Ácidos e Bases
•
Segundo Bronsted:
–
ácido é definido como uma substância capaz de doar um
protão
–
base como uma substância capaz de aceitar um protão.
•
•
Ex: CH3COOH(aq) + H2O(l) D CH3COO-(aq)+ H3O+(l)
Segundo Lewis:
–
ácido é definido como uma substância capaz de aceitar um
par de electrões e
–
base como uma substância capaz de ceder um par de
electrões.
•
Ex: H2O(l) + CO2(g) D H2CO3(aq)
Propriedades ácido-base da
água
A água funciona como base em reacções com ácidos,
Ex: HCl e CH3COOH
e funciona como ácido em reacções com bases
Ex: NH3.
A uma dada temperatura a água autoioniza-se
H2O(l) D H+(aq) + OH-(aq)
H OH   KeH O  Kw  H OH 
Ke 
H O




2
2
[H+] = [OH-] = 1,0 x10-7 M
Kw = (1,0 x10-7)2 = 1,0 x10-14
T= 25 ºC
Produto iónico
pH – Uma Medida de Acidez
pH da solução (def.): é o simétrico do logaritmo decimal da
concentração de hidrogeniões (em mol/L)
pH = -log[H+]
pOH = -log[OH-]
[H+][OH-] = Kw = 1,0 x10-14
- (log[H+] + log[OH-]) = -log(1,0 x10-14)
-log[H+]-log[OH-] = 14,0
pH + pOH = 14,0
Forças de ácidos e bases
A força é determinada pelo grau de
ionização das suas moléculas
Ácidos fortes: HCl; H2SO4; HNO3; HClO4; H3O+
Ácidos fracos: CH3COOH; HCN; H2O, NH4+
Bases Fortes
Bases fortes, tais como os hidróxidos de metais
alcalinos e de alcalino-terrosos com excepção
do berilio, ionizam-se completamente em água.
NaOH(aq) g
Ba(OH)2(aq) g
Na+(aq) + OH-(aq)
Ba2+(aq) + 2OH-(aq)
Equilíbrio Ácido Base
•Ácidos fracos e constantes de ionização dos ácidos
HA(aq) + H2O (l) D H3O+(aq) + A-(aq)
ou

H A 
Ka 
HA(aq) D H+(aq) +A-(aq)


HA
Percentagem de ionização
% de ionização 
conc. de ácido ionizado no equilibrio
x100%
Conc. inicialde ácido
•Fases fracas e constantes de ionização das bases
são tratadas como ácidos fracos
NH3(aq)+H2O(l) D
NH+4(aq)+OH-(aq)

[ NH 4 ] OH 
K[ H 2O]  Kb 
NH 3 

Relação entre a constante de ionização de um ácido e da
sua base conjugada
CH3COOH(aq) D H+(aq)+CH3COO-(aq)
A base conjugada
CH3COO-(aq)+H2O(l) D CH3COOH(aq)+OH-(aq)
H CH COO 
Ka 


3
CH 3COOH 
 

KaKb  H  OH   Kw

CH 3COOH OH  
Kb 
CH COO 

3
Ácidos dipróticos e polipróticos
H2CO3(aq) D H+(aq) + HCO3-(aq)

H HCO 


Ka1

3
H2CO3 
HCO3- (aq) D H+(aq) + CO32- (aq)

H CO 

HCO 

Ka2
2
3

3
Propriedades Ácido-Base dos Sais

Hidrólise salina: descreve a reacção de um anião ou de um catião de um sal, ou de ambos, com a
água. A hidrólise de um sal em geral afecta o pH da solução.
•
sais que produzem soluções neutras:
NaNO3(aq) D Na+(aq)+NO3- (aq)
•
sais que produzem soluções básicas:
CH3COONa(s) D Na+(aq)+CH3COO-(aq)
CH3COO-(aq)+H2O D CH3COOH(aq)+OH-(aq)
•
sais que produzem soluções ácidas:
NH4Cl(aq)DNH+4 + ClNH+4 + H2ODNH3+H3O+
•
sais em que o catião e o anião se hidrolisam
•
Kb>Ka. Se Kb do anião é maior do que Ka do catião, então a solução deve ser básica, porque o
anião se hidrolisa em maior extensão do que o catião. No equilíbrio haverá mais iões OH- do que
iões H+.
•
Kb<Ka. Inversamente se Kb do anião é menor do que Ka do catião, então a solução deve ser
ácida, porque o catião se hidrolisa em maior extensão que o anião;
•
Ka  Kb. Se Ka é aproximadamente igual a Kb, a solução será práticamente neutra.
Efeito do ião comum
(Def): é o deslocamento do equilibrio causado pela adição de um
composto que contém um ião em comum com a substância dissolvida. É
um caso especial de principio de Le Chatelier.
Soluções tampão
(Def): é uma solução de um ácido ou de uma base fraca (1) e do seu sal
(2). Tem a capacidade de resistir, sem variar o pH, à adição de pequenas
quantidades de ácidos e bases.
Curva de distribuição do H2CO3 e HCO3- em função do pH.
Estudo quantitativo das titulações ácido-base
Titulação (def.): é o processo laboratorial através do qual se determina a
concentração de uma solução utilizando outra de concentração conhecida.
Como varia o pH de uma solução durante uma titulação?
1º Caso: Ácido forte/base forte; Ex: HCl/NaOH
2º Caso: Ácido forte/base fraca; Ex: HCl/NH3
3º Caso: Àcido fraco/base forte; Ex: CH3COOH/NaOH
Indicadores ácido-base
O ponto final ou o ponto de equivalência numa titulação ácido-base é
muitas vezes assinalado por uma mudança na côr de indicador ácidobase.
O indicador é usualmente um ácido (ou base) orgânica fraco que
apresenta cores diferentes nas formas ionizada e não ionizada. A
forma está relacionada com o pH da solução em que o indicador é
HIn  0  predominaa côr ácido
dissolvido
In 
In   0  predominaa côr básica


HIn
Indicador
Em ácido
Em base
Gama de pH
Azul de timol
Vermelho
Amarelo
1,2-2,8
Azul de bromofenol
Amarelo
Purpura
3,0-4,6
Laranja de metilo
Laranja
Amarelo
3,1-4,4
Vermelho de metilo
Vermelho
Amarelo
4,2-6,3
Azul de clorofenol
Amarelo
Vermelho
4,8-6,4
Azul de bromotimol
Amarelo
Azul
6,0-7,6
Vermelho de cresol
Amarelo
Vermelho
7,2-8,8
Fenolftaleína
Incolor
Rosa
8,3-10,0