Capítulo 16
Equilíbrio ácido-base
Nomes:Pedro Augusto Rodrigues
Tássio de Rezende
15874
15892
Prof. Dr. Élcio Rogério Barrak
EME
Universidade Federal de Itajubá
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Assuntos a serem estudados
• Conceitos de ácidos e bases de Arrhenius,
Brönstead-Lowry, Lewis;
• Auto-ionização da água;
• A escala de pH;
• Indicadores ácido-base;
• Ácidos e bases: fortes e fracos;
• Relação entre Ka e Kb;
• Caráter ácido e base de soluções de sais;
• Comportamento ácido-base e estrutura química;
• Caráter anfótero das aminas;
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Porque estudá-los?
• São importantes em diversos
processos químicos ao nosso redor.
• Uma grande parte da química pode
ser entendida em termos de
reações ácido-base.
Ácidos e bases de Arrhenius
• Ácido(possuem sabor azedo):
Segundo Arrehnius é uma substância que em
meio aquoso libera íons H+
HCl(aq) + H2O → H+ + Cl• Base(possuem sabor adstrigente):
São compostos que em meio aquoso liberam
íons OHNH3 (aq) + H2O(l) → NH4+(aq) + OH-(aq)
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Ácidos e bases de Brönsted-Lowry
• Dois químicos, Johannes Brönsted e Thomas
Lowry, deram um novo conceito para ácido e
base, que é relacionado com a transferência
de H +:
• ÁCIDOS doam H+ enquanto BASES recebem
esses H+.
HCl(g) + H20(l) → H30+(aq) + Cl-(aq)
• HCl(g) é ácido, e H20(l) é base;
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Pares conjugados:
• Pares conjugados está relacionado com ácidos
e bases de Brönsted-Lowry, onde o que perde
H+ do reagente é o ácido, e o que receberá H+
do produto na equação inversa é a base, e são
pares conjugados:
• HCl + H2O  H3O+ + ClÁCIDO
BASE
ÁCIDO
BASE
• NH3 + H2O  NH4+ + OHBASE
ÁCIDO
ÁCIDO
BASE
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Forças relativas de ácidos e bases
• Quanto mais forte
o ácido, mais fraca
é sua base
conjugada.
• Quanto mais forte
a base, mais fraco
é seu ácido
conjugado.
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Auto-ionização da água
• A cada 109 moléculas de água somente duas
se ionizam formando OH – e H + ;
• Explicação do fato da água ser considerada as
vezes ácido e as vezes base;
• Esse processo está em equilíbrio a 25º :
• Kw = [H+][OH-] = 1,0 x 10-14
Quando [H+]=[OH-] a solução é neutra;
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Escala de pH
• Em 1909 Sorensen sugeriu uma maneira de medir a
concentração de H+ , a fim de determinar o grau de
acidez,de neutralidade ou de alcalinidade usando a
expressão a 25o:
pH: -log[H+]
[H+ ]= Kw/[OH-]
Quando:
pH>7 meio básico; pH=7 meio neutro; pH<7 meio ácido
• Analogamente: pOH:-log[OH-];e pH+pOH=14
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Indicador ácido-base
• É uma substância adicionada ao composto a
fim de determinar o pH deste, este é
determinado pelo fato dessa substância ter a
característica de mudar de cor dependo do
meio em que esta, ácido ou base:
•Curiosidade: A Hydrangea macrophylla tem flores
rosa ou azuis dependendo do pH do solo. Em solos
ácidos as flores são azuis, enquanto que em solos
basicos são rosa.São então um indicador ácido-base
natural.
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Ácidos e bases fortes
• Ácidos fortes:
São ácidos fortes os ácidos que se ionizam totalmente
em solução aquosa, e são normalmente a única fonte
significativa de H+;
Os mais comuns:HCl, HBr, HI, HNO3, HClO3, HClO4 e
H2SO4.
• Bases forte:
Analogamente bases fortes são as bases que se ionizam
totalmente em solução aquosa;
os mais comuns são:elementos do grupo IA e IIA,óxidos
metálicos, hidretos e nitretos;
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Ácidos fracos
• Maioria dos ácidos são ácidos fracos, e
ionizam parcialmente em solução aquosa,
podendo então se chegar em uma
constante(Ka) quando o ácido em equilíbrio na
reação de ionização:
HA(aq)  H+(aq) + A-(aq)


[H ] [ A ]
Ka 
[ HA ]
OBS: Quanto maior o valor de Ka mais forte o ácido.
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Exercício
Um estudante preparou uma solução de 0,10
mol/L de ácido fórmico (HCHO2) e mediu o pH
da solução a 250C e obteve 2,38.Calcule K a
para o ácido fórmico nessa temperatura e a
porcentagem de ácido ionizado na solução.
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Ácidos Polipróticos
• É um átomo que tem mais de um H ionizável;
Exemplo:
H2SO3(aq)  H+(aq) + HSO3-(aq) Ka1 = 1,7x10-2
HSO3-(aq)  H+(aq) + SO32-(aq) Ka2 = 6,4x10-8
Ka1> Ka2
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Bases fracas
• Analogamente aos ácidos fracos, as bases fracas são
as que ionizam parcialmente em solução aquosa, e
se chega na constante (Kb) quando a base está em
equilíbrio na reação de ionização:
B(aq) + H2O  HB+ + OH-(aq) Kb = [HB+][OH-]
[B]
•Amônia:
NH3 + H20 → NH4+ + OH• Amina comporta-se como base em água também.
•Quanto mais o Kb mais forte a base.
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Tipos de Bases fracas
• Existem 2 tipos:
• Substâncias neutras que têm um átomos com
uma par de elétrons não-ligante que pode servir
como um receptor de próton(H+).A maioria
dessas bases contém um átomo de nitrogênio e a
função amina;
• Ânios de ácidos fracos;
ClO-(aq) +H2O(l)HClO(aq) +OH- (aq)
Kb = 3,33 x 10 -7
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Relação entre Ka e Kb
• A medida que a força de uma ácido aumenta, a
força da base diminui de tal maneira que:
Ka x Kb = Kw
pKa + pKb = pKw = 14,00 a 250C
Kw = 1,0 . 10-14 a 250C
• Ou seja, o par conjugado se neutralizam,
restando apenas a ionização da água;
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Caráter ácido e base de soluções
de sais
• Os sais dissolvidos em água estão completamente
dissociados.
• Aproximadamente todos os sais são eletrólitos
fortes.
• O pH resultante pode ser básico, ácido ou neutro,
dependendo da natureza do sal.
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Comportamento ácido-base e
estrutura química;
• Fatores que afetam a força ácida:
-Polaridade (H-C em CH4, neutra);
-Força das ligações (H-F)(eletronegatividade);
-Estabilidade da base conjugada (mais forte é o
ácido quanto maior a estabilidade da base
conjugada);
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Ácidos e bases de Lewis
• Ácido de Lewis é um receptor de par de elétrons;
• Base de Lewis é um doador de par de elétrons;
• Esta definição aumenta o número de espécies que
podem ser consideradas ácidos, como exemplo BF3:
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Ácidos e bases de Lewis
–
íons metálicos se comportam como ácidos em soluções
aquosas.
–
Hidratação é a interação em que um íon metálico atrai os
elétrons não compartilhados da água
Fe(H 2O) 63+
–
(aq)
 Fe(H 2O) 5(OH) 2+ (aq) + H+ Ka = 2.10-8
O Ka para reações de hidrólise em geral aumenta com o
aumento da carga e a diminuição do raio do íons: por
exemplo o íon Cu2+ (aq) temKa = 1 . 10-8.
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Comportamento anfótero dos
aminoácidos
• É uma característica dos aminoácidos, onde
ele se comporta como ácido(ácido carboxílico)
e como base(amina).
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Comportamento anfótero dos
aminoácidos
• Segundo conceito de ácidos e bases de
Brönsted-Lowry , ocorre uma reação interna
formando uma molécula chamada switterion.
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Referências Bibliográficas
• Quimica: A Ciência Central – Theodore L.
Brown, H. Eugene Lemay, Jr.,Bruce E. Bursten,
2005, 9ª Edição.
• www.corbis.com.br
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