Acidos bases

Universidade Aberta Química Geral
www.univ-ab.pt/disciplinas/dcet/qg607

Ácidos e Bases(1)

Segundo Arrhenius, em água, os ácidos produzem iões hidrogénio (H+) e as bases
produzem iões hidróxido (OH−). Além disso os ácidos neutralizam as bases sendo
produzidos sais e água.

De acordo com Bronsted ácido é a espécie química que cede iões H+ (protões) e base
a espécie química que recebe protões.

No entanto segundo Lewis, ácido é uma substância capaz de captar um par de
electrões e base é a substância capaz de ceder um par de electrões.

Com base nestas definições pode-se observar que quer o ião hidróxido que o
amoníaco são bases:

o o R

oR R u o o u o

o o

oR R v o o v o

(1)
Este texto deve ser usado apenas como apoio das matérias de estudo do manual da disciplina de
Química Geral da Universidade Aberta.

Fernando Caetano Pág. 1 de 12


Pode-se escrever uma equação genérica do tipo (ionização ou dissociação em água):

AH + H2O A− + H3O+

Ácido 1 Base 2 Base 1 Ácido 2

Para a reacção directa a espécie AH fornece H+ a H2O, enquanto que para a reacção
inversa se tem que H3O+ fornece H+ a A−.

Os pares ácido/base conjugados deste exemplo escrevem-se:

Ácido 1 / Base 1 AH / A−

Ácido 2 / Base 2 H3O+ / H2O

A constante de equilíbrio desta reacção é da seguinte forma:

[A ] [H O ]
− +

Kc =
eq 3 eq

[AH ]eq [H 2O]eq

como se considera que a concentração da água não varia (constante), escreve-se a
constante de acidez da seguinte forma:

[A ] [H O ]
− +

Ka =
eq 3 eq

[AH ]eq
A constante Kb, define-se para a reacção da base conjugada de AH (A−) com a água:

A− + H2O AH + OH−

=
[OH ] [AH ]
−
eq eq
Kb
[A ] −
eq



A soma das duas equações químicas atrás indicadas, dá-nos a equação química da
auto-ionização da água:

a AH + H2O A− + H3O+ Ka

b A− + H2O AH + OH− Kb

a+b=w H2O + H2O H3O+ + OH− Ka . Kb = Kw

correspondendo o produto de Ka por Kb, resultando o Kw.

Ka . Kb = Kw = 1x10−14 (T=25ºC)

ou: [H3O+] . [OH−] = 1x10−14

Escala de pH

A água pura, a 25ºC, tem pH = 7. As soluções serão ácidas, básicas (alcalinas) ou
neutras quando se tem:

pH [H3O+] [OH−] solução

<7 < 1x10−7 > 1x10−7 Ácida

=7 = 1x10−7 = 1x10−7 Neutra

>7 > 1x10−7 < 1x10−7 Básica ou alcalina



Definem-se assim, os parâmetros pH e pOH por ser mais fácil trabalhar com os
valores obtidos. As expressões correspondentes são:

pH = − log [H3O+]eq [H3O+]eq = 10−pH mol/L

pOH = − log [OH−]eq [OH−]eq= 10−pOH mol/L

Atendendo a estas definições e a que a 25ºC Kw = 1x10−14 :

pH + pOH = pKw = 14

Soluções Tampão

Soluções que não variam o seu valor de pH quando se adicionam quantidades
pequenas de outras soluções ácidas ou alcalinas dizem-se soluções tampão.

As soluções muito ácidas ou muito básicas são exemplos de soluções tampão. No
entanto para valores de pH intermédios, as soluções tampão têm normalmente a
presença, em concentrações razoáveis, de um ácido e de uma base fracos. Assim, o
ácido, HA, que esteja na solução tampão irá reagir com a base que seja adicionada,
sem praticamente alterar a sua concentração. O mesmo acontecerá à base, B, na
solução tampão, quando se adiciona um ácido. Convém não esquecer que isto ocorre
para pequenas adições de ácido ou base.

Assim as soluções tampão podem ser preparadas a partir de:

1) soluções concentradas de ácidos ou bases fortes;

2) a solução de um ácido fraco e de um sal formado a partir da sua base
conjugada (ex: ácido acético, CH3COOH, e acetato de sódio, NaCH3COO);



3) a solução de uma base fraca e de um sal formado a partir do seu ácido
conjugado (ex: solução de amónia, NH3, e cloreto de amónio, NH4Cl);

A mistura de um ácido fraco HA com a sua base conjugada, A−, proveniente da
dissociação do sal,

MA(s) M+(aq) + A−(aq) em que M é um elemento metálico (normalmente do 1º ou do
2º grupo); ex: NaCl, KBr, NaK, MgCl2.

tem-se o equilíbrio:

HA + H2O A− + H3O+

Ao qual corresponde um valor de pH dado pela expressão:

pH = pKa + log
[A ]
−

[HA]
com :
pKa = − log Ka

Para uma base é tudo idêntico ao indicado acima, tendo-se o equilíbrio:

B + H2O BH+ + OH−

e:

pOH = pKb + log
[BH ] +

[B]
com :
pKb = − log Kb



Alguns valores de constantes de acidez (Ka) para diversos ácidos.

nome Fórmula Ka Base conjugada Kb da base
conjugada

Ácido sulfúrico H2SO4 Muito elevado HSO4− Muito baixo

Ácido H3PO4 7,5 x 10−3 H2PO4− 1,33 x 10−12
fosfórico

Ácido nitroso HNO2 4,5 x 10−4 NO2− 2,22 x 10−11

Ácido acético CH3COOH 1,8 x 10−5 CH3COO− 5,56 x 10−10

Alguns valores de constantes de ionização básica (Kb) para diversas bases.

nome Fórmula Kb ácido conjugado Ka do ácido
conjugado

Etilamina C2H5NH2 5,6 x 10−4 C2H5NH3+ 1,8 x 10−11

Cafeína C8H10N4O2 4,1 x 10−4 C8H11N4O2+ 2,4 x 10−11

Amoníaco NH3 1,8 x 10−5 NH4+ 5,6 x 10−10



Titulações ácido-base

Nas titulações ácido-base, adiciona-se um ácido a uma base (ou vice-versa) tendo-se
uma variação de pH, devido a uma reacção ácido-base normalmente designada por
reacção de neutralização, embora se possa não obter uma solução neutra como este
nome indica.

Nestas reacções tem-se um titulado, cuja concentração se pretende determinar, e um
titulante, cuja concentração é conhecida.

Quando se atinge um ponto em que não há excesso de base nem de ácido, diz-se que
se atingiu o ponto de equivalência.

Exemplo:

Numa titulação de 25,0 cm3 de uma solução de KOH gastam-se 20,0 cm3 de
HNO3 cuja concentração é de 0,15 mol/L, até ao ponto de equivalência. Qual
será a concentração de KOH?

R:

Em primeiro lugar deve-se ter em atenção as unidades dos volumes (devem ser convertidos
3
a dm - ou litros)
3 -3
Vb = 25,0 cm = 25,0 x 10 L
-3
Va = 20,0 cm3 = 20,0 x 10 L

Os cálculos devem envolver sempre a conversão dos dados a moles. Assim para a solução
titulante deve-se procurar saber qual o seu número de moles
-3
Ca = n / Va <=> n = ca x Va = 0,15 x 20,0x10 = 0,003 mol de HNO3



Como este número de moles de ácido reage completamente com a base (titulado) então o
3
número de moles de KOH que se tinha nos 25,0 cm é igual.

A sua concentração seria:
-3
Cb = n / Vb = 0,003 / 25,0 x 10 = 0,12 mol/L

________________________

pOH pH

14

12

10
pH; pOH

8

6

4

2

0
0 2 4 6 8 10 12 14 16 18
vol.

Exemplo da variação do pH e do pOH durante uma titulação.

Indicadores Colométricos

Os indicadores normalmente usados em titulações de ácido-base são também ácidos
ou bases orgânicas, fracas, em que os seus pares conjugados têm cores diferentes.

Para um indicador na forma ácida, Hind, e a sua base conjugada, Ind−, a equação
química da sua protólise escreve-se na forma:

HInd(aq) Ind−(aq) + H+(aq)

Sendo a sua constante de protólise:



Kind =
[Ind ][H ] = [H ] [Ind ]
− +
+
−

[HInd ] [HInd ]
ou:

pK ind = pH − log
[Ind ] ⇔ log [Ind ] = pH − pK
− −

[HInd ] [HInd ] ind

A razão
[Ind ] −
indica a maior ou menor presença de uma das espécies pelo que a cor
[HInd ]
apresentada pela solução depende desta razão e, naturalmente, do pH.

Apresenta-se, a seguir, uma tabela com os valores de pK para cada indicador bem
como as cores e zonas de viragem (zona de mudança de cor) apresentada.

Indicador pKind Cor forma ácida Cor forma Zona viragem
alcalina

Azul de timol 2,0 Vermelho Amarelo 1,2 – 2,8

Alaranjado de 3,7 Vermelho Amarelo 3,1 – 4,5
metilo

Vermelho de 5,1 Vermelho Amarelo 4,2 – 6,3
metilo

Tornesol 6,4 Vermelho Azul 5,0 – 8,0

Azul de 6,9 Amarelo Azul 6,0 – 7,6
bromotimol

Fenolftaleína 9,1 Incolor Vermelho 8,3 – 10,0

Amarelo de 11,0 Amarelo Vermelho 10,0 – 12,1
alizarina



Um Indicador caseiro

Em casa pode preparar-se um indicador que apresenta diversas cores, consoante o pH
da solução que e pretenda testar.

Corte metade de uma couve roxa em fatias e coloque num liquefador com um pouco
de água. Depois use uma máquina de café e passe esta solução pelo filtro. Ficará com
uma quantidade de indicador suficiente para testar com as diversas soluções que
habitualmente possuímos nas nossas casas (desde vinagre – branco de preferência – a
“Sonasol Verde” – que contém bastante amónia – passando por detergentes, leite,
sumos, bicarbonato de sódio, etc).

As cores apresentadas pelo indicador da couve roxa são:

pH Cor

1 Vermelho

4 Rosa

7 Lavanda

10 Verde

13 amarelo

___________________



Na tabela seguinte mostram-se as fórmulas de estrutura e as diferenças entre a forma
ácida e a correspondente base conjugada para dois indicadores.

Fenolftaleína

HO OH HO O

O -
O

O O

Forma ácida (incolor) Base conjugada (vermelha)

Vermelho de metilo

OH -
O
O
O

N
N
N
N

H3C
N H3C
N

H3C
H3C

Forma ácida (vermelha) Base conjugada (amarela)



Fernando Caetano, Assistente da Universidade Aberta

Bibliografia:
J. L. Rosenberg, Química Geral, McGraw-Hill, 6ª Ed., 1982
A. Romão Dias, M. Matilde Marques, Química, princípios de Estrutura e
Reactividade, Universidade Aberta, 1996
Fine, Beall, Stuehr, Chemistry for Scientists and Engineers, Saunders College Pub.,
2000
R. Chang, Química, McGraw-Hill, 5ª Ed., 1994
Memo Química, Publilivro, 1999


Acidos bases

Recomendados

Recomendados

Mais conteúdo relacionado

Mais procurados

Mais procurados (20)

Destaque

Destaque (9)

Semelhante a Acidos bases

Semelhante a Acidos bases (20)

Mais de Sandra Antunes

Mais de Sandra Antunes (6)

Acidos bases