O documento discute as teorias de Arrhenius, Bronsted-Lowry e Lewis sobre ácidos e bases, definindo-os como doadores e receptores de prótons ou pares de elétrons. Também aborda a força relativa de diferentes ácidos e a autoprotolise da água.

1. Maio de 2015
Iporá - Goiás
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2.  Importância:
 Àcidos e Bases são os tipos de substâncias mais
trabalhadas em laboratórios;
 Os cálculos estequiométricos envolvidos no preparo
de soluções ácidas e básicas apresentam-se
fundamentais ás práticas laboratoriais.
 As reações entre ácidos e bases e o
comportamento dessas substâncias em soluções
aquosas apresentam características similares
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3.  Características:
 Àcidos e Bases são classificados como eletrólitos;
 Reação geral de neutralização:
 Exemplo: H2SO4 (l) + 2 NaOH (s) → Na2SO4 (s) + H2O (l)
Toda a reação entre um ácido e uma base produz sal e água?
*Autoprotólise da água: 2 H2O (aq) → H3O + (aq) + OH - (aq)
3
Solutos que formam íons
quando dissolvidos em
água (ou em outros
solventes) e são capazes
de conduzir eletricidade.
Ácido Base Sal Água

4.  Arrhenius (1884):
 Um ácido é um um composto que reage emmeio
aquoso produzindo íons hidrônio;
HCl(g) + H2O(l) → H3O + (aq) + Cl – (aq)
(ácido)
 Uma base é um um composto que reage em meio
aquoso e produz íons hidroxila;
NH3 (aq) + H2O (l) → NH4
+ (aq) + OH - (aq)
(base)
Limitação para a química orgânica: restrita ao meio aquoso
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5.  Bronsted-Lowry (1923):
 Um ácido é um doador de prótons;
HCl (aq) → Cl - (aq) + H + (aq)
(ácido) (base conjugada) (próton)
 Uma base é um aceitador de prótons;
NH3 (aq) + H+ (aq) → NH4
+ (aq)
(base) (próton) (ácido conjugado)
5
Um ácido conjugado é formado quando uma base recebe um próton
Uma base conjugada é formada quando um ácido doa um próton

6.  Bronsted-Lowry (1923):
 Quando um ácido transfere um próton para uma
base, o ácido é convertido na sua base conjugada;
 Quando uma base recebe um próton de um ácido, a
base é convertida em ácido conjugado;
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7.  Gangorra de conjugação;
CH3COOH(s) + H2O(l) → CH3COO – (aq) + H3O + (aq)
(ácido fraco) (base forte)
CH3NH2 (aq) + H2O (aq) → CH3NH3
+ (aq) + OH – (aq)
(base forte) (ácido fraco)
7
Quanto mais forte for o ácido, mais fraca será a sua base conjugada
Quanto mais forte for a base, mais fraco será o seu ácido conjugado

8. 8

9. Exemplo: NH2NH2 + H2O → NH2NH3
+ + OH
(base) (ácido) (ácido conjugado) (base conjugada)
 Exercícios:
NH3 + CH3OH → NH4
+ + CH3O -
(base) (ácido) (ácido conjugado) (base conjugada)
NH3 + H2O → NH4
+ + OH -
(base) (ácido) (ácido conjugado) (base conjugado)
HCN + H2O → H3O + + CN -
(ácido) (base) (ácido conjugado) (base conjugada)
HClO4 + H2O → H3O + + ClO4
–
(ácido) (base) (ácido conjugado) (base conjugada)
9
Importante!!!
Espécies anfipróticas: possuem
propriedades ácidas e básicas

10.  Força de ácidos e bases:
 Ácidos fortes são aqueles que em determinada
solução apresentam-se completamente
desprotonados;
 Bases fortes são aquelas que em determinada
solução apresentam-se completamente protonados;
Eletrólitos fortes em solução aquosa
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11.  Ácidos fracos são aqueles que em determinada
solução apresentam-se parcialmente desprotonados
ou não protonados;
 Bases fracas são aquelas que em determinada
solução apresentam-se parcialmente protonados;
11

12. 12

13. 13
Fonte:http://www.educacional.com.br/login/acessorestrito.asp?restr=0&UR
L=http://blog.educacional.com.br/blog_quimica/tag/eletronegatividade

14.  Ácidos binários:
 Efeito dominante para ácidos do mesmo período:
Quanto mais polar for a ligação H-A; mais forte será o
ácido e a sua capacidade de transferência do próton
para uma molécula de água
H-F (0,8 eV) > H-N (1,8 eV)
 Efeito dominante para ácidos do mesmo grupo: Quanto
mais fraca for a ligação H-A, mais forte é o ácido
H-I > H-Br > H-Cl > H-F
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15.  Oxoácidos:
 Efeito dominante para ácidos com o mesmo número
de oxigênios: Quanto maior a eletronegatividade do
átomo central, maior a força do ácido.
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16.  Oxoácidos:
 Efeito dominante para ácidos com mais de um
oxigênio: Quanto maior o número de oxigênios
ligados ao átomo central, mais forte será o ácido.
16

17.  Ácidos orgânicos:
 Efeito dominante para ácidos orgânicos: a força de
um ácido orgânico depende da quantidade de
oxigênio ligados diretamente ao carbono e também
da quantidade de átomos com alta
eletronegatividade na estrutura.
17

18.  Exercícios: Diga, a partir das suas estruturas, qual dos
ácidos é mais forte.
a) H2S e H2Se
O H2Se é o mais forte, porque o Se apresenta menor eletronegatividade, e
consequentemente, o próton será liberado mais facilmente.
b) H2SO3 e H2SO4
O H2SO4 será o ácido mais forte, porque apresenta um maior número de
oxigênios ligados ao átomo central, atraindo a nuvem eletrônica mais
fortemente e polarizando o hidrogênio presente no grupamento –OH.
c) H2SO3 e + HClO3
O HClO3 será o ácido mais forte, porque o átomo de Cl apresenta maior
eletronegatividade atraindo mais fortemente a nuvem de elétrons e
polarizando mais fortemente e polarizando o hidrogênio presente no
grupamento –OH.
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19.  Ácidos orgânicos:
 Efeito dominante para ácidos orgânicos: a força de
um ácido orgânico depende da quantidade de
oxigênio ligados diretamente ao carbono e também
da quantidade de átomos com alta
eletronegatividade na estrutura.
19

20. 20

21.  Lewis (1916):
 Um ácido é um aceptor de par de elétrons;
CO2 + H2O → H2CO3 + OH –
(ácido) (base) (complexo ácido-base)
 Uma base é doador de par de elétrons;
HCO3
- + NH4
+ → H2CO3 + NH3
(base) (ácido) (complexo ácido-base)
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Uma base de Bronsted-Lowry será
também uma base de Lewis,
entretanto, um ácido de Bronsted-
Lowry nem sempre será um ácido de
Lewis, pois um ácido de Lewis não
precisa de um átomo de H+

22.  Lewis (1916):
22

23.  Lewis (1916):
Quem é o ácido e a base de Lewis?
23

24.  Escala de pH (Soren Sorensen, 1909):
 Expressa quantitativamente a concentração
(molaridade) de íons H3O+ em uma solução;
A [H3O+] pode variar desde 1 mol.L-1 até 1 x 10-14 mol.L-1
↓pH = log ( 1 / ↑ [H3O+] )
pH= log 1 – log [H3O+]
pH = - log [ H3O+]
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25.  Exercício: Calcule a concentração de íons H3O+ em
uma solução de HCl cujo pH= 5, 75
Dica: Se bx = a, x = logb a
R. pH = -log [H3O+]  [H3O+] = 10-ph
[H3O+] =10-5,75
[H3O+] =
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26.  Escala de pOH:
 Expressa quantitativamente a concentração
(molaridade) de íons OH- em uma solução;
pOH = - log [ OH-]
26

27.  Autoprotólise da água:
A água se ioniza segundo a seguinte expressão:
Assim, o Ki para esse equilíbrio será:
27

 OHOHOH2 32

28.  A 25ºC:
 A constante de ionização da água é 1,82 . 10-16 (obtido
experimentalmente)
 A [ H2O ] é a sua molaridade em 1 L de água, ou seja:
1 L = 1000 mL = 1000g, já que a densidade é igual a 1g.mL-1
 Então, temos que: 18 g _____1mol
1000 g_______x mols
X= [H2O] = 55,6 mol.L-1
 Resolvendo a equação 1, temos:
28
]][OHO[HKwO]Ki.[H 32


]][OHO[HKwmol.L55,6.10x1,82 3
-116- 

]][OHO[HKw10x1,00 3
-14 


29.  pKw

 pKw = - log Kw = -log 1,00 x 10-14 = 14,
Logo, pKw = pH + pOH
-log Kw =-log [H3O+] + -log [OH-]
29
]][OHO[HKw10x1,00 3
-14 

]][OHO[H10x1,00 3
-14 

x][OH]O[H3  
x10x1,00 -14

x10x1,00 -7


30.  Exercício:
Estime a pH de íons H3O+ em uma solução cuja
molaridade dos íons OH- seja 0,0012 mol.L-1
R. Kw = 1x10-14 mol.L=[H3O+].[OH-]
[H3O+] = 1,00x10-14 mol.L-1/ 1,2X10-3 mol.L-1
[H3O+] = 8,33X10-12 mol.L-1
pH = -log [H3O+] = 11
30

31.  Exercício:
31

32.  Indicadores Àcido-Base:
 São normalmente substâncias orgânicas de caráter ácido muito fraco,
caráter básico muito fraco ou ainda caráter anfótero, que possuem a
propriedade de mudança de cor na presença de um ácido ou uma base.
HIn (aq) ↔ In - (aq) + H + (aq)
(cor 1) (cor 2)
 Com uma base:
NH3 (aq) + HIn (aq) → NH4
+ (aq) + In- (aq)
(cor 2)
 Com ácido:
HCl (aq) → H + (aq) + Cl - (aq)
In - (aq) + H + (aq) ↔ HIn
(cor 1)
32

33. 33
Fonte: Wikipédia

34.  Constantes de dissociação Ácido-Base:
 Quando um ácido ou uma base fraca se dissolvem
em água, ocorre uma dissociação parcial:
HF + H2O → H3O+ + F-
NH3 + H2O → NH4
+ + OH -
34
[HF]
]][FO[H
Ka
3


][NH
]][OH[NH
Kb
3
4



35. 35

36.  Os valores de pKa correpondem ao logaritmo inverso do
valor de Ka. Isso significa que quanto maior o valor de
Ka, mais ácido é o composto estudado em solução aquosa
e menor será o seu valor de pKa. De forma similar
ocorre para os valores de dissociação de bases.
36
logKapKa  KblogpKb 

37. 37

38.  pH de soluções de Ácidos e Bases fracos:
 Exemplo: Calcule o pH de 0,22M de ácido cloro acético
em água:
ClCH2CO2H + H2O → H3O+ + ClCH2CO2
-
38
ClCH2CO2H H3O+ ClCH2CO2
-
Inicialmente 0,22 0 0
Durante -x +x +x
Final 0,22-x x x
x]-[0,22
][x
1,4x10
2
3
 2
107,1 
 xx
77,1pH

39.  pH de soluções de Ácidos e Bases fracos:
39