ácidos e bases

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Ácidos e Bases
Fernanda Luna e Flávia Santos
Índice
1. Objetivos
2. Teoria de Arrhenius
3. Acidez de Bronsted e Lowry
4. Força dos Ácidos e bases
5. Acidez de Lewis
6. Ácidos e bases duros e macios
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Objetivos
• Identificar ácidos e bases
• Abordar as principais teorias Ácido-base
• Exemplos de aplicações das teorias.
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Teoria de Arrhenius
• A distinção de ácidos e bases era baseada em 
tato de paladar
• Arrhenius (1884) -Ácido é toda substância 
que em água produz íons H+ e base é aquela 
que produz OH–
4
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Arrhenius é bastante restritiva, uma vez que limita o 
comportamento ácido-base a soluções aquosas.
Acidez de Brønsted
• Em 1923 J. N. Brønsted e T. M. Lowry, definições 
para ácidos e bases: 
– Ácidos são substâncias que doam prótons H+ . 
– Bases são substâncias que recebem prótons (H+). 
HCl
(aq)
 + H2O
(l)
 → H3O+
 (aq)
 + Cl− 
(aq)
ácido1 base2 acido 2 base 1
6
HCl
(aq)
 + H2O
(l)
 → H3O+
 (aq)
 + Cl − 
(aq)
ácido1 base2 acido 2 base 1
 NH3
(aq)
 + H2O
(l)
 → NH4 +
 (aq)
 + OH− 
(aq)
 base1 ácido2 acido1 base2
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Força dos Ácidos e Bases 
Aspectos qualitativos :
- reações descritas anteriormente, ocorrem na 
direção da formação do ácido e da base de 
um par conjugado mais fracos
- Em cada par conjugado, o ácido mais forte e a 
base mais forte reagem para formar o ácido e 
a base mais fracos.
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A força de um ácido: exemplo, considere a 
dissolução de ácido sulfúrico (H2SO4) em água:
 H2SO4
(aq) 
+ H2O
(l)
 → H3O+
 (aq)
 + HSO4 − 
(aq)
 
ácido1 base2 ácido2 base1
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- Quantitativamente as forças relativas dos 
ácidos e das base podem ser medidas e 
ajustadas à uma escala adequada.
- Estas forças relativas, de alguns pares de 
ácido-base conjugados, são apresentadas na 
Tabela 1.
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• Ácidos fracos são aqueles que não estão 
completamente dissociados em solução 
aquosa. 
• Segundo Brønsted–Lowry, a equação 
correspondente à dissociação de um ácido HA 
qualquer, pode ser representada como: 
HA
(aq)
 + H2O
(l)
 →H3O+
(aq)
 + A-
(aq)
 
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A constante de dissociação de um ácido, Ka.
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Acidez de Lewis
• Gilbert N. Lewis (1923)
– tornou-se influente somente a partir da década 
de 1930
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Exemplos:
Ácidos de Lewis : Fe3+; BF
3
; AlCl
3
 
Bases de Lewis : NH
3
; H
2
O; (CH
3
)
2
S
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• A reação fundamental para os ácidos e bases 
de Lewis é a formação de um complexo (ou 
aduto)
• 1.
• 2.
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• As reações de ácidos e bases de Lewis são 
difundidas na química, na química industrial e 
na biologia.
–
• Formação de compostos de coordenação
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Teoria de Pearson - 
Ácidos e Bases Duros e Macios 
• Inicialmente foram propostos como “classe a” 
e “classe b” S. Ahrland, J. Chatt e N. R. Davies.
– Classes criadas empiricamente com base em Kf
– Quanto maior Kf mais estável
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19
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R. Pearson (1963)
Conceitos de ácidos e bases duros e moles 
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Ácidos duros (a) Ácidos Moles (b)
Espécies pequenas Espécies maiores
Pouco polarizáveis Mais polarizáveis
Alta carga positiva Pequena carga positiva ou zero
Formam complexos com a 
ordem de estabilidade 
I<Br<Cl<F
Formam complexos com a 
ordem de estabilidade 
F<Cl<Br<I
Fe3+;Al3+;H+ Cu+, Ag+, Pb2+ 
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Bases duras Bases Moles
Espécies pequenas Espécies maiores
Pouco polarizáveis Mais polarizáveis
Alta eletronegatividade Baixa eletronegatividade
F-, OH-, H2O H-, CN-;
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• Interações entre ácidos e bases duros - 
predominantemente eletrostáticas.
• Interação entre ácidos e bases macios são 
predominantemente covalentes.
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Permite uma previsão qualitativa da estabilidade 
dos complexos.
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Aplicações Ácidos e bases de 
Pearson
- a sistematizar a formação de complexos, mas 
devem ser consideradas à luz de outras possíveis 
influências na ligação.
OBS: 
- outros fatores podem afetar o resultado das 
reações. 
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- Esclarece a distribuição dos elementos na 
crosta terrestre
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- Cátions duros como Li+, Mg2+, Ti3+ e Cr3+ são 
encontrados associados com a base dura O2–. 
- Os cátions macios Cd2+, Pb2+, Sb2+ e Bi3+ são 
encontrados associados com ânions macios, 
particularmente S2– , Se2– e Te2+
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Considerações Finais
• Existem outras teorias de ácidos e bases;
• Explicam fenômenos e algumas tendências da 
natureza;
• Extremamente importante em vários áreas da 
ciência.
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Referências Bibliográficas
WELLER, M; OVERTON, T.;ROURKE, J.; ARMSTRONG, F. Química 
Inorgânica, 6 ed, Bookman Rio de Janeiro, 2017. Disponível em: 
https://integrada.minhabiblioteca.com.br/#/books/978858260441
0/. Acesso em: 10 ago 2021.
MIESSLERG, L.; FISCHERP, J.; TARR, D. A. Química Inorgânica - 5 ed. 
Pearson Education do Brasil, São Paulo, 2014.
Conceitos de Ácidos e Bases, Centro de apoio à educação a 
distância UFMG. Disponível em: 
https://www2.ufjf.br/quimicaead/wp-content/uploads/sites/224/2
013/09/QI_Aula3.pdf. Acesso em: 10 ago 2021.
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