Igor Silveira Melo Cavalcanti 14452
Conrado Henrique Alves Sanches Cardoso Neves 15801
Ácidos e Bases
Os ácidos tem sabor azedo e fazem determinados corantes mudar
de cor (o tornassol fica vermelho no contato com ácidos). A palavra
ácido vem da palavra latina Acidus, que significa azedo.
As bases tem sabor amargo e dão a impressão de serem
escorregadias. A palavra base vem do inglês arcaico ‘rebaixar’.
Definição de Arrhenius
Em 1880 Svante Arrhenius ligou o
comportamento ácido com a presença
de íons H+ , e o comportamento básico
com a presença de íons OH- em solução
aquosa. Então ele definiu ácidos como
substâncias que produzem íons H+ em
água, e bases como substâncias que
produzem íons OH- em água.
Cloreto de hidrogênio é um ácido de Arrhenius
HCl(g) ---> H+(aq) + Cl-(aq)
O
Hidróxido de sódio é uma base de Arrhenius
NaOH ---> Na+ + OH-
Definição de Brønsted-Lowry

Os conceitos de Arrhenius são limitados
a soluções aquosas.
A transferência do íon H+ (próton)
Definição de Brønsted-Lowry

Ácido é uma substância (molécula ou íon) que
pode doar um próton para outra substância.

Uma base é uma substância que pode receber um
próton.
Pares ácido-base conjugados
Forças relativas de ácidos e bases

Alguns ácidos são melhores
doadores de prótons que
outros.

Algumas bases são melhores
receptoras de próton do que
outras.
A auto ionização da água

Uma molécula de água pode doar um
próton para outra molécula de água

Na água pura, a cada 10 bilhões de moléculas,
apenas duas estão ionizadas. Por isso ela é má
condutora de eletricidade.
Produto iônico da água

Esta equação é particularmente útil porque ela não é só aplicável à
água pura, mas à qualquer solução aquosa. Pode-se calcular H+ se
OH- menos for conhecida e vice-versa.

A água é uma substância anfótera.
A Escala de pH
pH = -log[H+]
(concentração molar)
pH = -log(1,0 x 10-7)= -(-7,00)= 7,00
A Escala de pH
pOH = -log[OH-]
Indicadores ácido-base
Ácidos fortes
- Ionizam-se totalmente em soluções aquosas;
- Em uma solução aquosa de ácidos fortes,
esses são as fontes de íons H+ da solução;
- Exemplo:
HNO3(aq) + H2O(l) -> H3O+(aq) + NO3-(aq) Ionização
completa
HNO3(aq) -> H+ (aq) + NO3-(aq)
Simplificação
Bases fortes
- Dissociam-se totalmente em soluções
aquosas;
- Em uma solução aquosa de bases fortes,
quase não são encontradas moléculas da base na
solução;
- Exemplo:
N3-(aq) + 3H2O(l) -> NH3 (aq) + 3OH-(aq)
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
- Ionizam-se parcialmente;
- Constante de dissociação ácida:


[ H ][ A ]
Ka 
[ HA]
- Ácido poliprótico: mais de um íon ionizável
Bases Fracas
Constante de Dissociação Básica:
[ HB ] [ OH  ]
Kb 
[ B]
Tipos de bases fracas :
Primeira categoria:
são as que têm um átomo com um par
de elétrons não-ligantes que pode
servir como receptor de prótons
- Amina e Amônia
Segunda categoria:
consiste em ânions de ácidos fracos.
Relação entre Ka e Kb
NH4+(aq)  NH3(aq) + H+(aq)
NH3(aq) + H2O(l)  NH4+(aq) + OH-(aq)
[ NH 3 ][H  ]
Ka 
[ NH 4 ]
[ NH 4 ][OH  ]
Kb 
[ NH 3 ]
Ka x Kb = [H+][OH-] = Kw
pKa + pKb = pKw onde p é o cologaritmo (-log)
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
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)
Hidrólise
- Reação de íons com água
- Variação resultante no pH
- Cátions dos metais alcalinos, alcalinos terrosos e
ânions de ácidos fortes não sofrem hidrólise
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
H
H
N:
F
+
B
H
F
Base
Ácido
F

H
H
F
N
B
H
F
F