UNIFEI
Engenharia de Produção Mecânica
Universidade Federal de Itajubá
Equilíbrio Ácido-Base
Bruno Biscaia de Góes, 15719
Thaís Bosquê Hidalgo Ribeiro, 15746
Prof. Dr. Élcio Rogério Barrak
Tópicos Abordados
Conceitos de ácido e base de Arrhenius, de Brönstead-Lowry
e de Lewis
Auto-ionização da água
Escalas de pH
Indicadores ácido-base
Ácidos e bases: fortes e fracos
Caráter anfótero das substâncias
A importância da apresentação
Compreender os conceitos de ácido e de base de
acordo com três teorias distintas, tendo em vista que
essas substâncias se fazem fortemente presentes no
cotidiano, bem como o conceito de pH, decorrente
dos conceitos citados
Ácidos e Bases: uma breve revisão
Ácidos e bases de Arrhenius
Ácidos:
Substâncias que produzem íons H+ em meio aquoso.
H2O
HCl  H+ + ClBases:
Substâncias que produzem íons OH- em meio aquoso.
H2O
NaOH  Na+ + OH-
Ácidos e Bases de Brönsted-Lowry
• Reações ácido-base envolvem transferência de íons H+
de uma espécie química para outra
O íon H+ em água
• Um íon H+ pode ser considerado simplesmente um próton
Reações de transferência de próton
HCl (g) + H2O (l)  H3O+(aq) + Cl-(aq)
• Ácido de Brönsted-Lowry: espécie que pode ceder um
próton
• Base de Brönsted-Lowry: espécie que pode receber um
próton cedido por outra
 Espécie anfótera: substância ou íon capaz de agir
como ácido ou como base
Pares ácido-base conjugados
Base conjugada: Formada pela remoção de um próton de
seu ácido conjugado.
Ácido conjugado: Formado pela adição de um próton à
sua base conjugada.
Adicionar H+
NH3 + H2O  NH4+ + OHBase
Ácido
Ácido conjugado
Remover H+
Base conjugada
Na prática
Exercício resolvido
O íon sulfito, HSO3-, é anfótero.
(a) Escreva a equação entre HSO3- e a água, na qual o íon
age como ácido.
(b) Escreva a equação da reação entre HSO3- e a água, na
qual o íon atua como base.
(a) HSO3- (aq) + H2O (l) ↔ SO32- (aq) + H3O+ (aq)
Ácido
Base
Base conjugada
Ácido conjugado
(b) HSO3- (aq) + H2O (l) ↔ H2SO3 (aq) + OH- (aq)
Base
Ácido
Ácido conjugado
Base conjugada
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.
Em toda reação ácido-base, a posição de equilíbrio
favorece a transferência do próton e sempre do ácido
mais forte para a base mais forte.
Na prática
Exercício Resolvido
Determinar se na seguinte reação de transferência de próton
o equilíbrio está mais deslocado para a direita ou para a
esquerda.
HSO4- (aq) + CO32- (aq) ↔ SO42- (aq) + HCO3- (aq)
Como o HSO4- é ácido mais forte que o HCO3-, pela regra
enunciada anteriormente o equilíbrio está deslocado para a
direita.
Auto-ionização da água
O processo pode ser representado pela equação
simplificada:
H2O (l) ↔ H+ (aq) + OH- (aq)
O produto iônico da água
Keq = [H+][OH-]
Kw = [H+][OH-] = 1,0  10-14 (a 25ºC)
A escala de pH
• Indica o grau de acidez, neutralidade ou alcalinidade
de um meio qualquer.
pH = -log [H+]
pOH = -log [OH-]
pH + pOH = 14 (a 25°C)
Observação: A regra para usar os algarismos significativos
com logaritmo é de que o número de casas decimais nos
logaritmos deve ser igual ao número de algarismos
significativos no número original
• Relações entre [H+], [OH-] e pH a 25°C:
Solução
Ácida
Neutra
Básica
[H+]
(mol/L)
[OH-]
(mol/L)
> 1,0 ∙ 10-7 < 1,0 ∙ 10-7
= 1,0 ∙ 10-7 = 1,0 ∙ 10-7
< 1,0 ∙ 10-7 > 1,0 ∙ 10-7
pH
< 7,00
= 7,00
> 7,00
Medindo o pH
Medidor de pH digital 
Indicadores ácido-base
Exemplos: papel de tornassol, alaranjado de
metila, fenolftaleína
Ácidos e bases fortes
• Os ácidos e as bases fortes são eletrólitos, existindo em solução
aquosa, inteiramente como íons
• Os ácidos fortes mais comuns são: HCl, HBr, HI, HNO3,
HClO3, HClO4 e H2SO4. E em uma solução aquosa o ácido é
normalmente a única fonte significativa de íons H+
• As bases fortes, solúveis, mais comuns, são da família dos
metais alcalinos (grupo 1A) e alcalino-terrosos (grupo 2A)
Ácidos fortes
comuns
Bases Fortes comuns
Clorídrico, HCl
Bromídrico, HBr
Iodídrico, HI
Clórico, HClO3
Perclórico, HClO4
Nítrico, HNO3
Sulfúrico, H2SO4
Hidróxidos dos metais 1A (LiOH, NaOH,
KOH, RbOH, CsOH)
Hidróxidos dos metais mais pesados do
grupo 2A (Ca(OH)2, Sr(OH)2,Ba(OH)2)
Ácidos fracos
• A maioria das substâncias ácidas é ácido fraco e ioniza-se
parcialmente em soluções aquosas.
• É comum utilizar-se a constante de equilíbrio da reação de
ionização para quantificar o grau de ionização do ácido em
questão
• Para um ácido fraco genérico (HA), temos:
HA (aq)  H+ (aq) + A-(aq)
• Então para o equilíbrio temos a constante de dissociação
ácida (Ka):
Ka = [H+][A-]/[HA]
↑Ka  mais forte é o ácido
No caso de compostos orgânicos, o comportamento
ácido deve-se aos átomos de hidrogênio ligados aos
átomos de oxigênio
Na prática
Exercício Resolvido
Calcular o pH de uma solução de ácido acético 0,30
mol/L, a 25ºC
 1º passo: escrever a equação de equilíbrio da
ionização
HC2H3O2 (aq) ↔ H+ (aq) + C2H3O2- (aq)
 2º passo:
escrever a expressão da constante de
equilíbrio (pela tabela, temos Ka = 1,8  10-5)
Ka = [H+]  [C2H3O2-] / [HC2H3O2] = 1,8  10-5
 3º passo:
obter as concentrações das espécies químicas
participantes do equilíbrio
HC2H3O2 (aq) ↔ H+ (aq) + C2H3O2- (aq)
Inicio
0,30
0
0
Variação
-x
+x
+x
Equilíbrio
(0,30 – x)
x
x
 4º passo: colocar as concentrações do equilíbrio na
expressão da constante de equilíbrio
Ka = (x) (x) / (0,30 – x) = 1,8  10-5
x = [H+] = 2,3  10-3 M
 5º passo:
calcular o pH
pH = - log (2,3  10-3) = 2,64
• Muitos ácidos têm mais de um átomo de H ionizável, os quais
são chamados de ácidos polipróticos.
Exemplo:
H2SO3(aq)  H+(aq) + HSO3-(aq)
Ka1 = 1,7  10-2
HSO3-(aq)  H+(aq) + SO32-(aq)
Ka2 = 6,4  10-8
H2SO3(aq)  2 H+(aq) + SO32-(aq)
Ka1 > Ka2 > Ka3
Bases fracas
• As bases fracas reagem com a água, abstraindo prótons da
mesma. Desta forma temos, para uma base fraca genérica (B):
B(aq) + H2O  HB+ + OH-(aq)
• A expressão da constante de equilíbrio (Kb), fica:
Kb = [HB+][OH-]/[B]
• Muitas substâncias comportam-se como bases em água
(amônia e aminas, por exemplo)
Tipos de bases fracas
As bases fracas estão classificadas em duas categorias:
• Substâncias neutras que têm um átomo com um par
de elétrons não-ligante que pode servir como um
receptor de próton. A maioria dessas bases contém um
átomo de nitrogênio e a função amina
• Ânions de ácidos fracos
ClO- (aq) + H2O (l) ↔ HClO (aq) + OH- (aq) Kb = 3,33  10-7
Relação entre Ka e Kb
• O produto da constante de dissociação ácida para um ácido e
da constante de dissociação básica para a respectiva base
conjugada, é a constante do produto iônico da água
Ka  Kb = Kw = 1,0  10-14 (a 25 ºC)
pKa + pKb = pKw = 14,00 (a 25 ºC)
Propriedade ácido-base de
soluções de sais
pH do sal em meio aquoso
Ácido forte
Ácido fraco
Base forte
Neutro
Básico
Base fraca
Ácido
?
Depende das habilidades relativas dos íons em reagir
com a água
Comportamento ácido-base
e estrutura química
Os fatores que afetam a força ácida:
 Polaridade (H-C em CH4, neutra)
 Força das ligações (H-F)
 Estabilidade da base conjugada (quanto maior a
estabilidade da base conjugada mais forte é o
ácido)
Ácidos e bases de Lewis
Ácido de Lewis: receptor de par de elétrons
Base de Lewis: doador de par de elétrons
H+ é um ácido de Lewis, mas não é o único!
Base
doador
de par de
elétrons
H
H N:
H
F
+
B
H
F

F
Ácido
receptor de par
de elétrons
F
H N B
H
F
F
Referência bibliográfica
Brown, LeMay, Bursten. Química: A Ciência Central, 9ª
edição, Ed. Pearson – São Paulo