força de um ácido depende do solvente e um ácido que é forte em água pode ser fraco em outro solvente e vice-versa A força da base também irá depender do solvente. Para saber a força de um ácido, se utiliza uma escala de pH, que é calculado a partir da concentração de íons hidrônios, H3O+: pH = -log [H3O+]. O pH de uma solução básica é maior do que 7, o pH da água pura é 7 e o pH de uma solução ácida é menor do que 7. Uma consequência das definições de Bronsted de ácidos e bases é que a mesma substância pode funcionar como ácido e como base. Por exemplo a água, que na reação com um ácido se comporta como uma base (HCl) e em uma reação com uma base, se comporta como um ácido (NH3). A água, então, é anfiprótica, pode agir como doadora e como aceitadora de prótons. Por ser anfiprótica, ocorre transferência de prótons enre moléculas de água até mesmo em água pura, com uma molécula agindo como doador de prótoOs ácidos são substâncias eletrolíticas de sabor azedo, que reagem com diversos metais (os chamados metais ativos) liberando gás hidrogênio, reagem também com carbonatos liberando gás carbônico, avermelham o papel de tornassol e destroem as propriedades das bases. As bases são substâncias eletrolíticas amargas, escorregadias ao tato, deixam o papel de tornassol azul e destroem as propriedades dos ácidos. As teorias sobre ácidos e bases foram propostas para explicar o comportamento dessas substâncias baseando-se em algum princípio mais geralOs ácidos são substâncias eletrolíticas de sabor azedo, que reagem com diversos metais (os chamados metais ativos) liberando gás hidrogênio, reagem também com carbonatos liberando gás carbônico, avermelham o papel de tornassol e destroem as propriedades das bases. As bases são substâncias eletrolíticas amargas, escorregadias ao tato, deixam o papel de tornassol azul e destroem as propriedades dos ácidos. As teorias sobre ácidos e bases foram propostas para explicar o comportamento dessas substâncias baseando-se em algum princípio mais geral

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2. • Apresentado pelo químico, físico e matemático sueco
Svante August Arrhenius (1859-1927) em 1887.
• Ácidos são substâncias que, quando dissolvidas em água,
aumentam a concentração de íons H+(aq) na solução.
HCl(aq)  H+(aq) + Cl-(aq)
100% ionizado ≡ácido forte (eletrólito forte)
• Bases são substâncias que, quando dissolvidas em água,
aumentam a concentração de íons OH-(aq) na solução.
NaOH(aq)  Na+(aq) + OH-(aq)
100% dissociado ≡base forte (eletrólito forte)
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3. • A reação entre um ácido forte e uma base forte, produz
sal e água e é chamada de Reação de Neutralização.
• Sal é todo composto iônico cujo cátion provem de uma
base e cujo ânion provem de um ácido.
• O conceito de Ahrrenius para ácidos e bases, embora
tenha contribuído para explicar um grande número de
fenômenos, mostrou-se restrito a água.
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HCl(aq) + NaOH(aq)  NaCl(aq) + H2O(l)
H+(aq) + Cl-(aq) + Na+(aq) + OH-(aq)  Na+(aq) + Cl-(aq) + H2O(l)
H+(aq) + OH-(aq)  H2O(l)

4. • Apresentado, independentemente, pelos químicos J .N.
Brönsted e T.M. Lowry, em 1923.
• Ácidos são substâncias capazes de doar um próton a
outras substâncias.
• Bases são substâncias capazes de aceitar um próton de
outras substâncias.
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HNO3(aq) + H2O(l)  NO3
-(aq) + H3O+(aq)
ácido base
NH3(aq) + H2O(l)  NH4
+(aq) + OH-(aq)
base ácido

5. HNO3(aq) + H2O(l)  NO3
-(aq) + H3O+(aq)
ácido de
Bronsted
base de
Bronsted
íon hidrônio
NH3(aq) + H2O(l)  NH4
+(aq) + OH-(aq)
base de
Bronsted
ácido de
Bronsted
íon hidróxido
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6. A água é uma substância
anfiprótica: capaz de se comportar
como um ácido ou base de Bronsted
HNO3(aq) + H2O(l)  NO3
-(aq) + H3O+(aq)
base de
Bronsted
NH3(aq) + H2O(l)  NH4
+(aq) + OH-(aq)
ácido de
Bronsted
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7. • Um íon H+, o núcleo de um átomo de hidrogênio, não é capaz
de existir separadamente em água. H+ combina-se com a
água formando o íon hidrônio, H3O+, ou outros aglomerados,
tais como H5O2
+ e H9O4
+.
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• Todas as reações entre um ácido e uma base de Bronsted
envolvem a transferência de um próton e tem dois pares ácido-
base conjugados.
• HCO3
-/CO3
2-, H2O/H3O+
conjugados.
3
ácido
HCO -(aq) + H O(l)
2
base
H3O+(aq) +
ácido
CO3
2-(aq)
base
H+
H+
NH (aq)
3
base
+ H O(l)
2
ácido
OH-(aq) +
base
NH +(aq)
4
ácido
H+
H+
e NH3/NH4
+ são pares ácido-base

10. • A Tabela abaixo mostra alguns exemplos de pares ácido-base
conjugados.
• Os pares ácido-base conjugados diferem entre si apenas em um
próton.
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Substância Ácido Base conjugada
Ácido clorídrico HCl Cl-
Ácido acético CH3COOH CH3COO-
Ácido nítrico HNO3
-
NO3
Ácido perclórico HClO4
-
ClO4
Água H2O OH-
Íon hidrônio H3O+ H2O
Íon bicarbonato
-
HCO3
2-
CO3
Cloreto de amônio NH4Cl NH3

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A reação entre o cloreto de hidrogênio e a amônia pode ocorrer
na ausência de solvente.
NH3(g) + HCl(g) NH4Cl(s)
Segundo Brönsted – Lowry, o processo de neutralização, é
aquele em que ocorre uma transferência de prótons entre dois
pares ácido/base conjugados.

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As reações descritas anteriormente, ocorrem na direção da
formação das espécies mais fracas. Em cada par conjugado, o
ácido mais forte e a base mais forte reagem para formar o
ácido e a base mais fracos.
HClO4 é um ácido mais forte que H3O+ e ClO4
– é uma base mais
fraca que a água.
HClO4(aq) + H2O(l)  H3O+(aq) + ClO4
–(aq)

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Ácido Base
ácido perclórico HClO4 íon perclorato
-
ClO4
ácido sulfúrico H2SO4 íon hidrogenossulfato
-
HSO4
ácido clorídrico HCl íon cloreto Cl-
ácido nítrico HNO3 íon nitrato
-
NO3
íon hidrônio H3O+ água H2O
íon hidrogenossulfato
-
HSO4 íon sulfato
2-
SO4
ácido sulfuroso H2SO3 íon hidrogenossulfito
-
HSO3
ácido fosfórico H3PO4 íon diidrogenofosfato
-
H2PO4
ácido nitroso HNO2 íon nitrito
-
NO2
ácido fluorídrico HF íon fluoreto F-
ácido acético CH3COOH íon acetato CH3COO-
ácido carbônico H2CO3 íon hidrogenocarbonato
-
HCO3
ácido sulfídrico H2S íon hidrogenossulfeto HS-
íon hidrogenossulfito
-
HSO3 íon sulfito
2-
SO3
íon amônio
+
NH4 amônia NH3
ácido cianídrico HCN íon cianeto CN-
íon hidrogenocarbonato
–
HCO3 íon carbonato
2-
CO3
água H2O íon hidróxido OH-
íon hidrogenossulfeto HS - íon sulfeto S2-
amônia NH3 íon amideto
-
NH2
íon hidróxido OH- íon óxido O2-

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• Ao observar a posição dos ácidos HClO4 , H2SO4, HCl e HNO3
na Tabela, verificamos que eles estão acima do íon H3O+ e
que têm maior tendência em doar prótons do que o íon H3O+.
• Portanto, em solução aquosa, o íon H3O+ é o ácido mais forte
que pode existir.
• Paralelamente, qualquer base mais forte do que o OH- reage
completamente com a água, formando OH-.
• Portanto, em solução aquosa, o íon OH- é a base mais forte
que pode existir.

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• Como em solução aquosa HClO4 , H2SO4 , HCl e HNO3 estão
totalmente ionizados, podemos dizer que são todos
igualmente fortes e que o solvente, no caso a água, exerce
um efeito nivelador sobre suas forças.
• Como o ácido acético pode distinguir as forças destes ácidos,
ele é chamado um solvente diferenciador. HClO4  H2SO4 
HCl  HNO3

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• A força relativa de um ácido ou de uma base pode ser
expressa quantitativamente com uma constante de equilíbrio.
• Ka é uma constante de equilíbrio para um ácido em água.
• Para um ácido fraco, Ka < 1.
• O valor de Ka aumenta a medida que aumenta a força do ácido, ou
seja, a medida que o ácido ioniza-se em maior extensão.
HA(aq) + H2O(l) A-(aq) + H3O+(aq) Ka = [A-][H3O+]/[HA]

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• Do mesmo modo, podemos escrever a constante de equilíbrio
para uma base, Kb.
• A Tabela a seguir mostra alguns ácidos e bases ordenados em
função de sua capacidade de doar ou aceitar prótons e seus
respectivos valores de Ka e Kb.
• Observa-se que quanto mais fraco é ácido, mais forte é sua
base conjugada. Ou seja, quanto menor o valor de Ka, maior o
valor de Kb correspondente.
B(aq) + H2O(l) BH+(aq) + OH-(aq) Kb = [BH+][OH-]/[B]

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Ácido Ka Base conjugada Kb
HClO4 grande
-
ClO4 muito pequena
H3O+ 1,0 H2O 1,0 x 10-14
H2SO3 1,0 x 10-2
-
HSO3 8,3 X 10-13
H3PO4 7,5 X 10-3
-
H2PO4 1,3 X 10-12
HF 7,2 X 10-4 F- 1,4 X 10-11
H2CO3 4,2 X 10-7
-
HCO3 2,4 X 10-8
+
NH4 5,6 X 10-10 NH3 1,8 X 10-5
HCN 4,0 X 10-10 CN- 2,5 X 10-5
H2O 1,0 X 10-14 OH- 1,0

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LAD
Ep
H
2H2O(aq) H3O+(aq) + OH-(aq)
auto-ionização da água
Kw = [H3O+][OH-]
Kw = 1,0 x 10-14 (a 25 oC)
[H3O+] = [OH-]= 1,0 x 10-7 (solução
neutra)
[H3O+]>[OH-] (solução ácida)
[H3O+]<[OH-] (solução básica)
pH = -log [H3O+]
pOH = -log [OH-]
Em água pura, a 25 oC
pH = pOH- = 7,0

20. • Apresentado por Gilbert Newton Lewis (1875-1946),
em 1916, mas aceito apenas a partir de 1923.
• Ácidos são substâncias capazes de aceitar um par de
elétron de outros átomos para formar uma nova ligação.
• Bases são substâncias capazes de doar um par de elétron
a outro átomo para formar uma nova ligação.
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A + :B  A:B
BF3 + :NH3  H3N:BF3