1. ÁCIDOS E BASES
PROPRIEDADES
1

2. Ácido: acidus (latim) = azedo
Álcali: alkali (árabe) = cinzas de uma planta, árabe
Arrhenius – 1884 → eletrólitos
Ácido → produz H+ em solução
Base → produz OH- em solução
H+ + OH- → H2O
∆Hneut = -55,9 kJ/mol
2

3. Arrhenius-
- só
para soluções aquosas
- ignora espécies diferentes de H + e OH-
As propriedades ácidas das soluções estão
relacionadas à presença de ions H+
As propriedades básicas estão relacionadas à
presença de íons OH3

4. ARRHENIUS
HCl (aq)
H+ (aq) + Cl- (aq)
ácido
NaOH (aq)
Na+ (aq) + OH- (aq)
base
4

5. A)
SOLUÇÃO DE NaCl,
HCl, NaOH
eletrólitos
B)
SOLUÇÃO DE
AÇÚCAR
A
B
Não-eletrólito
5

6. ÁCIDO-BASE
LOWRY-BRONSTED (L-B)
TRANSFERÊNCIA DE H+
H+ +
:OH2
H3O+
Íon hidrônio ou hidroxônio
H+aq
6

7. FORMAÇÃO DO ÍON HIDRÔNIO
H+
aq
7

8. REÇÃOES DE TRANSFERÊNCIA DE PRÓTON
REAÇÕES DE EQUILÍBRIO
HCl (g) + H2O (I)
ÁCIDO
Doa um próton
BASE
Recebe um próton
Cl-H + :NH3
Cl- (aq) + H3 O+ (aq)
BASE
ÁCIDO
Recebe um próton
Cl- +
Doa um próton
H NH3+
8

9. NH3 (aq) + H2O (l)
NH4+ (aq) + OH-(aq)
NH3 é uma base de Arrhenius – gera íons OHé uma base de L-B – recebe um próton da água
H2O é um ácido de L-B – doa um próton para a base
9

10. PARES CONJUGADOS-ÁCIDO-BASE
CO3-2 + H2O
base1
H2O
ácido1
ácido2
+
H2O
base2
HSO4- + H2O
ácido1
base2
HCO3-
+ OH-
ácido1
H3O+
+
base2
OH-
ácido2
H3O+
ácido2
base1
+
SO4base1
10

11. ácido
base
ácido
base
Pares conjugados ácido-base
11

12. Mais forte a base
mais ela segura o próton
Mais fraco é o ácido
HAc + H2O
Ác. Fraco
H3O+
+
Acbase forte
Mais forte o ácido, mais fraca sua base conjugada
Mais forte a base, mais fraco seu ácido conjugado
12

13. FORÇA RELATIVA DE ELETRÓLITOS–
IONIZAÇÃO de ÁCIDOS
ELETRÓLITO
FRACO
ELETRÓLITO
FORTE
ELETRÓLITO
MÉDIO
13

14. Eletrólitos Fortes ( em água)
HCl
Haq+ +
Br- aq
HI
Haq+ +
I- aq
HNO3
Haq+ +
NO3- aq
H2SO4
Haq+ + HSO4- aq
HClO4
BASES FORTES
Cl- aq
HBr
ÁCIDOS
FORTES
Haq+ +
Haq+ + ClO4- aq
NaOH
Na+aq + OH- aq
KOH
K+
+ OH-
14

15. ÁCIDOS FORTES ESTÃO COMPLETAMENTE
IONIZADOS EM ÁGUA
HCl (aq)
H+ (aq) + Cl- (aq)
FORÇA X CONCENTRAÇÃO
CRITIQUE A AFIRMAÇÃO:
“Uma solução aquosa que contem 6 mol de HCl por litro é uma
solução de ácido mais forte que uma que contem 1 mol de HCl por
litro”
15

16. Eletrólitos Fracos (em água)
Ácidos e bases
HC2H3O2 aq
H+aq + C2H3O2- aq (HAcaq
H+ + Ac- aq)
ÁCIDO ACÉTICO
NH4OHaq
NH3 aq + H2O
HIDRÓXIDO DE AMÔNIO
16

17. AUTO-IONIZAÇÃO DA ÁGUA
PROPRIEDADE IMPORTANTE DA ÁGUA: AGIR COMO
ÁCIDO E COMO BASE (L-B)
H2O
ácido1
+
H2O
base2
H3O+
ácido2
+
OHbase1
AUTO-IONIZAÇÃO DA ÁGUA É UM PROCESSSO de EQUILÍBRIO
17

18. K eq = [H3O+ ] [OH-]
Kw
(w – water)
Constante de equilíbrio da água =
constante do produto iônico
18

19. K w = [H3O+ ] [OH-] = 1,0 x 10-14 ( a 250C)
ACIDEZ e BASICIDADE dependem
basicamente do numero relativo de
íons H+ e OH- presentes em solução.
19

20. EM SOLUÇÕES NEUTRAS A CONCENTRAÇÃO DE
[ H+ ] = [ OH- ]
EM SOLUÇÕES ÁCIDAS A CONCENTRAÇÃO DE
[ H+ ] > [ OH- ]
EM SOLUÇÕES BÁSICAS A CONCENTRAÇÃO DE
[ OH- ] > [ H+ ]
20

21. A ESCALA DE pH
Como as soluções que empregamos comumente são
diluídas, sua concentração de íons de H+ é muito baixa.
Portanto, é mais adequado expressar a [H+] em
potências negativas de 10.
pH = - log [H+]
[H3O+] = [OH-] = 10-7 M
H2O pura
pH = pOH = 7
21

22. 22

23. HCl 0,1 M → H+ ou H3O+ = 0,1M = 1x10-1
(H+ da auto-ionização da H2O é desprezível < que 10-7M
[ OH- ] =
10 -14
10 −14
= −1 = 10 −13 M
+
[ H 3O ] 10
(muito pequena)
pH = pKw – pOH = 14 – 13
pH = 1 solução ácida
23

24. Solução de NaOH 0,01M
[ H3O+] =
−14
Kw
10
−12
= −2 = 10 M
−
[OH ] 10
Muito pequena
pH = 12 solução básica
24

25. Solução Ácida [H+] > [OH-]; [H+] > 10-7M
pH < 7
Solução Básica [OH-] > [H+]; [OH-] < 10-7M
pH > 7
Solução Neutra [H+] = [OH-] = 10-7 M
pH = 7
25

26. No cotidiano
26

27. EQUILÍBRIO - ÁCIDOS FRACOS
HA + H2O
H3O+ + A-
Ka = [H3O+][ A-]
MEDIDA DA
[HA]
FORÇA ÁCIDA
Ka HAc = 1,85 x 10-5
pKa = 4,75
Ka HCN = 4,8 x 10-10
pKa = 9,3
Ka HF = 6,8 x 10-4
pKa = 3,2
27

28. EQUILIBRIO - BASES FRACAS
NH3 (aq) + H2O (l)
Kb =
pKb =
[ NH4+ ] [OH-]
[ NH3]
NH4+ (aq) + OH- (aq)
= 1,85 X 10 -5
4,75
28

29. FORÇA X ELETRONEGATIVIDADE
Ácido
estrutura
HClO
Cl-O-H
Cl 3,2
7,53
HBrO
Br-O-H
Br 3,0
8,69
HIO
I-OH
eletronegatividade
I
2,7
pKa
A
C
I
D
E
Z
10,64
29

30. FORÇA X NÚMERO DE OXIDAÇÃO
Ácido
n. ox. Cl
pKa
HClO4
+7
forte
HClO3
+5
forte
HClO2
+3
2,00
HClO
+1
A
C
I
D
E
Z
7,53
OBS: maior o número de oxigênio ligado ao átomo central,
maior o n.ox
mais forte o ácido
30

31. EQUILÍBRIO ÁCIDO-BASE
HBaq
H+(aq) + B-(aq)
onde [H+] = [B-] e [HB] = conc inicial HB – [H+]
+
−
[ H ][ B ]
Ka =
[ HB]
31

32. EXEMPLO: Ácido nicotínico C6H5O2N (Ka = 1,4 x 10-5)
determine a concentração de H+ em uma solução
preparada dissolvendo-se 0,10M de HNic, para formar 1
litro de solução e a % de dissociação do ácido
HNic ↔ H+(aq) + Nic-(aq)
0,10 – x
x
x
[ HNic ] = 0,10 – x ≈ 0,10
Ka = [ x2 ] / [HNic ]
então:
x2 = 1,4 x 10-1 → x = 1,2 x 10-3 M = [H+]
+
% dissociação =
H
×100 = 1,2%
HNic
32

33. INDICADORES – ÁCIDOS FRACOS
Moléculas de corantes → coloração depende da
concentração de [H3O+] ou [H+]aq da solução
HIn + H2O
H3O+ + In-
[ H 3O + ][ In − ]
KI =
[ HIn]
KI
[ In − ]
=
−
[ HIn ] [ H 3O + ]
33

34. UM INDICADOR: EQUILÍBRIO ÁCIDO-BASE E CORES:
34

35. H3O+ ↑ HIn >> In- Vermelho
H3O+ ↓ In- >> HIn Amarelo-alaranjado
In −
= 0,1
HIn
−
In
=1
HIn
vermelho
Amareloalaranjado
−
In
= 10
HIn
Amarelo claro
35

36. 36

37. SAIS – CARÁTER ÁCIDO OU BÁSICO
HIDRÓLISE
NaCN + H2O
HCN + OH- + Na+
CN- + H2O
HCN + OH-
Ac- + H2O
HAc
Ânion
+ OH-
solução básica
NH4Cl + H2O
NH4OH + H+
NH4 + + H2O
NH3
Cátion
+ Cl-
+ H3O+
solução ácida
37

38. CONCLUSÃO:
- ácidos e bases fortes em água ionizam completamente eletrólitos
- ácidos e bases fracas geram um equilíbrio (constantes
de equilíbrio)
- A água age como ácido ou base de L-B (auto-ionização
da água)
- Indicadores são ácidos fracos – geram equilíbrio e cores
- Sais sofrem hidrólise gerando soluções ácidas ou
básicas
38