Este documento resume os principais conceitos de ácidos, bases e sais. Em três frases: (1) Discute as definições de ácidos e bases segundo as teorias de Arrhenius, Bronsted-Lowry e Lewis; (2) Explica a formação de sais como resultado da reação de neutralização entre ácidos e bases; (3) Apresenta a noção de força relativa entre ácidos e bases, distinguindo entre ácidos e bases fortes e fracos.

1. ÁCIDOS, BASES E
SAIS
Prof. Everardo Paulo
Oliveira Junior

2. ÁCIDOS
CH3CHOHCOOH
ácido lático ou
HSO4-
H2SO4
ácido sulfúrico
íon hidrogeno sulfato
ácido 2-hidroxi-propanóico
ou íon bissulfato
OH
O
C OH
H2CO3
HNO3
ácido carbônico
ácido nítrico
fenol ou
hidroxi-benzeno
ácido benzóico

3. BASES
H
H 3C N
H
NaOH
NH3
amônia
metilamina
hidróxido de sódio
N
Ca(OH)2
hidróxido de cálcio
piridina

4. SAIS
MgCl2
CaCO3
cloreto de magnésio
carbonato de cálcio
Ba(NO3)2
nitrato de bário
CH3COONa
acetato de sódio

5. FORMAÇÃO DE SAIS
 A reação entre um ácido e uma base é
chamada de reação de neutralização, e o
composto iônico produzido na reação é
chamado sal. A forma geral de uma reação
de neutralização em solução aquosa é:
Ácido
+
Base
Sal
+
Água

6. FORMAÇÃO DE SAIS
2 HCl(aq)
+
H2CO3(aq)
2 HNO 3(aq)
CH3COOH(aq)
Mg(OH)2(aq)
+
Ca(OH)2(aq)
+
Ba(OH)2(aq)
+
NaOH(aq)
MgCl2(aq)
+
2 H2O(l)
CaCO3(aq)
+
2 H2O(l)
Ba(NO3)2(aq)
CH3COONa(aq)
+
2 H2O(l)
+
H2O(l)

7. DEFINIÇÕES DE ÁCIDOS E BASES
 Ácidos e Bases de Arrhenius.
 Ácidos e Bases de Bronsted-Lowry.
 Ácidos e Bases de Lewis.

8. ÁCIDOS E BASES DE ARRHENIUS
Svante Arrhenius (1859-1927):
Ácido é uma substância que contém
hidrogênio e libera o íon hidrogênio (H+)
como um dos produtos de ionização em água.
HCl(aq)
H+(aq)
+
Cl-(aq)

9. ÁCIDOS E BASES DE ARRHENIUS
Svante Arrhenius (1859-1927):
Base é um composto que libera íons
hidróxido em água.
Na+(aq)
NaOH(aq)
NH3(aq)
+
H2O(l)
+
NH4+(aq)
OH-(aq)
+
OH-(aq)

10. AUTO-IONIZAÇÃO DA ÁGUA
 Duas moléculas de água podem interagir
mutuamente para formar um íon hidrônio e um
íon hidróxido pela transferência de um próton de
uma molécula para outra:
H3O+(aq)
2 H2O(aq)
+
OH-(aq)
-
+
H O
H
+
H O
H
H O H
H
+
O
H

11. AUTO-IONIZAÇÃO DA ÁGUA
AUTO-IONIZAÇÃO DA ÁGUA
Friedrich Kohlrausch (1840-1910)
Demonstrou que a água mesmo depois de
purificada, ainda tinha uma pequena condutividade
elétrica, pois auto-ionização provocava a presença
de concentrações muito baixas de H3O+ e OHmesmo na água mais pura.

12. ÁCIDOS E BASES DE BRONSTED
1923
 Johannes N. Bronsted (1879-1947) em
Copenhague (Dinamarca)
 Thomas M. Lowry (1874-1936) em
Cambridge (Inglaterra)
Novo conceito para o comportamento
dos ácidos e bases.

13. ÁCIDOS E BASES DE BRONSTED
ÁCIDO
 Qualquer substância capaz de doar um próton a
qualquer outra substância. Assim, os ácidos podem ser:
 Neutros, como o ácido nítrico,
HNO3(aq)
+
H2O(l)
ácido
NO3-(aq)
H3O+(aq)
+
 Ou podem ser cátions ou ânions,
NH4+(aq)
ácido
H2PO4-(aq)
ácido
+
H2O(l)
+
H2O(l)
NH3(aq)
H3O+(aq)
H3O+(aq)
+
+
HPO42-(aq)

14. ÁCIDOS E BASES DE BRONSTED
BASE
 Substância que pode receber um próton de uma outra
substância. Podem ser:
 Um composto neutro,
NH3(aq)
+
H2O(l)
NH4+(aq)
OH-(aq)
+
base
 Ou um ânion,
CO32-(aq)
+
H2O(l)
HCO3 -(aq)
OH-(aq)
+
base
PO43- (aq)
base
+
H2O(l)
HPO42-(aq)
+
OH-(aq)

15. ÁCIDOS E BASES DE BRONSTED
ÁCIDOS E BASES POLIPRÓTICAS
Forma Ácida
Forma Anfiprótica
Forma Básica
H2S (ácido sulfídrico ou
sulfeto de hidrogênio)
HS(íon hidrogenossulfeto)
S2- (íons sulfeto)
H3PO4 (ácido fosfórico)
H2PO4(íon diidrogenofosfato)
HPO42(íon
hidrogenofosfato)
H2PO4(íon diidrogenofosfato)
HPO42(íon hidrogenofosfato)
PO43- (íon fosfato)
H2CO3 (ácido carbônico)
HCO3-
CO32- (íon carbonato)
(íon
hidrogenocarbonato ou
bicarbonato)
H2C2O4 (ácido oxálico)
HC2O4-
C2O42- (íon oxalato)

16. ÁCIDOS E BASES DE BRONSTED
PARES ÁCIDO-BASES CONJUGADOS
 Transferência de um próton para a água ou da água:
HCO3-(aq)
Ácido
+
H2O(l)
CO32-(aq)
Base
Base
+
H3O+(aq)
Ácido
 O conceito de equilíbrio (representado por
)
envolvendo ácidos e bases conjugadas é o princípio
fundamental da teoria de Bronsted.

17. ÁCIDOS E BASES DE BRONSTED
PARES ÁCIDO-BASES CONJUGADOS
- H+
HCO3-(aq)
Ácido
+
H2O(l)
Base
CO32-(aq)
+
Ácido conjugado
da H2O
+ H+
H3O+(aq)
Base
conjugada
do HCO3-
 Um par de compostos que diferem pela
presença de uma unidade H+ é denominado
par ácido-base conjugado.

18. ÁCIDOS E BASES DE LEWIS
 Teoria de Bronsted e Lowry para o
comportamento ácido-base, anos 20, opera
bem para soluções em água.
 Anos 30: Gilbert N. Lewis (1875-1946)
Desenvolveu uma teoria mais geral.
Compartilhamento do par de elétrons
entre um ácido e uma base e não na
transferência de um próton.

19. ÁCIDOS E BASES DE LEWIS
ÁCIDO DE LEWIS
É uma substância que pode receber um
par de elétrons de outro átomo para
formar uma nova ligação.
BASE DE LEWIS
É uma substância que pode ceder um
par de elétrons para outro átomo formar
uma nova ligação.

20. ÁCIDOS E BASES DE LEWIS
 Uma reação ácido-base no sentido de
Lewis só pode ocorrer se houver uma
molécula (ou um íon) com uma par de
elétrons que possa ser cedido e uma outra
molécula (ou um íon) que possa receber este
par de elétrons:
A
Ácido
+
B
Base
B A
Aduto ou complexo
(Ligação covalente coordenada)

21. ÁCIDOS E BASES DE LEWIS
H+
H+
+
O
+
H
H
+
H
O H
H
H
N
NH4+
H
H

22. ÁCIDOS E BASES DE LEWIS
ÁCIDOS DE LEWIS CATIÔNICOS
 Cátions metálicos: são ácido de Lewis
potenciais (orbitais vazios).
BeCl2(s)
+
[Be(H2O)4]2+(aq)
4 H2O(l)
+
2 Cl-(aq)
 OH-: é uma excelente base de Lewis e liga-se
facilmente a cátions metálicos formando hidróxidos.
Al(OH)3(s)
Ácido de Lewis
Al(OH)3(s)
Base de Bronsted
+
+
OH-(aq)
[Al(OH)4]-(aq)
Base de Lewis
3 H3O+(aq)
Ácido de Bronsted
Al3+(aq)
+
6 H2O(l)

23. ÁCIDOS E BASES DE LEWIS
ÁCIDOS DE LEWIS MOLECULARES
 Óxidos dos não-metais: comportamento ácido.
O H- Base de Lewis
δδO C O
δ+
O H
O C
O
-
Íon bicarbonato
Ca(OH)2(s)
Base de Lewis
+
CO2(aq)
Ácido de Lewis
CaCO3(s)
+
H2O(l)

24. FORÇAS RELATIVAS DOS ÁCIDOS E BASES
 Alguns ácidos são melhores doadores de prótons
do que outros, e algumas bases são melhores
aceitadoras de prótons que outras.
EXEMPLO - Solução diluída de ácido clorídrico:
 É constituída, em grande parte, por
íons H3O+(aq) e Cl-(aq).

25. FORÇAS RELATIVAS DOS ÁCIDOS E BASES
 O ácido está quase 100% ionizado, e por isso é
considerado como um ácido de Bronsted forte:
HCl(aq)
+
H2O(l)
H3O+(aq)
+
Cl-(aq)
 Ácido forte ( ≈ 100% ionizado)
 [H3O]+ ≈ concentração inicial do ácido
 Uma solução aquosa de HCl 0,1 M é constituída,
na realidade, por H3O+ 0,1 M e Cl- 0,1 M.

26. FORÇAS RELATIVAS DOS ÁCIDOS E BASES
 O ácido acético, por sua vez, ioniza-se muito
pouco, e por isso é considerado um ácido de
Bronsted fraco.
CH3COOH(aq)
+
H2O(l)
H3O+(aq)
+
CH3CO2-(aq)
 Ácido fraco (<100% ionizado)
 [H3O]+<<concentração inicial do ácido
 Uma solução aquosa de CH3CO2H 0,1 M é apenas
0,001 M em H3O+(aq) e 0,001 M no CH3CO2-(aq). Cerca
de 99% do ácido acético não estão ionizados.

27. FORÇAS RELATIVAS DOS ÁCIDOS E BASES
 O íon óxido é uma base de Bronsted muito forte
em solução aquosa. É tão forte que não existe
livre na água.
O2-(aq)
+
H2O(l)
2 OH-(aq)
 Base forte.
 [OH-] = 2 x (concentração inicial do O2-).

28. FORÇAS RELATIVAS DOS ÁCIDOS E BASES
 A amônia aquosa e o íon carbonato em água,
ao contrário, provocam concentração muito baixa
do íon OH-, e por isso são considerados bases de
Bronsted fracas.
NH3(aq)
CO3-(aq)
+
+
H2O(l)
NH4+(aq)
H2O(l)
HCO3 -(aq)
OH-(l)
+
+
 Bases fracas.
 [OH-] << concentração inicial da base.
OH-(aq)

29. FORÇAS RELATIVAS DOS ÁCIDOS E BASES
MODELO DE BRONSTED
QUANTO MAIS FORTE FOR O ÁCIDO, MAIS
FRACA SERÁ A SUA BASE CONJUGADA.
Par conjugado
Base mais
forte que o ClHCl(aq)
+
Ácido mais
fraco que o ClH3O+(aq)
H2O(l)
Ácido mais
forte que o H3O+
+
Cl-(aq)
Base mais
fraca que a H2O
Par conjugado

30. FORÇAS RELATIVAS DOS ÁCIDOS E BASES
Par conjugado
Base mais fraca
fraca que o CH3CO2CH3COOH(aq)
Ácido mais forte
que o CH3COOH
+
H2O(l)
H3O+(aq)
+
CH3CO2-(aq)
Base mais
Ácido mais
fraco que o H3O+
forte que a H2O
Par conjugado

32. ÁCIDOS E BASES FRACOS
 A grande maioria dos ácidos e das bases é fraca.
CONSTANTE DE EQUILÍBRIO: A força
relativa de um ácido ou de uma base que
pode ser expressa quantitativamente.
Ka – constante de equilíbrio para ácidos fracos
Kb – constante de equilíbrio para bases fracas

33. ÁCIDOS E BASES FRACOS
ÁCIDOS FRACOS
HA (aq)
+
H3O+ (aq)
H2O (l)
Ka =
+
A- (aq)
[H3O+] [A-]
[HA]
BASES FRACAS
B
(aq)
+
BH + (aq)
H2O (l)
Kb =
+
OH- (Aq)
[BH+] [OH-]
[B]
 K é menor do que 1 para um ácido e uma base fraca.