mais forte
que pode existir no equilíbrio
em solução aquosa.
Força de Ácidos e Bases de Brønsted-
Lowry
31
 Um ácido forte é um eletrólito forte, isto é, praticamente todas as
moléculas de ácido se ionizam
Força dos ácidos
32
Ácidos e Bases de Lewis
33
Anos 30: Gilbert N. Lewis desenvolveu
uma teoria mais geral.
A idéias de Lewis foram publicas no
mesmo ano da teoria de Brønsted-Lowry
porém, apenas 10 anos depois se
tornaram amplamente aceitas pela
comunidade cinetífica.
Compartilhamento do par de elétrons entre um ácido 
e uma base e não na transferência de um próton
Imagem: Autor Desconhecido/ 
Disponibilizada por Nils Simon/ 
United States Public Domain
Uma reação ácido-base de Lewis só pode ocorrer se
houver uma molécula (ou um íon) com uma par de
elétrons que possa ser cedido e uma outra molécula (ou
um íon) que possa receber este par de elétrons:
Ácidos e Bases de Lewis
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A + B B A
Ácido Base Aduto ou complexo
Ácido
Substância 
que aceita um 
par de 
elétrons
Base
Substância 
que doa um 
par de 
elétrons
Qualquer átomo deficiente em
elétrons pode atuar como um
ácido de Lewis.
Compostos com orbitais vazios também podem atuar
como ácidos de Lewis.
Ácidos e Bases de Lewis
35
De maneira geral temos:
Exemplos:
Ácidos de Lewis : Fe3+ BF3 AlCl3
Bases de Lewis : NH3, H2O, (CH3)2S
Ácidos e Bases de Lewis
37
38
Ácidos e Bases
Ácido Base
Lewis
Produzem íons H3O
+ (H+) 
= dissolvidos em H2O
Produzem íons OH-
= dissolvidos em H2O
Bronsted -
Lowry
H+(aq) + :OH-(aq) H2O
Doa pares 
de elétrons
Aceita pares 
de elétrons
Arrhenius
Aceita um próton 
[H+] =[H3O
+] 
H2O + H2O H3O
+(aq) + OH-(aq)
a1
a2b2
b1
Doa próton [H+] 
=[H3O
+] 
Ácidos e Bases
40
Exercícios
41
Exercícios
Classifique em ácidos e bases e quando possível os seus pares conjugados
1)
2) NH3 + H2O → NH4
+ + OH–
3)
42
A amônia é um composto muito versátil, pois seu comportamento
químico possibilita seu emprego em várias reações químicas em
diversos mecanismos reacionais, como em
I- HBr(g) + NH3(aq) → NH4
+
(aq) + Br
–
(aq)
II- NH3(g) + CH3
–
(g) → CH4(g) + NH2
–
(g)
De acordo com o conceito ácido-base de Lewis, em I a amônia é
classificada como _______. De acordo com o conceito ácido-base de
Brösnted-Lowry, a amônia é classificada em I e II, respectivamente,
como _______ e _______.
Assinale a alternativa que preenche, correta e respectivamente, as
lacunas.
a) base … ácido … base
b) base … base … ácido
c) base … ácido… ácido
d) ácido … ácido … base
e) ácido … base … base
Ácidos e Bases em química 
orgânica
43
Ácido: espécie química capaz de ionizar-se, liberando íons de hidrogênio (H+) em meio
aquoso.
Quando um ácido se ioniza em água, passa a ocorrer um processo de equilíbrio,
representado por:
HA + H2O ↔ A
- + H3O
+
Ou ainda, de modo simplificado:
HA ↔ A- + H+
O grau de ionização de um ácido é denominado de constante de acidez, e
representado por Ka. O nome de constante de ionização também é empregado, e
pode ser definido matematicamente conforme mostrado abaixo:
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A constante de acidez
Ka=[A−].[H3O
+]
[HA]
As espécies representadas entre colchetes 
representam suas concentrações molares. 
Deste modo, seu valor de Ka é diretamente 
proporcional à concentração iônica
45
> Ka para um ácido > será sua ionização > força desse ácido.
Para o ácido acético:
A Tabela mostra o valor de constante de acidez para alguns ácidos, na temperatura de 
25°C (a temperatura interfere significativamente no Ka de um ácido).
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A constante de acidez
Quanto maior o valor de Ka →maior a acidez do ácido. 
Menor valor de Ka →menor a extensão da dissociação.
A acidez pode também ser expressa pelo pKa:
pKa = - log Ka
• Quanto maior o valor de pKa, menor será a extensão de dissociação a
qualquer pH, isto é, quanto mais fraco for o ácido.
• Um ácido fraco tem um valor de pKa na gama aproximada de -2 a 12 em
água.
• Os ácidos com um valor de pKa inferior a cerca de -2 são considerados
ácidos fortes
47
A constante de acidez
As espécies representadas entre colchetes representam suas concentrações
molares.
48
A constante de acidez
Não confunda pH com pKa
• pH é uma escala utilizada para a acidez de uma solução. 
• pKa é característica de um composto particular que indica sua 
tendência de doar um próton.
• Sua importância se torna clara quando discute-se como 
compostos químicos reagem.
Exemplo
50
Prever para que lado está deslocado o equilíbrio 
com base nos valores de pka.
51
52
Previsão do resultado da reação ácido-base 
“as reações ácido-base sempre favorecem a 
formação do ácido e da base mais fraca” 
o ácido e a base mais fraca são menos reativos
53
Avaliação da força do ácido
Quanto mais estável for a base conjugada mais forte é o
ácido
Quanto maior a deslocalização da carga negativa da base
conjugada mais forte é o ácido
Fatores que influenciam
a relação estrutura
molecular e acidez:
1) Eletronegatividade
2) Hibridização
3) Força da ligação
4) Efeito mesomérico
5) Efeito indutivo
6) Solvatação
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Regra do CREIO: 
➢ Carga, 
➢ Ressonância (Efeito Mesomérico), 
➢ Efeito Indutivo 
➢ Orbitais.
Fatores que influenciam na força dos 
ácidos e bases.
https://www.infoescola.com/quimica/efeito-mesomerico/
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Estabilidade da base/ácido conjugado:
O ácido é mais forte, quanto mais estável a base conjugada, e 
quanto mais estável o ácido conjugado, mais forte é a base.
Exemplo: O ácido conjugado do metano é muito instável, logo, o metano 
é uma base muito fraca.
Por outro lado, a base conjugada do metano também é muito instável 
(pKaH ≈ 48) tornando-o um ácido muito fraco.
H
C
H
H
H
+ H+ C+H
H
H
H
H
H
C
H
H
H
+ H+
H
C-
H
H
Fatores que influenciam na força dos 
ácidos e bases.
57
• Átomos estão na mesma Linha da tabela, verificamos qual é o
átomo de maior eletronegatividade, pois estes acomodam a carga
negativa mais facilmente que os de menor
• Quanto maior a eletronegatividade de um átomo, maior a é
estabilidade de seus orbitais de valência, logo, mais estável será a
base conjugada.
HF H+ + F- 3,98 3,2
H2O H
+ + OH- 3,44 15,7
NH3 H
+ + NH2
- 3,04 ca.36
CH4 H
+ + CH3
- 2,55 ca.48
Eletronegatividade pKa
Eletronegatividade
Eletronegatividade
59
Eletronegatividade
60
Tamanho do átomo
Comparando átomos na mesma coluna da tabela Periódica:
➢ O átomo de maior raio atômico acomodará melhor a carga
negativa que um átomo de menor raio atômico.
➢ Neste caso o Enxofre ganha, por ter maior raio atômico.
HF H+ + F- 42 3,2
Raio atômico (pm) pKa
HCl H+ + Cl- 79 -7
HBr H+ + Br- 94 -9
HI H+ + I- 115 -10
61
Quantomaior o átomo, mais difuso é seu orbital de valência 
e melhor ele pode acomodar (distribuir) uma carga. Ou seja, 
quanto maior o átomo, mais estável é a base conjugada.
Tamanho do átomo
• Quando os átomos possuem tamanhos similares (mesma linha), 
o mais ácidos será aquele com o átomo mais eletronegativo.
• Quando os átomos possuem tamanhos diferentes (mesma 
coluna), quanto maior o átomo, maior sua força ácida.
Efeito do tamanho do átomo e da força de ligação
Efeito do tamanho do átomo e da força de ligação
Efeito da hibridização
Para um mesmo elemento, quanto maior o caráter s do orbital ligado 
ao hidrogênio, mais estável será a base conjugada.
Ter maior caráter s significa que os elétrons do ânion serão, em média, 
mais baixos em energia e o ânion será mais estável.
Efeito da hibridização
Qual carbono é mais ácido
Ácidos alifáticos não saturados
A hibridação sp2 e sp no carbono aumenta a acidez devido a maior 
eletronegatividade do carbono com maior caráter s
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EFEITO DA RESSONÂNCIA
• Estabiliza a base conjugada tornando-a uma base fraca.
• Normalmente, quanto maior o número de estruturas de 
ressonância mais estável é o composto e leva a formação do 
Ácido mais forte.
69
EFEITO DA RESSONÂNCIA
70
EFEITO DA RESSONÂNCIA
Quem é o ácido mais forte?
71
72
Efeitos eletrônicos: indutivo
Efeitos eletrônicos: indutivo
74
Efeitos eletrônicos: indutivo
O efeito do substituinte na acidez do composto diminui com o aumento da
distância entre o substituinte e o átomo de oxigênio.
• Apesar dos prótons dos cinco ácidos carboxílicos estarem
ligados ao átomo (oxigênio), os cinco compostos possuem
diferentes acidez.
• A carga ser espalhada pela molécula, sendo aliviada de
estar apenas no átomo de oxigênio estabiliza a base,
aumentando sua acidez.
Os efeitos do pKa e do tipo de átomo
76
Quais compostos serão mais ácidos??
Os efeitos da estrutura no pKa
2)
1)
Resumo
• EFEITOS PRINCIPAIS:
– Eletronegatividade 
– Tamanho 
– Hibridização 
– Ressonância
• EFEITO MINORITÁRIO
– Efeito Indutivo
78
Resumo
Produzem grande alteração no pKa
Produz pequena alteração a menos 
que tenha efeito aditivo
• Tanto os álcoois quanto os ácidos carboxílicos se comportam 
como a água. Podem doar ou receber um próton.
Ácidos e bases orgânicos
• Uma amina, composto que possui NH2 na cadeia carbônica
também pode aceitar ou receber um próton.
• Porém com o valor do pKa destas aminas, qual o
comportamento esperado para estas substâncias.
Ácidos e bases orgânicos
Acidez dos ácidos carboxílicos, fenóis e álcoois
Ácidos carboxílicos
83
Fenóis
84
Alcóois
85
Álcoois
86
Basicidade
Base é toda espécie química doadora de elétrons
Por que o nitrogênio é mais básico do que os 
oxigênios?
As aminas possuem caráter mais básico porque o N é 
menos eletronegativo que o O e, dessa forma, ele é 
capaz de compartilhar o seu par de elétrons com 
maior facilidade que o oxigênio
87
Basicidade
Basicidade
• As aminas alifáticas são mais básicas que 
as aromáticas porque a ressonância com os 
elétrons das ligações pi do anel benzênico, 
fazendo com que a sua disponibilidade para 
a realização de ligações covalentes diminua.
Ordem de 
basicidade das 
aminas
Por que as aminas secundárias são as aminas mais básicas?
• As aminas secundárias possuem dois grupos alquila
doadores de elétrons (I+), sendo, portanto, mais básicas
que as primárias.
Mas e as aminas terciárias?
• A presença de 3 grupos alquilas em torno do N dificulta a
aproximação do H+ (impedimento espacial)
• Nas aminas aromáticas o par de elétrons pode deslocalizar-
se sobre o anel , tornando-se menos disponível
Sal
É todo composto que em solução
aquosa possui pelo menos um cátion
diferente do H+ , e pelo menos um
ânion diferente do OH-
90
Sal
Quando um ácido e uma base são 
misturados ocorre uma reação de 
neutralização, que produz sal e água.
91
HCl + NaOH → NaCl + H2O
A fórmula geral para esse tipo de reação é:
Ácido + Base → Sal + Água
Nessa reação, todo íon hidrogênio (H+) do ácido reagiu com todo íon
hidroxila (OH-) da base. Quando isso acontece, a reação é
de neutralização total.
92
Como ocorre a neutralização?
Em solução aquosa, um ácido ioniza-se liberando o íon H+.
Já na base, ocorre a dissociação e liberação de OH-.
A neutralização, também chamada de salificação, é uma reação química de
dupla troca. Nela, as espécies químicas são permutadas e o íon H+ do ácido
combina-se com o íon OH- da base, formando água.
Da mesma forma, o ânion do ácido une-se ao cátion da base e formam o
sal, substância característica desse tipo de reação.
Neutralização
total
• As quantidades de H+ e OH- estão na 
proporção 1:1, ou seja, para cada H+ há 
um OH- para neutralizá-lo.
• Os sais formados nesse tipo de reação são 
neutros e, por isso, quando dissolvidos em 
água não alteram o pH da solução.
93
Neutralização
Parcial
• Há a "sobra" de íons H+ ou OH- que
formarão um hidrogenossal (sal ácido) ou
hidroxissal (sal básico).
• Os sais ácidos ao reagirem fazem com que
o pH da solução fique menor que 7. Já os
sais básicos em solução aquosa elevam o
pH, tornando-o maior que 7.
94
Exercício
Exercício
97