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ÁCIDOS E BASES
PROF.(A) DR.(A) GLEYCIARA CAVALCANTE
Disciplina: Química geral

Introdução
ÁCIDOS
Possuem sabor azedo
Ácido
acético
Ácido cítrico
Ácido fosfórico
Ácido
Muriático
(clorídrico)
Reage com alguns
metais liberando gás H2
Neutralização de bases

Introdução
BASES
Possuem sabor amargo ou
adstringente
São “escorregadias”
Neutralização de ácidos

TEORIAS ÁCIDO-BASE
 ARRHENIUS
(1884)
Ácido é uma substância que, em solução aquosa, origina íons H+ (aq)
Bases são substâncias que, em solução aquosa, originam íons OH− (aq)
 BRONSTED-LOWRY
(1923)
 LEWIS
(1923)
Ácidos são substâncias que doam prótons (H+)
Bases são substâncias que recebem prótons (H+)
Ácidos são espécies químicas que são capazes de aceitar pares eletrônicos
Bases são espécies químicas que podem doar pares eletrônicos

TEORIAS ÁCIDO-BASE
 BRONSTED-LOWRY
(1923)
Ácidos são substâncias que doam prótons (H+)
Bases são substâncias que recebem prótons (H+)
Quando esses dois
processos são
combinados, o
resultado é uma
reação
Formação do par
ácido-base conjugado
NH3 + H2O NH4
+ + OH-
⇌
HCl + NH3 NH4
+ + Cl-
⇌
Quais seriam os pares
ácido-base conjugados?
HCl+ H2O Cl- + H3O+
⇌

FORÇAS RELATIVAS DE ÁCIDOS E BASES
ÁCIDO
BASE
CONJUGADA
Quanto + fácil o ácido doa UM PRÓTON
+ Difícil a base conjugada recebe
UM PRÓTON
+ FORTE É O ÁCIDO
+ FRACA É A SUA BASE CONJUGADA

1. Um ácido forte transfere seus prótons completamente para a água, não deixando
praticamente nenhuma molécula não dissociada em solução
2. Um ácido fraco dissocia-se apenas parcialmente em solução aquosa, sendo, portanto,
encontrado na solução como uma mistura de ácido não dissociado e sua base
conjugada.
3. Uma substância com acidez insignificante contém hidrogênio, mas não demonstra
qualquer comportamento ácido na água.

- BROWN, Theodore L.; LEMAY, H. EUGENE Jr.; BURSTEN, Bruce
E. Química – ciência central. 9ª ed. Rio de Janeiro: LTC, 2005

Ex1:
a) CH3COOH(aq) + H2O(l) ↔ H3O+(aq) + CH3COO-(aq)
b) HSO4
-(aq) + CO3
2- (aq) ↔ SO4
2-(aq) + HCO3
-(aq)
Apresente as equações de Kc

c)HPO4
2- (aq) + H2O(l) ↔ H2PO4
-(aq) + OH- (aq)
d)NH4
+(aq) + OH- (aq) ↔ NH3(aq) + H2O(l)
Apresente as equações de Kc

O PRODUTO IÔNICO DA ÁGUA
H2O(l) + H2O(I) ↔ OH-(aq) + H3O+(aq) Auto ionização da água
Kc= [H3O+] x [OH-]
Kw= 10-14 a 25°C
ESCALA DE pH a 25°C – 0 a 14
[H3O+] = [OH-]
[H3O+] > [OH-]
[H3O+] < [OH-]
NEUTRA
ÁCIDA
BÁSICA
pH = -log [H3O+]
Potencial hidrogeniônico
pOH = -log [OH-]
Potencial hidroxiliônico
pH + pOH= 14
[H+]= [OH-] =10-7 mol/L
[H+]> 10-7 mol/L
[H+]< 10-7 mol/L
pH< 7
pH=7
pH> 7
H2O(l) ↔ OH-(aq) + H3O+(aq) Simplificada
Kc= aH3O+ x aOH-
a=[H3O+] x γ

MEDIÇÃO DO pH
 O pH de uma solução pode ser
calculado com um medidor de pH-
pHmetro;
ESCALA DE Ph- 25°C
0-----------------------7-----------------------14
NEUTRA
ÁCIDA BÁSICA
ELETRODO
SENSOR DE
TEMPERATURA
pHmetro

MEDIÇÃO DO pH - INDICADORES
ÁCIDO-BASE
 Substâncias coloridas que podem ser encontradas na
forma de um ácido ou de uma base
- BROWN, Theodore L.; LEMAY, H. EUGENE Jr.; BURSTEN, Bruce E. Química – ciência central. 9ª ed. Rio de Janeiro: LTC, 2005
https://www.manualdaquimica.com/experimentos-
quimica/indicador-acido-base-com-repolho-roxo.htm
https://mundoeducacao.uol.com.br/quimica/papel-
tornassol.htm
Repolho roxo como indicador
Aumento da acidez
Aumento da basicidade

MEDIÇÃO DO pH
 Variação da coloração da solução com indicadores em valores de pH diferentes

EXERCÍCIOS
2) Calcule a concentração de H+(aq) em (a) uma solução com que [OH-] é 0,010
M, e (b) em uma solução em que [OH-] é 1,8 x 10-9 M. (Considere a temperatura
25°C)
3) Calcule a concentração de OH-(aq) em uma solução em que:
[H+] = 2 x 10-6 M
pH = -log [H+]
[H+]=10-pH
pH = -log [OH-]
[OH-]=10-pOH

EXERCÍCIOS
4) Um limpa-vidros comum tem [OH- ]= 1,9 x 10-6 M. Qual é o pH a 25 ºC?
 5) Uma solução formada mediante a dissolução de um comprimido antiácido tem um
pOH de 4,82. Calcule [H+].

Relembrando: Tipos de ácidos
Oxiácido: Os oxiácidos são ácidos em
que os grupos OH e eventualmente
átomos adicionais de oxigênio estão
ligados a um átomo central.
Hidrácido: aqueles ácidos que não possuem
oxigênio na fórmula do composto
Força da ligação H- A é geralmente o
fator mais importante na determinação
da força do ácido
A força de um ácido aumenta à medida que
os átomos eletronegativos adicionais se ligam
ao átomo central Y.
RELEMBRANDO....TIPOS DE ÁCIDOS
HIPOCLOROSO CLOROSO CLÓRICO PERCLÓRICO
AUMENTO DA FORÇA ÁCIDA AUMENTO DA FORÇA ÁCIDA
AUMENTO
DA
FORÇA
ÁCIDA

ÁCIDOS FORTES
E BASES FORTES
 Ácidos e bases fortes são eletrólitos fortes,
encontrados inteiramente como íons em solução aquosa
Ácidos fortes: HCl, HBr, HI (hidrácidos)
HClO3, HClO4 HNO3 (monopróticos)
H2SO4 (diprótico)
Bases fortes: NaOH e KOH, Ca(OH)2 e
Ba(OH)2
Bases de metais alcalinos e alcalinos terrosos mais
pesados, a exemplo do Sr(OH)2.
HNO3 (aq) + H2O(l)  NO3
-(aq) + H3O+ (aq) IONIZAÇÃO COMPLETA Não usamos seta de equilíbrio
neste caso porque a reação fica
deslocada totalmente para a
direita
NaOH(aq)  Na+(aq) + OH- (aq) DISSOCIAÇÃO COMPLETA

A maioria das substâncias
ácidas são ácidos fracos,
por isso, são apenas parcial-
mente ionizadas em
solução aquosa
Podemos usar a constante de
equilíbrio para a reação de
ionização com o objetivo de
expressar o grau em que um
ácido fraco se ioniza
A magnitude de Ka indica
a tendência que o ácido
tem de ionizar em água:
ÁCIDOS E
BASES FRACAS
- BROWN, Theodore L.; LEMAY, H. EUGENE Jr.;
BURSTEN, Bruce E. Química – ciência central. 9ª
ed. Rio de Janeiro: LTC, 2005
Ka Ionização

CÁLCULO DO PERCENTUAL DE IONIZAÇÃO
A magnitude de Ka indica a força de um ácido fraco. Outra medida da
força do ácido é o percentual de
ionização, definido como:
Ex. 6) Uma solução 0,10 M de ácido fórmico (HCOOH) contém 4,2 x 10-3 M de
H+(aq). Calcule a percentagem de ácido que está ionizada.
Antes da ionização
HCl
Equilíbrio
H+ Cl-
Antes da ioniz.
HF
Equilíbrio
HF H+ F-
%IA=
𝐻𝐴 𝑖𝑜𝑛𝑖𝑧𝑎𝑑𝑜
𝐻𝐴 𝑜𝑟𝑖𝑔𝑖𝑛𝑎𝑙
x100

BASES FRACAS %gra𝑢𝑑𝑖𝑠𝑠𝑜𝑐𝑖𝑎çã𝑜 =
𝑂𝐻
−
𝐵𝑎𝑠𝑒 𝑜𝑟𝑖𝑔𝑖𝑛𝑎𝑙
x100
NH3(aq) + H2O(l)  NH4
+(aq) + OH- (aq)
𝐾𝑏 =
𝑁𝐻4
+
[𝑂𝐻
−
]
𝑁𝐻3
A constante Kb, isto é, a
constante de basicidade  se
refere ao equilíbrio em que uma
base reage com a H2O para
formar o ácido conjugado
correspondente e OH-

EXERCÍCIOS
7) Qual é o pH de uma solução de HCIO4(ácido perclórico) a
0,040 M? HClO4 é um ácido forte e, portanto, se dissocia 100%
em água.

EXERCÍCIOS
8) Um estudante preparou uma solução 0,10 M de ácido fórmico (HCOOH) e descobriu
que seu pH é 2,38 a 25 °C. Calcule o valor de Ka do ácido fórmico, nessa temperatura.
Leve em consideração este é um ácido fraco e não se dissocia 100% em água.

9) Qual é o pH de (a) uma solução de NaOH 0,028 M, e (b) uma solução de
Ca(OH)2 0,0011 M?
ÁCIDOS FORTES E BASES FORTES

EXERCÍCIOS
10) Calcule o pH de uma solução HCN 0,20 M
11) Calcule o pH e a percentagem de moléculas ionizadas de HF em uma
solução de HF 0,10 M.
Ka= 6,8 x 10-4
Ka= 4,9 x 10-10
EXERCÍCIOS

ÁCIDOS POLIPRÓTICOS
Ácidos com mais de um átomo
de H ionizável
Ka
Tornam-se sucessivamente
menores à medida que ocorrem
remoções sucessivas de prótons.
HPO4
2-
(aq) ↔ H+(aq) + PO4
3-
(aq)
Ka1 = 7,5x10-3
Ka2 = 6,2x10-8
Ka3 =1,0x10-12
Oxiácido: só é considerado ionizável o
hidrogênio que está ligado a um átomo
de oxigênio na molécula. Ex.: H2SO4,
HNO3, dentre outros
Hidrácido: Todo hidrogênio de um
hidrácido é considerado ionizável.
Ex.: HCl, HBr, dentre outros.
H3PO4(aq) ↔ H+(aq) + H2PO4
-
(aq)
H2PO4-
(aq) ↔ H+(aq) + HPO4
2-
(aq)

Uso do valor de Kb para calcular a concentração de OH-
12) Calcule a concentração de OH- em uma solução de NH3 0,15 M.
Kb= 1,8 x 10-5

Relação Ka e Kb (par ácido-base conjugado)
NH3 (aq) + H2O(l) NH4
+ (aq) + OH- (aq)
⇌
2 H2O (l) OH- (aq) + H3O+ (aq)
⇌
NH4
+ (aq) + H2O (l) NH3 (aq) + H3O+ (aq)
⇌
Kb
Ka
Kw
Kw=Ka x Kb

Exercícios
13) Uma solução de NaClO (hipoclorito de sódio)
 NaClO  Na+ + CIO-
O íon Na+ é sempre um íon espectador em reações ácido-base.
O íon ClO-, no entanto, é a base conjugada de um ácido fraco, o ácido hipocloroso.
Ka= 3 x 10-8
Kb= ?

PROPRIEDADES ÁCIDO-BASE DE SOLUÇÕES SALINAS
Soluções de sais dissolvidos podem afetar o pH.
Tal comportamento indica que as soluções salinas podem ser ácidas ou básicas.
Uma vez que quase todos os sais são eletrólitos fortes, podemos supor que qualquer
sal dissolvido em água se dissocia completamente;
Consequentemente, as propriedades ácido-base de soluções salinas resultam do
comportamento de cátions e ânions;
Muitos íons reagem com a água para gerar H+(aq) ou OH- (aq);
Esse tipo de reação é chamado de hidrólise.
NH4
+ + H2O ↔ NH3 + H3O+
F- + H2O ↔ HF + OH-
Ka
Kb

PROPRIEDADES ÁCIDO-BASE DE SOLUÇÕES SALINAS
CAPACIDADE DE UM ÂNION DE REAGIR COM A ÁGUA
-Ânion de ácido forte: não tende a sofrer hidrólise  logo não há alteração do pH
- Ânion de ácido fraco tem tendência a sofrer hidrólise  logo haverá alteração do pH
CAPACIDADE DE UM CÁTION DE REAGIR COM A ÁGUA
- Cátion (base conjugada) de base fraca tem tendência a sofrer hidrólise  logo haverá
alteração do pH
Solução de NaCl
pH=7
Solução de CH3COONa
pH=8,3
Solução de NH4Cl
pH<7

PROPRIEDADES ÁCIDO-BASE DE SOLUÇÕES
SALINAS
14) Explique a diferença de pH nas soluções abaixo:

EFEITO COMBINADO DO CÁTION E DO
ÂNION EM SOLUÇÃO
Para determinar se um sal forma uma solução ácida, básica ou neutra quando dissolvido em
água, devemos considerar a ação do cátion e do ânion:
1) Se o sal tiver um ânion que não reage com água e um cátion que não reage com água,
espera-se que o pH seja neutro.
2) Se o sal tiver um ânion que reage com água para produzir íons hidróxido e um cátion que
não reage, com água, espera-se que o pH seja básico.
Isso ocorre quando o ânion é uma base conjugada de um ácido forte e o cátion
faz parte do grupo lA, ou é um dos membros mais pesados do grupo 2A (Ca2+,
Sr2+ e Ba2+ Exemplos: NaCl, Ba(NO3)2, RbClO4.
Isso ocorre quando o ânion é a base conjugada de um ácido fraco e o cátion faz parte do
grupo lA, ou é um dos membros mais pesados do grupo 2A (Ca2+, Sr2+ e Ba2+ ).
Exemplos: NaCIO, RbF, BaSO3.

EFEITO COMBINADO DO CÁTION E DO
ÂNION EM SOLUÇÃO
3) Se o sal tiver um cátion que reage com água para produzir íons hidrônio e um ânion que
não reage com água, espera-se que o pH seja ácido.
4) Se o sal tiver um ânion e um cátion capazes de reagir com água, íons hidróxido e hidrônio
são produzidos.
A solução, então, pode ser básica, neutra ou ácida, dependendo das capacidades
relativas dos íons de reagir com água. Exemplos: NH4CIO, Al(CH3COO)3, CrF3.
Isso ocorre quando o cátion é um ácido conjugado de uma base fraca, ou um cátion
pequeno com uma carga maior ou igual a 2+. Exemplos: NH4NO3, AlCl3, Fe(NO3)3.

Exercícios de fixação
15) Determine se as soluções aquosas de cada um dos seguintes sais são ácidas,
básicas ou neutras:
(a) Ba(CH3COO)2, (b) NH4Cl, (c) KNO3, (d) Al(ClO4)3.

SOLUÇÕES TAMPÃO
Um tampão é uma mistura de um ácido fraco e
sua base conjugada ou uma base fraca e seu
ácido conjugado, que resiste a
variações no pH.
Ácido acético/acetato de sódio ou cloreto de amônio/amônia.
Os químicos empregam as soluções tampão para manter o pH de soluções
sob níveis predeterminados relativamente constantes.
27
Uma mistura de ácido fraco e seu sal
age como um tampão em pH < 7 e é
conhecido como tampão ácido.
Uma mistura de base fraca e seu sal, age como
um tampão em pH > 7 e é conhecido como
tampão básico (ou “tampão alcalino”).

CÁLCULOS DO pH DE SOLUÇÕES TAMPÃO
Uma solução contendo um ácido fraco, HA, e sua base
conjugada, A, pode ser ácida, neutra ou básica, dependendo da
posição dos dois equilíbrios envolvidos:
HA + H2O H3O+ + A-
⇌ 𝐊𝐚 =
A− 𝐱[𝐇𝟑𝐎
+
]
[𝐇𝐀]
A- + H2O OH- + HA
⇌ 𝑲𝒃 =
HA 𝒙[𝑶𝑯
−
]
[A−]
Kw=Ka x Kb
Kb= Kw/Ka
 Se o primeiro equilíbrio está mais deslocado para a
direita que o segundo, a solução é ácida.
 Se o segundo equilíbrio é mais favorecido, a solução é
alcalina.

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