Aula sobre ácidos e bases

1. FUNÇÕES QUÍMICAS: ÁCIDOS E BASES
Função química corresponde a
um conjunto de substâncias
que apresentam propriedades
químicas semelhantes.

2. As substâncias inorgânicas podem ser classificadas
em quatro funções: ácidos, bases, sais e óxidos.
Definição de ácidos e bases.
Arrhenius (1887): ácido: Substâncias que em meio aquoso
libera íons H+.
HCl(g) + H2O(l)  H+
(aq) + Cl-
(aq)
Base: Substâncias que em meio aquoso libera íons
OH-.
NaOH(l) + H2O(l)  OH-
(aq) + Na+
(aq)

3. J.N. Brönsted (Dinamarca) e T.M. Lowry
(Inglaterra) (1923) - (Teoria Protônica)
• Brönsted – Lowry baseada no meio em que
estão presentes as substâncias.
• O próton de hidrogênio é o responsável
pelo caráter ácido-básico.
• Essa teoria se adapta a qualquer solvente
prótico.
• Teoria clássica fica restrita a meios
aquosos.

4. • ÁCIDO – é uma espécie química (molécula
ou íon) que doa próton (H+) em uma reação.
• BASE - é uma espécie química (molécula ou
íon) que recebe próton (H+) em uma reação.
Resumindo: “Ácido é definido como um
doador de próton e base como um receptor
de próton”

5. Observe a reação: HCl + H2O ↔ H3O+ + Cl-
Ha transferência de próton (H+) do HCl para a
H2O

6. Assim, temos um processo reversível, onde cada
espécie funciona como acido ou base:
PAR CONJUGADO ácido-base é aquele par formado
por duas espécies químicas que diferem entre si por
um H+. No exemplo anterior, temos os seguintes
pares conjugados ácido-base:

7. Quanto mais forte o acido, mais fraca é sua base
conjugada; e quanto mais forte uma base, mais fraco
é o seu acido conjugado.

8. Lei da Diluição de Ostwald.
Vamos supor que n mols de HA sejam dissolvidos em água,
produzindo V litros de solução. Suponha que, dos n mols de
HA introduzidos na água, apenas n1 mols de Ha se ionizam,
temos:
As equações (1) e (2) acima representam a Lei da Diluição de
Ostwald. A equação (1) mostra que, quanto maior for o valor
de V, mais diluída a solução, maior será o valor de ;
portanto, mais ionizado estará o ácido HA.
A equação (2) mostra a mesma coisa; menor for à
concentração em moL/L da solução, isto é, quanto mais
diluída a solução, maior será o valor de ; portanto, mais
ionizado estará o ácido HA
Para os eletrólitos fracos, como o valor de  é muito
pequeno (1 - ) é aproximadamente igual a 1. Assim sendo, a
equação anterior pode ser escrita da seguinte maneira:
K = 2 [eletrólito]inicial (eletrólito fraco).

9. Produto Iônico da Água
A água sofre um processo de auto ionização segundo
a equação: H2O H+ + OH-. O grau de ionização da água é
extremamente pequeno e, sua condutividade elétrica
mostra que em 1 L de água temos apenas 10-7 moL
ionizado a 25ºC.
Kw é chamado de produto iônico da água. A temperatura de
25ºC temos:
Kw = [H+] . [OH-] = 10-7 . 10-7 = 10-14  Kw = 10-14 (25ºC)
Aumento da temperatura; aumento do grau de ionização da
água e um aumento do valor de Kw.
A uma mesma temperatura, o valor de Kw permanece
constante, qualquer que seja a substância dissolvida na
água.

11. pH e pOH
O pH é uma maneira de exprimir a [H+] de uma
solução aquosa. Sendo dada a [H+] de uma
solução, indiretamente está sendo dada sua [OH-],
porque [H+].[OH-] = 10-14. Os químicos acharam que
para soluções com pequena [H+] seria mais
cômodo exprimir a [H+] pelo seu cologaritmo
decimal. Essa maneira de exprimir a [H+],
denominada pH, foi introduzida na química por
Soren Peter Lauritz Sorensen, químico
dinamarquês.
pH = colog [H+] = - log[H+] = log 1/ [H+]
Quando um químico lê pH = 5, ele entende que [H+]
= 10-5 moL/L e [OH-] = 10-9 moL/L: pH + pOH = 14.

12. Exemplos
Soluções Ácidas.
[H+]  10-7
(pH  7)
[H+] = 10-3  pH = 3
[H+] = 10-6  pH = 6
Solução Neutra.
[H+] = 10-7
(pH = 7)
[H+] = 10-7  pH = 7
Solução Básica.
[H+]  10-7
(pH  7)
[H+] = 10-9  pH = 9
[H+] = 10-13  pH = 13