Slide - Equilíbrio Ácido-Base

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1. TEORIA DE ARRHENIUS (1880)
NaOH(aq)→ Na+(aq) +			OH-(aq)
ü Ácido: Toda a substância que contendo hidrogênio que dissolvida
em H2O aumenta a [H+]:
Ácidos e Bases: Uma Breve Revisão
ü Base: Toda a substância que em solução aquosa que se “dissociava”,
produzindo íons hidróxido (OH-):
HCl(g)			→ H+(aq) +		Cl-(aq)
H2O
LIMITAÇÃO:
Explicar o comportamento de ácido-base de solução não aquosas.
EX: Comportamento alcalino da NH3(l).
Ø O íon H+(aq) é simplesmente um próton sem elétrons.
Johannes Bronsted e Thomas Lowry propuseram uma definição mais
abrangente que a de Arrhenius:
ü As reações ácido-base envolvem transferências de íons H+
de uma substância para outra.
ü O H+(aq) interage fortemente com os pares de ē não-ligantes
das moléculas de H2O p/ formar íons hidrogênio hidratados:
2. TEORIA DE BRONSTED-LOWRY (1923)
O Íon H+ em Água
H+(aq) + :O―H
l
H
:
H―O—H
l
H
: +
Íon Hidrônio
Ø Aglomerados maiores também são formados H5O2+ e H9O4+.
• Geralmente usa-se H+(aq) e H3O+(aq) indiscriminadamente.
• A base de Brønsted-Lowry não precisa conterOH-.
Reações de Transferência de Próton
ü Ácido: Espécie que cede íons H+ (prótons).
ü Base: Espécie que recebe íons H+.
Considere: HCl(aq) + H2O(l) → H3O+(aq) + Cl-(aq)
• O HCl doa um próton para a água ó HCl é um ácido.
• A H2O recebe um próton do HCl ó a H2O é uma base.
A H2O pode se comportar tanto como ácido quanto como
base.
Substâncias ANFÓTERAS podem se comportar 
tanto como ácidos quanto como bases.
Pares Ácido-Base Conjugados
Ø O que quer que tenha sobrado do ácido após o próton ter
sido doado é chamado de sua base conjugada.
Ø Similarmente, o que quer que tenha sobrado da base após
ela ter recebido o próton é chamado de um ácido conjugado.
Considere: HA(aq) + H2O(l) H3O+(aq) + A-(aq)
– Após o HA (ácido) perder seu próton ele é convertido em A-
(base) ó o HA/A- são pares ácido-base conjugados.
– Após a H2O (base) receber um próton, ela é convertida em
H3O+ (ácido) ó a H2O/H3O+ são pares ácido-base conjugados.
ü Os pares ácido-base conjugados diferem entre si apenas
em UM próton.
Ex. 1: HNO2(aq) + H2O(l) NO2-(aq) + H3O+(aq)
Adicionar H+
BaseÁcido
Remover H+
Base
Conjugada
Ácido
Conjugado
Ex. 2: NH3(aq) + H2O(l) NH4+(aq) + OH–(aq)
Remover H+
Ácido
Adicionar H+
Base ÁcidoConjugado
Base
Conjugada
v Quanto mais forte é o ácido, mais fraca é a base conjugada.
Forças Relativas de Ácidos e Bases
v O H+ é o ácido mais forte que pode existir no equilíbrio em
solução aquosa.
v O OH- é a base mais forte que pode existir no equilíbrio em
solução aquosa.
v Quanto mais forte é a base, mais fraca é o ácido conjugado.
Ø Força de um ácido ó habilidade em doar prótons.
Ø Força de uma base ó habilidade em receber prótons.
1. Os ácidos fortes transferem completamente seus prótons p/
H2O ó não deixando nenhuma molécula não dissociada.
Suas bases conjugadas têm tendência desprezível p/ 
ser protonadas em solução aquosa
2. Ácidos fracos dissociam-se
parcialmente em solução
aquosa ó existe uma mistura
entre ácido e íons constituintes.
As	bases	conjugadas	mostram	
ligeira	habilidade	p/	remover	
prótons	da	H2O.
3. Substâncias com acidez
desprezível, como CH4, que
contem H, mas não demonstra
qualquer comportamento ácido.
Bases	conjugadas	são	fortes,	
reagindo	completamente	
com	H2O	formando	OH-.
Ex: HCl(g) + H2O(l) H3O+(aq) + Cl-(aq)
v Se a H2O (base na reação direta) é uma base mais forte que
X- (a base conjugada do HX), H2O abstrairá o próton de HX
p/ produzir H3O+ e X-.
Ø H2O é uma base + forte que Cl-, logo H2O adquire o próton p/
tornar-se o íon hidrônio.
Considere: HX(aq) + H2O(l) H3O+(aq) + X-(aq)
Equilíbrio está deslocado p/ direita.
A solução consiste praticamente de íons H3O+
e Cl- ó com [HCl] desprezível.
Ex.: HC2H3O2(aq) + H2O(l) H3O+(aq) + C2H3O2-(aq)
v Quando X- é uma base +forte que H2O ó equilíbrio estará
deslocado p/ esquerda.
Ø C2H3O2- é uma base +forte que a H2O ó abstrai o próton
do H3O+.
Ocorre se HX é um ácido fraco.
A solução consiste praticamente de moléculas de 
HC2H3O2 ó com poucos íons H3O+ e C2H3O2-.
Em qualquer reação ácido-base a posição de 
equilíbrio favorece a transferência do próton 
para a base +forte
• Soluções fortemente básicas também são formadas por
substâncias que reagem com a H2O para formar OH-(aq):
H-(aq) +	H2O(l)→	H2(g) +	OH-(aq)
(Hidreto)
N3-(aq) +	3H2O(l) →	NH3(aq) +	3OH-(aq)
(Nitreto)
Os ânions O2-, H- e N3- são bases +fortes que OH- (base conjugada da
H2O)ó são capazes de remover um próton da H2O.
• Uma solução formada pela dissolução de 0,010 mol de Na2O em 1L
de H2O produz [OH-] = 0,020 mol/L e um pH de 12,20.
O2-(aq) +	H2O(l) →	2OH-(aq)
RESUMO:
3. Da mesma forma, o ácido conjugado de uma base forte
tem propriedades ácido-base desprezíveis.
1. Qualquer ácido ou base que é mais forte do que H+ ou
OH- simplesmente reage estequiometricamente para
produzir H+ e OH-.
2. A base conjugada de um ácido forte (por exemplo, Cl-)
tem propriedades ácido-base desprezíveis.
Auto-Ionização da Água
Processo de Auto-Ionização da água.
Ø Nenhuma molécula de H2O permanece ionizada por muito tempo
ó 25 °C: 2 de cada 109 moléculas estão ionizadas em um tempo t.
Em água pura, estabelece-se o seguinte equilíbrio:
𝑲𝒆𝒒×[𝑯𝟐𝑶]𝟐 = 𝑯𝟑𝑶, [𝑶𝑯-]
Produto Iônico da Água
A 25 °C:
𝑲𝒆𝒒 =
𝑯𝟑𝑶, [𝑶𝑯-]
[𝑯𝟐𝑶]𝟐
𝑲𝒘 = 𝑯𝟑𝑶, 𝑶𝑯- = 𝟏,𝟎×𝟏𝟎-𝟏𝟒
Kw é	a	constante	do	produto	iônico	da	agua
Ø Numa solução na qual [H+] = [OH-] é tida como neutra:
𝑲𝒘 = 𝑯𝟑𝑶, 𝑶𝑯- = 𝟏,𝟎×𝟏𝟎-𝟏𝟒
Pode	ser	usada	para	calcular	[H+]	ó se	[OH-]	for	conhecida
Pode	ser	usada	para	calcular	[OH-]	ó se	[H+]	for	conhecida
𝒙 4 𝒙 = 𝟏, 𝟎×𝟏𝟎-𝟏𝟒 ⇒ 𝒙 = 𝟏, 𝟎×𝟏𝟎-𝟕Se [OH-] = [H+] = x
Numa solução neutra [H+] = [OH-] = 1,0 x 10-7 mol/L.
Ø Na maioria das solução [H+] ≠ [OH-] [H
+] > [OH-] ó Ácida
[H+] < [OH-] ó Básica
Exercício: Calcule a concentração de H+(aq) em (a) uma solução
na qual [OH-] é 0,010 mol/L; (b) uma solução na qual [OH-] é
1,8 x 10-9 mol/L à 25 ºC.
• Na maioria das soluções a [H+] é bem pequena ó por
conveniência [H+] é expressa em termos de pH.
Ø Em água neutra a 25 °C, [H+] = [OH-] = 1,0x10-7 mol/L ó
pH = pOH = -log (1,0 x 10-7) = 7,00.
• Em soluções ácidas, a [H+] > 1,0 × 10-7, então o pH < 7,00.
pH = - log [H+]
pOH = - log [OH-]
A Escala de pH
• Em soluções básicas, a [H+] < 1,0 × 10-7, então o pH > 7,00.
• Quantomais alto o pH, mais baixo é o pOH e mais básica a solução.
ü A	maioria	dos	valores	de	pH	e	de	pOH estão entre	0	e	14.
Ø Não há limites teóricos nos valores de pH ou de pOH ó por
exemplo, o pH de HCl 2,0 mol/L é -0,301.
Outras escalas de ‘p’
• Em geral, para um número X:
Ø Por exemplo, pKw = -log Kw.
pX = -log X
(a 25 °C)
Medindo o pH
Ø O método mais preciso de medir o pH é usar um
medidor de pH.
ØEntretanto, alguns corantes mudam de cor quando
o pH varia ó esses são indicadores de pH.
ØOs indicadores são menos precisos que os
medidores de pH ó mudam de coloração em uma
faixa de pH.
ØMuitos indicadores não têm uma mudança
acentuada como uma função do pH.
Ø Os ácidos fortes mais comuns são HCl, HBr, HI, HNO3,
HClO3, HClO4, e H2SO4.
Ácidos e Bases Fortes
Todos os ácidos fortes ionizam completamente em solução:
Uma vez que H+ e H3O+ são usados de maneira intercambiável,
pode se escrever:
Ø Em soluções, o ácido forte é geralmente a única fonte
de H+.
Ácidos Fortes
Ø Ácidos fortes são eletrólitos fortes.
Se a concentração do ácido é menor do que 10-6 mol/L ó
a auto-ionização da água precisa ser considerada.
Ø Assim, o pH da solução é a concentração em quantidade de
matéria inicial do ácido.
Bases Fortes
Exemplo: Qual é o pH de uma solução de 0,040 mol/L de HClO4?
HClO4(aq) H+(aq) + ClO4-(aq) 
Início 0,040 mol/L 0 mol/L 0 mol/L
No Final ~ 0 mol/L 0,040 mol/L 0,040 mol/L
pH	=	-log	(0,040)	=	1,40
Ø As bases fortes são eletrólitos fortes e dissociam-se
completamente em solução.
Ø O pOH (e, consequentemente, o pH) de uma base forte é
dado pela concentração inicial da base (mol/L).Ø As mais comuns são hidróxidos solúveis de metais alcalinos
(1A) e os alcalinos terrosos (2A): NaOH, KOH, Ca(OH)2.
Ácidos Fracos
• Os ácidos fracos são apenas parcialmente ionizados em solução.
ü Ka é a constante de dissociação de ácido.
• Existe umamistura de íons e ácido não-ionizado em solução.
• Consequentemente,os ácidos fracos estão em equilíbrio:
Ø Quanto maior o Ka, mais forte é o ácido ó mais íons estão
presentes no equilíbrio emrelação às moléculas não-ionizadas.
ü Se Ka >> 1, o ácido está completamente ionizado e o
ácido é um ácido forte.
Cálculo de Ka a partir do pH
ü O pH, em alguns casos, pode fornecer a concentração no equilíbrio
de H+.
ü Usando Ka, a concentração de H+ (e, consequentemente, o pH)
pode ser calculada.
ü Escreva a equação química balanceada mostrando claramente o
equilíbrio.
ü Escreva a expressão de equilíbrioó Encontreo valor para Ka.
ü Anote as concentrações iniciais e no equilíbrio para tudo exceto
para a água pura ó geralmente supõem-se que a variação na
concentração de H+ é ‘x’.
ü Substitua ‘x’ na expressão da constante de equilíbrio e resolva.
ü A ionização percentual é outro método para estimar a força do
ácido.
Exercício: Um estudante preparou uma solução de 0,10 mol/L de ácido
fórmico (HCHO2) e mediu seu pH a 25 °C contatando o valor de 2,38.
(a) Calcule Ka para ácido fórmico nessa temperatura. (b) Qual a
porcentagem de ácido ionizada nessa solução de 0,10 mol/L?
Usando Ka para Calcular o pH
ü Sabendo o valor de Ka e a concentração inicial do ácido fraco ó
pode-se calcular a [H+] na solução deste ácido fraco.
ü 1º: Escreve-se a reação do equilíbrio devidamentebalanceada;
ü 2º: Escreve-se a expressão e o valor da constante de equilíbrio;
ü 3º: Usando a estequiometria para expressar as concentrações no
equilíbrio coloquex para as concentrações desconhecidas;
ü 4º: Substitua as concentrações no equilíbrio na expressão da
constante de equilíbrioó Faça as considerações se possível;
Exercício: Calcule o pH de uma solução de 0,20 mol/L de HCN,
sabendo que o Ka possui o valor de 4,9 x 10-10.
𝟎,𝟐𝟎 − 𝒙 ≅ 𝟎,𝟐𝟎
Se	a	grandeza	‘x’	for	maior	que	5%	do	valor	
inicial	ó considera-se	esse	valor	e	resolve-
se	a	equação	do	2º	grau.
Ø A ionização percentual relaciona a [H+]eq com a [HA]0;
ü Quantomaior a ionização percentual, mais forte é o ácido.;
Ø A ionização percentual de um ácido fraco diminui à medida que a
concentração em quantidade de matéria da solução aumenta.
ü Para o ácido acético, uma solução 0,05 mol/L está 2,0 % ionizada,
enquanto uma solução 0,15 mol/L está 1,0 % ionizada.
Exercício: Calcule a porcentagem de moléculas de HF ionizadas em (a)
uma solução de 0,10 mol/L de HF; (b) uma solução de 0,010 mol/L HF.
HF(aq) H+(aq) + F-(aq) 
(a) Inicial 0,10 mol/L 0 0
Variação -x	mol/L +	x mol/L +	x	mol/L
Equilíbrio (0,10	– x)	mol/L x	mol/L x	mol/L
A expressão da constante de equilíbrio é:
𝑲𝒂 =
𝑯, 𝑭-
[𝑯𝑭] =
𝒙 𝒙
(𝟎, 𝟏𝟎 − 𝒙) = 𝟔, 𝟖×𝟏𝟎
-𝟒
Ka (HF)= 6,8x10-4
Considerado (0,10 – x) ≈ 0,10ó 𝒙 = 𝟖, 𝟐×𝟏𝟎-𝟑	𝒎𝒐𝒍/𝑳
%𝑰𝒐𝒏𝒊𝒛𝒂çã𝒐	 =
𝟖, 𝟐×𝟏𝟎-𝟑
𝟎, 𝟏𝟎 ×𝟏𝟎𝟎 = 𝟖,𝟐%
>	5%	permitido	
p/	consideração
Única solução que fornece 
valor positivo para ‘x’ ó
x = [H+] = [F-] = 7,9x10-3
Resolvendopela equação do 2º Grau: 𝒙 𝒙
(𝟎, 𝟏𝟎 − 𝒙) = 𝟔, 𝟖×𝟏𝟎
-𝟒
𝒙𝟐 = (𝟎,𝟏𝟎 − 𝒙)(𝟔, 𝟖×𝟏𝟎-𝟒)
𝒙𝟐 + 𝟔, 𝟖×𝟏𝟎-𝟒 𝒙− 𝟔, 𝟖×𝟏𝟎-𝟓
𝒙 =
− 𝟔, 𝟖×𝟏𝟎-𝟒 ± 𝟔, 𝟖×𝟏𝟎-𝟒 𝟐 − 𝟒 𝟔, 𝟖×𝟏𝟎-𝟓
𝟐
𝒙 =
−𝟔,𝟖×𝟏𝟎-𝟒 ± 𝟏, 𝟔×𝟏𝟎-𝟐
𝟐
𝒙 = 𝟕, 𝟗×𝟏𝟎-𝟑	𝒎𝒐𝒍/𝑳
%𝑰𝒐𝒏𝒊𝒛𝒂çã𝒐 = 𝟕, 𝟗%
ü Portanto a % de moléculas ionizadas:
%𝑰 =
𝟎, 𝟎𝟎𝟐𝟑
𝟎, 𝟎𝟏𝟎
×𝟏𝟎𝟎 = 𝟐𝟑%
(b) Procedendo de maneira semelhante:
𝒙𝟐
(𝟎, 𝟎𝟏𝟎 − 𝒙) = 𝟔, 𝟖×𝟏𝟎
-𝟒
𝒙 = 𝑯, = 𝑭- = 𝟐, 𝟑×𝟏𝟎-𝟑	𝒎𝒐𝒍/𝑳
A diluição de 10 vezes aumentou a porcentagem de 
moléculas ionizadas em aproximadamente 3 vezes.
Princípio	de	Le	Châtelier:	A	diluição	desloca	o	equilíbrio	no	sentido	
do	maior	nº	de	partículas	porque	isso	se	contrapõe	ao	efeito	de	
diminuir	a	concentração	delas.
v Os ácidos polipróticostêmmais de um próton ionizável.
Ø Os prótons são removidos em etapas, não todos de uma só vez :
É sempre mais fácil remover o 1º próton 
de um ácido poliprótico do que o segundo... 
Consequentemente Ka1 > Ka2 > Ka3 etc...
Ø Neste exemplo Ka2 << Ka1ó baseado nas atrações eletrostáticas, o
H+ é mais facilmente perdido por 1 molécula neutra (H2SO3) do que
de 1 íon carregado negativamente (HSO3-).
Ácidos Polipróticos
Ø Os valores de Ka para perdas sucessivas de prótons geralmente
diferem por um fator de no mínimo103
13
7
Observe que o valor do Ka1 do ácido sulfúrico está listado como
‘grande’ ó é um ácido forte em relação à remoção do 1º próton.
H2SO4(aq)	 H+(aq)	 				+ HSO4-(aq) Ionização Completa
HSO4-ó é um ácido fraco para o qual Ka2 = 1,2 x 10-2.
Como Ka1 é muito maior que as próximas Ka p/ esse ácidos
polipróticos quase todo H+(aq) na solução vêm da 1ª ionização.
Desde	que	os	valores	sucessivos	de	Ka discrepem	por	um	fator	de	103
ou	mais	ó pH	satisfatório	é	obtido	considerando	somente	Ka1.
Exercício: A solubilidade de CO2 em água pura a 25 ºC e 01 atm de pressão
é 0,0037 mol/L. A prática comum é supor que todo o CO2 dissolvido está na
forma de ácido carbônico (H2CO3), produzindopela reação entre CO2 e H2O:
CO2(aq) +		H2O(l) H2CO3(aq)
(a) Qual é o pH de uma solução de 0,0037 mol/L de H2CO3?
(b) Qual a [CO32-]?
(a) H2CO3 é um ácido dipróticoó suas constantes diferem por mais de 103
O pH pode ser determinado considerando somente Ka1 ó
Trata-se o ácido como se fosse um ácido monoprótico.
(b) A ionização do HCO3- é desprezíveló única fonte de CO32-.
Uma	solução	de	CO2 aquoso	está	na	sua	maioria	na	forma	de	H2CO3
ó pouquíssimos	íons	(HCO3- ou	CO32-)
Bases fracas
• As bases fracas removem prótons de outras substâncias.
Kb sempre se refere ao equilíbrio no qual uma base reage com
H2O para formar o ácido conjugado correspondente e OH-.
A H2O é o solvente ó omitida da expressão da constante de
equilíbrio.
– A constante de dissociação da base, Kb, é definida como:
Abstraem o próton da H2O formando um 
ácido conjugado e OH-.
Tipos de Bases Fracas
• As bases geralmente têm pares de elétrons não-ligantes ou
cargas negativas para reagir com prótons.
Bases neutras mais comuns envolvem um grupo de moléculas
que possuem N em sua estrutura ó AMINAS.
As aminas estão relacionadas com a amônia e têm 
uma ou mais ligações N-H substituídas por ligações 
N-C (por exemplo, CH3NH2 é a metilamina).
+ H2O(l)H―N—CH3(aq)
l
H
: Hl 
H―N—CH3 (aq)
l
H
+
+ OH-(aq)
Exercício: Um solução é preparada pela adição de hipoclorito de sódio
(NaClO) sólido em água suficiente para perfazer 2,00 L de solução. Se a
solução tem um pH de 10,50, qual a quantidade de matéria de NaClO
adicionada?
Os ânions de ácidos fracos também são bases fracas ó
exemplo OCl- é a base conjugada do HOCl (ácido fraco):
Relação Entre Ka e Kb
ü Ácidos mais fortes têm bases conjugadas mais fracas.
𝑲𝒂 =
[𝑵𝑯𝟑][𝑯,]
[𝑵𝑯𝟒 ],
Ø Para uma demonstração de um maneira quantitativa,
considere o par ácido-base conjugado NH4+ e NH3:
• As expressões das constantes de equilíbrio são:
NH4+(aq) NH3(aq) + H+(aq) (Eq. I)
NH3(aq) + H2O(l) NH4+(aq) + OH-(aq) (Eq. II)
𝑲𝒃 =
[𝑵𝑯𝟒 ], [𝑶𝑯-]
[𝑵𝑯𝟑]
Somando as equações I e II ó resta somente a auto-
ionização da água:
𝑲𝒂×𝑲𝒃=
[𝑵𝑯𝟑][𝑯,]
[𝑵𝑯𝟒 ],
𝑵𝑯𝟒 ], [𝑶𝑯-
[𝑵𝑯𝟑]
Ø Vimos que na soma de duas equações para fornecer uma
terceira, a constante de equilíbrio associada a terceira
é igual ao produto das constantes de equilíbrio das duas
equações somadas:
NH4+(aq) NH3(aq) + H+(aq) (Eq. I)
NH3(aq) + H2O(l) NH4+(aq) + OH-(aq) (Eq. II)
H2O(l) H+(aq) + OH-(aq)
𝑲𝒂×𝑲𝒃= [𝑯,] 𝑶𝑯- = 𝑲𝑾 = 𝟏,𝟎×𝟏𝟎-𝟏𝟒
ü À medida que a força de um ácido aumenta (maior Ka) ó a
força de sua base conjugada deve diminuir (menor Kb)
Propriedades Ácido-Base de Soluções de SaisØ Quase todos os sais são eletrólitos fortes ó sais
inteiramente como íons em solução.
Ø As propriedades ácido-base de sais são uma consequência
da reação de seus íons em solução.
A	reação	na	qual	os	íons	produzem	H+ ou	OH- em	
água	é	chamada	hidrólise.
Habilidade do Ânion para Reagir com Água
Ø Os ânions, X-, podem ser considerados bases conjugadas de
ácidos, HX.
Ø Os ânions de ácidos fracos são básicos.
Ø A presença do íon Cl- na solução aquosa não resulta em
nenhuma produção de OH- e não afeta o pH.
Uma vez que o X- vem de um ácido forte, a solução que o
contém é neutra:
Exemplo: Cl- é a base conjugada do HCl e C2H3O2- é a 
base conjugada do HC2H3O2
Se X- vem de um ácido fraco ó o seguinte equilíbrio é
estabelecido:
Ø A presença de íons acetato (C2H3O2-) na solução resulta em
aumento do pH ó há produção de ácido acético e OH-.
Ø Os ânions de ácidos fortes são neutros.
C2H3O2-(aq) + H2O(l) HC2H3O2(aq) + OH-(aq)
OBS: Os ânions que ainda têm prótons ionizáveis, como
HSO3-, são ANFÓTEROS: podem agir como ácidos ou como
bases ó o comportamento é regido pelas ordens de grandeza
relativas de Ka e Kb.
Exercício: Determine se o sal Na2HPO4 formará uma solução ácida ou
básica ao se dissolver na água.
ü O íon Na+ é um cátion de uma base forte, NaOH, portanto o Na+
não influencia no pH é somente um íon espectador.
A acidez ou basicidade da solução se deve pelo íon HPO42-:
HPO42-(aq) H+(aq) + PO43-(aq) Ka= 4,2 x 10-13
HPO42-(aq) + H2O(l) H2PO4-(aq) + OH-(aq) Kb= 1,6 x 10-7
Kb é mais do que 105 vezes maior que o Ka para HPO4- ó
a 2ª reação predomina sobre a 1ª e a solução é BÁSICA.
Habilidade do Cátion para Reagir com Água
ü Os cátions poliatômicos com prótons ionizáveis podem ser
considerados ácidos conjugados de bases fracas.
ü Alguns íonsmetálicos também reagem com H2O para reduzir o pH.
Efeito Combinado de Cátion e Ânion em Solução
• Um ânion de um ácido forte não tem propriedades ácido-base (Br-).
• Quando uma solução contém cátions e ânions de ácidos e bases
fracas, use Ka e Kb para determinar o pH final da solução.
• Um ânion que é a base conjugada de um ácido fraco provocará um
aumento no pH (CN-).
• Um	cátion	que	é	o	ácido	conjugado	de	uma	base	fraca	provocará	
uma	diminuição	no	pH	da	solução	(CH3NH3+).
• Íons metálicos provocarão diminuição no pH, com exceção dos
metais alcalinos e dos metais alcalinos terrosos Ca2+, Sr2+, Ba2+.
Comportamento Ácido-Base e Estrutura Química
• Quando um composto é dissolvido em H2O ó pode se comportar
como ácido, base ou não exibir propriedades ácido-base.
Uma molécula contendo H transferirá um H+ somente se a ligação H-X
for polarizada com Hδ+ e Xδ-:
Ø Se X é um metal, então a polaridade de ligação é Hδ- e Xδ+ e a
substância é uma base.
Em ligações apolares de H-X, como H-C em CH4, não produzem
soluções com propriedades ácido-base.
Um composto contendo OH pode se comportar como base, 
liberando OH-, ou se comportar como ácido, liberando o H+. 
Como se identifica um ou outro?
Fatores que Afetam a força Ácida
H—X
Um segundo fator que ajuda a determinar se uma molécula doará um
próton é a força da ligação.
Ø Ligações muito fortes são menos facilmente dissociadas do que as
mais fracas.
Importante p/ haletos de hidrogênio: A ligação H-F é a ligação 
+ polar entre os haletos e tb a + forte ó consequentemente o 
H-F o único ácido fracos entre os haletos de hidrogênio.
Um terceiro fator que afeta a facilidade com a qual um átomo de H
ioniza-se a partir de HX é a estabilidadeda base conjugadoX-.
A força de um ácido é a combinação de 3 fatores:
Qnto maior a estabilidade da base conjugada + forte é o ácido
Ø Polaridadeda ligação H-X;
Ø Força da ligação H-X;
Ø Estabilidade da base conjugada.
Ácidos Binários
Ø Em ummesmo grupo na tabela a força da ligação H-X é o fator mais
importante na determinação da força do ácido.
Ø A força de uma ligação H-X tende a diminuir à medida que o
tamanho de X aumenta.
As forças de ligação variam menos ao longo de um período na tabela
do que quando descemos em um grupo.
A	força	da	ligação	diminui	e	a	acidez	aumenta	ao	se	descer	em	um	
grupo	na	tabela:	HCl é	ácido	mais	forte	que	HF	e	H2S é	ácido	mais	
forte	que	H2O.
ü A polaridade da ligação é principal fator na determinação da acidez
de ácidos binário no mesmo período da tabela.
A	acidez	aumenta		com	o	aumento	da	eletronegatividade	do	elemento	
X,	ou	seja,	da	esquerda	para	a	direita	num	período	ó acidez	no	2º	
período	varia		CH4 <	NH3 <<	H2O	<	HF.
Ø Como a ligação C-H é praticamente apolar, o CH4 não mostra
tendência de formar íons H+ e CH3-.
ü Apesar da ligação N-H ser polar, NH3 tem um par de elétrons não-
ligante no N que determina seu caráter básico em vez de ácido.
ü Muitos ácidos comuns, como o ácido sulfúrico, contém uma 
ou mais ligações O-H.
Oxiácidos
Os	ácidos	com	grupos	OH	e	possíveis	átomos	de	oxigênio	adicionais	
ligados	a	um	átomo	central	(Y)	são	conhecidos	como	oxiácidos.
A força do ácido depende de Y e dos átomos ligados a Y.
ü Se Y for um metal (baixa eletronegatividade, Na, K, Mg),
as substâncias são bases.
ü Se Y tem eletronegatividade intermediária (por exemplo, I,
EM = 2,5), os elétrons estão entre o Y e o O e a substância
é um oxiácido fraco.
ü Se Y tem eletronegatividade grande (por ex: Cl, EN = 3,0),
os elétrons estão ainda mais localizados próximos de Y e do
O e a ligação O-H é mais polarizada para perder H+.
ü Quanto maior o nº de átomos de O ligados a Y ó maior a
polaridade da ligação O-H e maior a força do ácido
HOCl < HOClO < HOClO2 < HOClO3
Hipocloroso Cloroso Clórico Perclórico
Ka = 3,0x10-8 Ka = 1,1x10-2 Ácido Forte Ácido Forte
Ø Todos os ácidos carboxílicos contêmo grupo COOH.
Ø Todos os ácidos carboxílicos são ácidos fracos.
Ácidos Carboxílicos
Ø Quando o ácido carboxílico perde um próton, ele produz o ânion
carboxilato, COO-, estabilizados por ressonância.
Ácidos e Bases de Lewis
Ø O ácido de Brønsted-Lowry é um doador de prótons.
Focando	nos	elétrons: um	ácido	de	Brønsted-Lowry pode	ser	
considerado	um	receptor	de	par	de	elétrons.
ü Ácido de Lewis: receptor de par de elétrons.
ü Base de Lewis: doador de par de elétrons.
OBS: os ácidos e as bases de Lewis não precisam conter 
prótons ó definição de ácidos e bases de Lewis é a mais geral.
• Os ácidos de Lewis geralmente têm um octeto incompleto
(por exemplo BF3).
• Íons de metal de transição geralmente são ácidos de Lewis.
• Os ácidos de Lewis devem ter um orbital vazio (para o qual
os pares de elétrons possam ser doados).
• Compostos com ligações π podem agir como ácido de Lewis:
Hidrólise de Íons Metálicos
v Os íons metálicos são carregados positivamente e atraem
moléculas de água através dos pares de ē livres no O.
v Quanto maior a carga, menor é o íon metálico e mais forte
é a interação M-OH2.
v Os íons metálicos hidratados agem como ácidos:
• A constante de dissociação ácida dessas reações aumentam
com o aumento da carga e a diminuição do raio do íon.
• A interação é muito mais forte com o íon de maior carga,
fazendo com que o íon hidratado seja mais ácido.
O	íon	Cu2+,	que	tem	menor	carga	e	raio	maior	que	Fe3+,	forma	
soluções	menos	ácidas	que	Fe3+.