TEORIA ÁCIDOS E BASES

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Química Analítica 1 
Teoria Clássica de Ácidos e Bases 
 
O Conceito de Arrhenius para ácidos e bases 
 
Apresentado pelo químico, físico e matemático sueco 
Svante August Arrhenius (1859-1927) em 1887. 
 
⚫ Ácidos são substâncias que, quando dissolvidas 
em água, aumentam a concentração de íons H+(aq) 
na solução. 
 
HCl(aq) → H+(aq) + Cl-(aq) 
100% ionizado ≡ ácido forte (eletrólito forte) 
 
⚫ Bases são substâncias que, quando dissolvidas 
em água, aumentam a concentração de íons 
OH-(aq) na solução. 
 
NaOH(aq) → Na+(aq) + OH-(aq) 
100% dissociado ≡ base forte (eletrólito forte) 
 
 
A reação entre um ácido forte e uma base forte, produz 
sal e água e é chamada de Reação de Neutralização. 
 
⚫ Sal é todo composto iônico cujo cátion provem de 
uma base e cujo ânion provem de um ácido. 
 
HCl(aq) + NaOH(aq) → NaCl(aq) + H2O(l) 
 
 
⚫ O conceito de Arrhenius para ácidos e bases, 
embora tenha contribuído para explica rum 
grande número de fenômenos ,mostrou-se restrito 
a água. 
 
 
 
 
 
 
 
O conceito de Bronsted-Lowry para ácidos e bases 
 
Apresentado independentemente pelos químicos J.N. 
Brönsted e T.M. Lowry, em 1923. 
 
⚫ Ácidos são substâncias capazes de doar um 
próton (H+) a outra substância. 
⚫ Bases são substâncias capazes de aceitar um 
próton (H+) de outra substância. 
 
HNO3(aq) + H2O(l) → NO3-(aq) + H3O+(aq) 
 
 
Todas as reações envolvendo um ácido e uma base, 
segundo a teoria de Brönsted-Lowry envolvem a 
transferência de um próton (H+) resultando na 
formação de pares ácido-base conjugados. 
 
 
 
As reações descritas anteriormente ocorrem na 
direção da formação das espécies mais fracas, ou seja, 
o ácido e a base mais fortes, dão origem ao ácido a 
base mais fracos. 
Força de ácidos e bases 
Nem todos os ácidos tem a mesma reatividade. Um 
meio de classificar esses ácidos é de acordo com sua 
força. Um ácido forte pode ser definido como aquele 
que sofre uma dissociação essencialmente completa 
para formar íon hidrônio (H+) em um determinado 
solvente. 
HCl(aq) → H+(aq) + Cl-(aq) (dissociação completa) 
 
 
Química Analítica 1 
Teoria Clássica de Ácidos e Bases 
 
Um ácido fraco é aquele que se dissocia apenas em 
parte para formar íons hidrônio (H+). 
 
HF(aq) ⇄ H+(aq) + F-(aq) (dissociação parcial) 
 
A força relativa de ácidos e bases pode ser expressa 
de forma quantitativa através de uma constante de 
equilíbrio. Ka é uma constante de equilíbrio para um 
ácido em solução aquosa. Para um ácido fraco Ka 
<1x10-4. O valor de Ka aumenta de acordo com a força 
do ácido, ou seja, de acordo com a extensão da sua 
ionização. 
 
Assim como a força dos ácidos é dada pela sua 
capacidade em doar um íon hidrogênio para outra 
substância química, a força de uma base é dada pela 
sua capacidade de aceitar um íon hidrogênio, que 
pode ser avaliada pela constante de ionização de base 
(constante de basicidade). 
 
Para uma base qualquer: B(aq) + H2O(l) ⇄ BH+(aq) + 
OH-(aq), temos: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Autoprotólise da água 
A autoprotólise é definida como a reação química entre 
duas moléculas de água para a produção de íons 
hidrônio e hidroxila. 
 
H2O ⇄ H+ + OH- 
Em que: 
 
 
A escala de pH 
 
A escala de pH é usada para indicar a acidez ou 
basicidade de uma solução, sendo uma medida da 
concentração de íons H+. O valor de pH é definido 
como o logarítmo negativo da concentração dos íons 
H+. 
 
pH = -log[H+]