Comida congelada, suco de caixinha, pipoca de micro-ondas, sopa instantânea, nuggets, enlatados. Produtos alimentícios como esses, ícones da vida moderna e que enchem nossos carrinhos de supermercados, não fazem jus ao caminho percorrido por nossos antepassados ao longo da história para manter a barriga cheia, o corpo nutrido e a saúde em dia. No início era a coleta. Há cerca de 200 mil anos, nossos ancestrais, que eram nômades, se alimentavam de frutos e raízes, consumiam carne de caça, peixe e possivelmente moluscos in natura. Como num drive-thru paleolítico, eles aproveitavam as ofertas alimentícias que encontravam pelo caminho. Ainda nesta época, nossos parentes hominídeos inventaram de assar e cozinhar os alimentos. E foram levando a vida assim, durante alguns milhares de anos. Eles andavam, caçavam, pescavam e comiam. Se não se mexessem, ou se a oferta era escassa, passavam fome. Muito tempo depois, há aproximadamente 10 mil anos, veio a mudança que influenciaria a alimentação, a cultura e as sociedades humanas até hoje: a agricultura. Cansados de vagar, e com a experiência de milênios acumulada, nossos ancestrais resolveram fixar residência. Passaram a viver às margens de rios e lagos, cultivando trigo, cevada, milho, arroz e cereais – estes que são a base da alimentação tradicional de diferentes povos por todo o planeta até hoje. Ao mesmo tempo, dava-se início a criação de bovinos, ovinos, caprinos e suínos. Também começaram a produzir bebidas e alimentos líquidos usando cereais, caules, grãos, vagens, brotos; além de cozidos, ensopados e condimentos. Na antiguidade, comida também era remédio – Nos tempos antigos, o que chegava à mesa, pelo menos das elites, já era bastante variado. As tumbas do Antigo Egito (a partir do quarto milênio a.C) mostram os alimentos consumidos pelos faraós: massas, carnes, peixes, laticínios, frutas, legumes, cereais, condimentos, especiarias e mel. Os egípcios eram também grandes conhecedores dos segredos da farmacopeia e das propriedades das ervas medicinais. Na Antiguidade Clássica – o longo período em que se destacaram as civilizações grega e romana – também eram conhecidos os efeitos preventivos e terapêuticos da alimentação. Os escritos de Hipócrates, grego conhecido como pai da medicina, mostravam alguns produtos alimentícios consumidos na Grécia Antiga e já faziam uma associação entre alimentos e o combate a doenças. Admirável Mundo Novo – Outra grande virada nesta história ocorreu por volta de 500 anos atrás, com as Grandes Navegações (séculos XV e XVI). Começava ali a primeira onda de globalização, quando os europeus saíram desbravando mares, conquistando novas terras e povos e, obviamente, diversificando o prato deles de cada dia. O que seria do molho das massas italianas, se não fosse o tomate, fruto nativo da América Central, que começou a ser cultivado pela Civilização Inca? Isso sem falar nas asiáticas laranja, banana e manga, que cruzaram mares e vieram fazer sucesso nas lavouras e mesas da Am

1. EQUILIBRIO ACIDO
BASE

2. Casa: Cozinha:
- fermento (NaHCO3) (base)
- vinagre (HOAc) (ácido)
Frutas: Limão; laranja (ácidos)
Solo: adição de Ca(OH)2/(base) CaCO3 (sal)
Automóvel: bateria = ácido sulfúrico
Medicina : antiácidos: Mg(OH)2 e NaHCO3
(base)
Grupo de Substâncias

3. A auto- ionização da água pura produz
concentração muito baixa de iões H3O+
e OH-
H2O + H2O H3O+
(aq) + OH-
(aq)
K =
[H3O+
] [OH-
]
[H2O] 2
K [H2O] 2
= [H3O+
] [OH-
]
Kw = [H3O+
] [OH-
]
constante de
ionização da água
[H2O] = 55,5
mol/L constante
(25 ºC)
Reação de auto-ionização da água

4. H2O + H2O H3O+
(aq) + OH-
(aq)
[H3O+
] = [OH-
] = 1,0 x 10-7
mol/L 25 ºC
Kw = 1,0 x 10-14
25 ºC
constante de ionização da
água
Reação de auto-ionização da água
Kw = [H3O+
] [OH-
]
= (1,0 x 10-7
) (1,0 x 10-7
)
= 1,0 x 10-14

5. Para soluções aquosas, 25 ºC:
Solução neutra: [H3O+
] = [OH-
]
[H3O+
] = [OH-
] = 1,0 x 10-7
mol/L
Solução ácida: [H3O+
] > [OH-
]
[H3O+
] > 1,0 x 10-7
mol/L e
[OH-
] < 1,0 x 10-7
mol/L
Solução básica: [H3O+
] < [OH-
]
[H3O+
] < 1,0 x 10-7
mol/L e
[OH-
] > 1,0 x 10-7
mol/L
Equilíbrio Ácido-Base

6. Ácidos e Bases: Uma breve revisão
Arrhenius: ácidos aumentam a [H+
] e
bases aumentam a [OH-
] em uma
solução aquosa.
Arrhenius: ácido + base  sal + água.
Problema: a definição se aplica a
soluções aquosas.
Ácidos = substâncias
que produzem iões
H3O+
(H+
), quando
dissolvidos em água
Bases = substâncias
que produzem iões
OH-, ao serem
dissolvidos em água

7. HCl(aq) + H2O(aq) H3O+
(aq) + Cl-
(aq)
HCl em água= ácido forte (100% dissociado)
Arrhenius
NaOH(aq) + H2O(aq) Na+
(aq) + OH-
(aq)
NaOH em água= base forte (100% dissociada)
Ácidos e Bases - Exemplos

8. Reacções de transferência de H+
Brønsted-Lowry: ácido doa H+
e base aceita
H+
.
Base de Brønsted-Lowry não necessita
conter OH-
.
Ácidos e Bases - Brønsted-Lowry
exemplo: HCl(aq) + H2O(l)  H3O+
(aq) + Cl-
(aq)
 HCl doa um protão a água. Portanto, HCl é
um ácido.
 H2O aceita um protão do HCl. Portanto,
H2O é uma base.
Água = comportamento de ácido ou de base.
Substâncias Anfóteras = comportamento como
ácidos ou como bases.

9. Conceito de Bronsted-Lowry: conceito
de pares conjugados (mais abrangente e
pode ser aplicado a outros solventes,
além da água).
Equilíbrio da água
H2O + H2O H3O+
(aq) + OH-
(aq)
espécie
que doa
H+
(ácido 1)
espécie
receptora de
protões (base
2)
derivado
da base 2
(ácido 2)
derivado
do ácido 1
(base 1)
Ácido: doadores de protões: a uma base
Base: receptores de protões : de um acido
Ácidos e Bases - Brønsted-Lowry

10. Reações opostas e competitivas entre ácidos
e bases: temos duas bases competindo pelo
mesmo próton: HOH e Cl-
: a água tem maior
afinidade pelo próton que o Cl-
(a água é uma
base mais forte que o Cl-
); HCl é melhor
doador de prótons que o íon H3O+
(HCl = ácido
forte, 100% dissociado)
(ácido 1) (base 2) (ácido 2) (base 1)
HCl(aq) + H2O(aq) H3O+
(aq) + Cl-
(aq)
Ácidos e Bases - Brønsted-Lowry

11. Pares de Ácido-Base Conjugados
Produto do ácido após a doação do
próton = base conjugada.
Produto da base após aceitar o próton =
ácido conjugado.
HA(aq) + H2O(l) H3O
+
(aq) + A
-
(aq)
Ácidos e Bases - Brønsted-Lowry
HA (ácido) perde seu próton =
convertido em A-
(base). Portanto, HA e
A-
são pares ácido-base conjugados.
H2O (base) ganha próton = convertido
em H3O+
(ácido). Portanto, H2O e H3O+
são pares ácido-base conjugados.

12. Ácidos e Bases
Ácido Base
Lewis
Produzem íons
H3O+
(H+
)
= dissolvidos em
H2O
Produzem íons
OH-
= dissolvidos
em H2O
Bronsted
- Lowry
H+
(aq) + :OH-
(aq) H2O
Doa
pares de
elétrons
Aceita
pares de
elétrons
Arrhenius
Aceita um
próton [H+
]
=[H3O+
]
H2O + H2O H3O+
(aq) + OH-
(aq)
a1
a2
b2
b1
Doa próton
[H+
] =[H3O+
]

13. Concentração de íons H+
= expressa em
termos do negativo do logaritmo decimal
de sua concentração(mol/L) = pH
pH = - log[H+
]
Água neutra: [H3O+
] = [OH-
]
[H3O+
] = [OH-
] = 1,0 x 10-7
mol/L
pH = - log(1,0 x 10-7
) = 7
Escala de pH

14. Escala de pH
pH = - log[H+
] = - log[H3O+
] e
pOH = - log[OH-
]
Na água neutra a 25 C:
[H+
] = [OH-
] = 1,0 x 10-7
pH = pOH = 7,0 (meio neutro)
Em soluções ácidas:
[H+
] > 1.0  10-7
; pH < 7,0.
Em soluções básicas:
[H+
] < 1.0  10-7
; pH > 7,0.
Quanto > o pH, mais básica é a solução.

15. Escala de pH
amônia
suco de limão
vinagre
vinho
tomate
café preto
leite
saliva
chuva
leite de magnésia
suco gástrico
água do mar
sangue, lágrimas
NaOH, 0,1mol/L
mais
ácido
mais
básico

16. • em uma solução o ácido forte =
usualmente a única fonte H+
; (se a
concentração mol/L do ácido é
menor que 10-6
mol/L deve-se
considerar a auto-ionização da
água.)
• pH da solução é dado pela
concentração inicial mol/L do ácido.
HCl(aq) + H2O(aq) H3O+
(aq) + Cl-
(aq)
HCl (0,01mol/L)
Ácidos fortes
HCl em água= ácido forte (100% dissociado)
pH = 2

17. Ácidos fortes
Ácidos fortes mais comuns = HCl, HBr,
HI, HNO3, HClO3, HClO4, and H2SO4.
Ácidos fortes são eletrólitos fortes.
Ácidos fortes = em solução se ionizam
completamente :
Desde que pode-se usar H+
ou H3O+
:
HNO3(aq)  H+
(aq) + NO3
-
(aq)
HNO3(aq) + H2O(l)  H3O+
(aq) + NO3
-
(aq)

18. Ácidos fracos estão apenas
parcialmente ionizados em solução.
Há uma mistura de íons e ácido não
ionizado na solução.
Equilíbrio de ácidos fracos:
HA(aq) + H2O(l) H3O+
(aq) + A-
(aq)
[HA]
]
][A
O
[H -
3


a
K
[HA]
]
][A
[H -


a
K
Ka = constante de dissociação do ácido
ou
Ácidos fracos

19. Ácidos fracos em água
Ácido
Fórmula
molecular
Fórmula
estrutural
Base
conjugada
Próton ionizável em azul
Fenol
Cianidrico
Hipocloroso
Acético
Benzóico
Nitroso
Fluorídrico H
H
H
H
H
H
H
Ácidos fracos

20. Usando Ka para calcular o pH
Escreva a equação química balanceada
do equilíbrio.
Escreva a expressão de Ka e as
concentrações inicial e no equilíbrio (x =
mudança na concentração de H+
).
pH = - log [H+
] = - log [1,4x 10-3
]
pH = 2,9
Ácidos fracos

21. % de ionização = força do ácido
100
]
HA
[
]
[H
ionização
%
0
.



equ
= 1,4 %
Ácidos fracos

22. ** HF, HCl, HBr, HI
Ácido fraco Ácidos fortes
Ácidos Binários
> diferença eletronegatividade
entre H e X (ligação mais polar)
< raio do ânion (> força de
atração H-X)
HF (Ka = 3,7 x 10-3
)
HCl (Ka = 1,8 x 108
)
HCl (Ka = 2,7 x 1010
)
HI (Ka = 2,0 x 1011
)
Ligação de hidrogênio para o HF

23. • A grande maioria dos hidróxidos iônicos
são bases fortes (p.ex. NaOH, KOH,
Ca(OH)2).
• Bases fortes são eletrólitos fortes e se
dissociam completamente em solução.
• pOH (e portanto o pH) de uma base
forte é dado pela concentração mol/L
inicial da base. Cuidado com a
estequiometria.
• Bases não precisam ter o íon OH-
na
fórmula.
Bases fortes

24. Bases fracas removem prótons das
substâncias.
Há um equilíbrio entre a base e os íons
resultantes:
Exemplo:
A constante de dissociação da base (Kb):
NH3(aq) + H2O(l) NH4
+
(aq) + OH-
(aq)
]
NH
[
]
OH
][
NH
[
3
-
4


b
K
Bases fracas
Weak base + H2O conjugate acid + OH-
Base fraca Ácido conjugado

25. Bases geralmente tem pares de
elétrons isolados ou cargas negativas
para poderem atacar os prótons.
Muitas bases fracas neutras contém
nitrogênio como o amoniaco (p.ex.
NH3) e as aminas (p.ex. CH3NH2 =
metilamina).
Bases fracas

26. Amônia
(NH3)
Piridina
(C5H5N)
Hidroxilamina
(H2NOH)
Metilamina
(NH2CH3)
íon carbonato
(CO3
2-
)
íon hipocloroso
(ClO-
)
Estrutura
Lewis
ácido
conjugado Reação de equilíbrio
Algumas bases fracas e seus equilíbrios em solução aquosa
íon
hidrogenosulfit
o
(HS-
)

27. Ácido: HA + H2O H3O+
+ A-
Ka
Relação entre Ka e Kb
• Quantificar a relação entre a força do
ácido e da base conjugada
Base conjugada: H2O + A-
HA + OH-
Kb
2H2O H3O+
+ OH-
Kw = Ka x Kb
pKa + pKb = pKw

28. Para uma dado par ácido-base conjugado: Ka . Kb = Kw
Relação entre Ka e Kb

29. Todas as soluções tem sempre o mesmo
valor de pH?
o que significa?
sal formado = base forte (NaOH) + ácido
forte (HCl) = 100% dissociados em solução
= [H+
] e [OH-
] livres são iguais
pH reflete a neutralidade da solução
Propriedades ácido- base de soluções de sais
NaCl em água, qual é o pH?
1 2 3 4
5 6 7 8
9 10 11 12
pH=7,0

30. Sal derivado de ácido fraco ou de base fraca
Base fraca: B+
(aq) + HOH BOH(aq) + H+
(aq)
pH<7,0
Ácido fraco: A-
(aq) + HOH HA(aq) + OH-
(aq)
(b2) (ac1) (ac2) (b1)
pH>7,0
HOH: doa 1 próton para o A- = ácido de
Bronsted-Lowry
A-: recebe 1 próton da água = base de
Bronsted-Lowry
Reação com a água: Hidrólise
Propriedades ácido- base de soluções de sais

31. Propriedades ácido - base das soluções
dependem da reação dos íons com a
água produzindo H+
ou OH-
= hidrólise.
 Solução de sais derivados de um ácido
forte e de uma base forte = neutra [p.ex.
NaCl, Ca(NO3)2].
 Solução de sais derivados de uma base
forte e de um ácido fraco = básica [p.ex.
NaOCl, Ba(C2H3O2)2].
 Solução de sais derivados de uma base
fraca e de um ácido forte = ácida [p.ex.
NH4Cl, Al(NO3)3].
 Solução de sais derivados de um ácido
fraco e de uma base fraca = pode ser
ácida ou básica = Regras do equilíbrio.
Propriedades ácido- base de
soluções de sais