Este documento discute conceitos fundamentais de ácidos e bases, incluindo: 1. A definição de ácido e base segundo as teorias de Lowry-Brønsted e as reações ácido-base. 2. O equilíbrio químico da autoionização da água e a relação entre pH e pOH. 3. As propriedades de soluções ácidas, básicas e neutras.

1. 82
6. Conceitos ácido-base
1. Conceito ácido-base (Lowry e Bronsted)
2. Caráter anfotérico de uma espécie química
3. Equilíbrio da autoionização da água
3.1 Notação pX
4. Relação entre pH e pOH
4.1 Problema de aplicação
5. Soluções neutras, ácidas e alcalinas
6. Equilíbrio químico ácido-base
7. Grau de ionização ou de dissociação
7.1 Problema de aplicação
8. Constante de ionização de ácidos e bases
8.1 Problema de aplicação
9. Relação entre Ka
e Kb
para um par conjugado ácido-base

2. 83
Conceito ácido-base (Lowry-Brønsted)
Ácido. Espécie química que cede iões H+
(protões)
Reações ácido-base envolvem a transferência de iões H+
entre um ácido (HA) e uma base (B)
Um ácido comporta-se como tal na presença de uma base e vice-versa
Ácido Base
Base Ácido
Base. Espécie química que aceita iões H+
(protões)
Qualquer ácido reage com uma base para originar a base e ácidos conjugados respetivos
Pares ácido-base conjugados desta reação são:
HCl/Cl-
e NH4
+
/NH3
Se a base for o ião OH-
um dos produtos formados é água
Áci
do
Base Ácido Base Áci
do
Base sal e água
Identifique os pares ácido-base conjugados nas reações seguintes:
NH3
(aq) + HF (aq) NH4
+
(aq) + F-
(aq) (1)
R.: (1) NH4
+
/ NH3
e HF / F-
(2) H2
O / OH-
e HCN / CN-
CN-
(aq) + H2
O (l) HCN (aq) + OH-
(aq) (2)
Espécies que constituem um par ácido-base conjugado diferem num único ião H+
Exemplos

3. Água
H3
PO4
/ H2
PO4
-
H2
PO4
-
/ HPO4
2-
Espécies polipróticas
H3
O+
/ H2
O H2
O / OH-
As equações (1) e (2) representam reações ácido-base:
Escreva os pares conjugados para cada equação química e justifique o comportamento anfotérico da espécie HSO4
-
HSO4
-
(aq) + H3
O+
(aq) H2
SO4
(aq) + H2
O (l) (1)
R.: (1) H2
SO4
/ HSO4
-
e H3
O+
/ H2
O (2) HSO4
-
/ SO4
-2
e H2
O / OH-
HSO4
-
é anfotérica porque se comporta como base (recebe H+
) em (1) e como ácido (cede H+
) em (2)
HSO4
-
(aq) + OH-
(aq) SO4
2-
(aq) + H2
O (l) (2)
84
Caráter anfotérico de uma espécie química
Espécies anfotéricas são aquelas que, conforme as condições, têm a a capacidade de se comportar como ácidos ou como bases
Exemplo de aplicação

4. 85
Equilíbrio da autoionização da água
A autoionização da água é um equilíbrio químico que resulta do caráter anfotérico da molécula da água
Na multiplicação de uma constante por
outra, obtém-se uma nova constante,
Kw
A constante de equilíbrio da autoionização da água
é por isso designada produto iónico da água
E ainda, aplicando a ambos os membros da equação “-log” Notação pX
Concentração de H3
O+
, OH –
, Cl –
... Constantes
pH = - log [H3
O+
] pKw
= - log Kw
pOH = - log [OH–
] pKa
= - log Ka
pCl = - log [Cl–
] pKb
= - log Kb

5. 86
Obtém-se logaritmizando ambos os membros da expressão do produto iónico da água
Considerando a 25 ˚C, pKw
= 14
14 = pH + pOH
Relação entre pH e pOH
Numa solução de amoníaco utilizada na limpeza doméstica a concentração de iões OH-
é 0,0025 M. Calcule a concentração de
iões H+
Problema aplicação
Resolução:
Kw
= [H+
].[OH-
]
[H+
] = (1,0 × 10-14
) / 0,0025 = 4,0 × 10-12
M
Como [H+
] < [OH-
], a solução é básica, como seria de esperar de acordo com a reação do amoníaco na água
NH3
(aq) + H2
O (l) NH4
+
(aq) + OH-
(aq)
4,0 × 10-12
M < 2,5 × 10-3
M

6. 87
Soluções neutras, ácidas e alcalinas
[H3
O+
] = [OH-
] terá, a 25˚C, pH = 7 solução neutra
Qualquer solução em que
[OH¯
] > [H3
O+
] terá, a 25˚C, pH > 7 solução básica ou alcalina
▪ A adição de um ácido à água destilada provoca o aumento da [H3
O+
] e consequente diminuição do pH
▪ A adição de uma base, provoca o aumento da [OH-
] e consequente aumento do pH
Qualquer solução em que, tal como na água destilada
[H3
O+
] > [OH¯
] terá, a 25˚C, pH < 7 solução ácida

7. 88
Equilíbrio químico ácido-base
3. A quantidade química de iões em solução dissolvidas em água, resultantes de uma ionização ou de
dissociação, será, para concentrações iniciais semelhantes, tanto maior, quanto mais extensas forem as
respetivas reações. A extensão destas reações pode ser avaliada a partir dos valores do:
▪ Ionização para compostos moleculares constituídos apenas por não metais – HCl, NH3
, CH3
COOH…
▪ Dissociação para sais constituídos por metais e não metais – e.g., NH4
Cl, NaOH
1. Chamam-se eletrólitos às substâncias que, quando dissolvidas em água, originam iões capazes de
conduzir a corrente elétrica
2. Assim, a existência de iões nestas soluções justifica-se através ou de reações de ionização ou de
dissociação de sais às quais se aplicam os princípios do equilíbrio químico
▪ Grau de ionização ou de dissociação
▪ Constante de ionização (constante de equilíbrio)
Seta dupla significa que as moléculas não
ionizadas se encontram em equilíbrio com os
respetivos iões

8. 89
Grau de ionização ou de dissociação
O grau de ionização ou dissociação também
pode ser apresentado em percentagem (%),
variando entre 0 – 100 %
Grau de ionização ou dissociação (α) – quociente entre moles ionizadas ou dissociadas e as moles iniciais
Problema aplicação
Um determinado produto de limpeza, de uso doméstico, contém 3,75 × 10-3
mol de NH3
por cada 1,5 l de produto. Considere que
a ionização do amoníaco ocorre de acordo com a seguinte equação química:
a. Sabendo que a 25 ºC, o grau de ionização é de 4,0 %, determine a concentração de catiões NH4
+
em solução.
b. Determine, a 25 ºC, o pH deste produto de limpeza.
NH3
(aq) + H2
O (l) NH4
+
(aq) + OH-
(aq)
Resolução:
a. [NH3
]inicial
= 3,75 × 10-3
mol / 1,5 l = 0,0025 M
[NH3
]ionizadas
= [NH4
+
] = 0,0025 × 0,04 = 1 × 10-4
M 100 mol iniciais 4 mol ionizadas
0,0025 mol.l-1
χ
b. De acordo com a estequiometria da reação de ionização [NH4
+
] = [OH-
] = 1 × 10-4
M
pOH = - log [OH-
] = - log (1×10-4
) = 4 a 25 ºC, pH + pOH = 14 pH = 14 – 4 = 10

9. Constantes com valores elevados não se encontram tabelados, considerando-se a ionização dos ácidos
completa 90
Ácidos ou bases que, não sendo fortes, variam entre si na respetiva força que pode também ser medida
através das respetivas constantes de ionização ácida (Ka
) ou básica (Kb
)
Constante de ionização de ácidos e bases
Representação da reação de ionização de um ácido fraco, HA
Constante de acidez ou de ionização, Ka
produto entre KC
da reação de ionização do ácido e a concentração da água (considerada constante)
Ka
< 10-3
Ácido fraco
10-3
< Ka
< 1 Ácido moderado
Ka
> 1 Ácido forte

10. 91
Problema aplicação
Calcular as concentrações de ácido não ionizado e dos iões em equilíbrio numa solução de ácido fórmico (HCOOH) 0,100 M.
Ka
= 1,7 × 10-4
HCOOH (aq) + H2
O (l) HCOO-
(aq) + H3
O+
(aq)
i 0,100 M 0 0
eq. 0,100 - χ χ χ
, Considerando a aproximação (0,100 - χ) ~ 0,100
Verificação da validade da aproximação: (0,0041 / 0,100) × 100 = 4,1 % ✔
χ < 5 % da concentração original de ácido a aproximação feita é válida
R.: As concentrações no equilíbrio são [HCOO-
]=[H3
O+
]= 0,0041 M e [HCOOH]= 0,100 – 0,0041= 0,096 M
A aproximação apenas será válida para α < 5%

11. 92
Problema aplicação
Calcular o pH de uma solução de ácido nitroso (HNO2
) 0,050 M.
Ka
= 4,5 × 10-4
HNO2
(aq) + H2
O (l) NO2
-
(aq) + H3
O+
(aq)
i 0,050 M 0 0
eq. 0,050 - χ χ χ
, Considerando a aproximação (0,050 - χ) ~ 0,050
Portanto, a aproximação feita não é válida, devendo-se resolver a equação
A aproximação apenas será válida para α < 5%
Verificação aproximação: (0,0047/0,050)×100 = 9,4 %
mostrando que χ > 5 % da concentração original de ácido
χ2 + 4,5 × 10-4
χ – 2,3 × 10-5
= 0
χ2 = 0,050 × 4,5 × 10-4
pH = - log [H+
] = - log (4,6 × 10-3
) = 2,34

12. 93
Relação entre Ka
e Kb
para um par conjugado ácido-base
Para um ácido fraco de fórmula geral HA e a respetiva base conjugada, A-¯
, vem:
Ka
× Kb
= Kw A base conjugada de um ácido forte é uma base fraca
Problema aplicação
Resolução:
Ka
.Kb
= KW
Kb
= KW
/Ka
= (1,0 × 10-14
) / 4,5 × 10-4
= 2,2 × 10-11
a base conjugada de um ácido fraco não é necessariamente uma base forte
Sabendo que a constante de ionização do ácido nitroso (HNO2
) a 25 ºC é 4,5 × 10-4
, calcular Kb
para NO2
-
a essa temperatura.