Teorias Ácidos - Bases

Laís Flávia Nunes Lemes

laisflavia@ibest.com.br

• No interior das células e nos fluidos celulares

(homeostase)

• Compartimentos biológicos

• Afetam o sabor, a qualidade e a digestão de alimentos

• No ambiente – chuva ácida, água para consumo, solo.

• Em diversos produtos químicos

• No laboratório de química e diversas reações.

• Outros

Ácidos e Bases

O que são

ácidos e bases?

Teoria de Arrhenius

• Ácido: toda substância que, em solução aquosa, libera o íon H+, como único

tipo de cátion.

Dissociação:

HCl + meio aquoso H+ + Cl-

Atualmente, sabe-se que a probabilidade de existência do íon H+ livre é

praticamente nula; ele reage intensamente com a água, segundo um processo

exotérmico, formando o íon hidrônio, H3O+.

Equação de ionização

HCl + H2O H3O+ + Cl

-

•Base: toda substância que, em solução aquosa, libera o íon OH-, como

único ânion. E o cátion ligado a hidroxila seria obrigatoriamente um metal.

Ex.

NaOH

Ca(OH)2

Al(OH)3

Pt(OH)4

Teoria de Arrhenius

Teoria de Brønsted - Lowry

• Ácido: qualquer substância capaz de ceder prótons H+, não

importando o meio em que a reação ocorrem.

• Base: toda substância capaz de receber prótons.

HCl + H2O H3O+ + Cl-

H+ H+

HCl + NH3 [NH4]+ + Cl

-

HCl: ácido de Bronsted-Lowry porque cedeu um próton H+ ao NH3.

NH3: base de Bronsted-Lowry porque recebeu um próton H+ do HCl.

Cl-: base conjugada do ácido HCl.

NH4+: ácido conjugado da base NH3.

HA + :B A- + HB+

Àcido + Base Base conjugada Ácido Conjugado

Teoria de Bronsted - Lowry

A base conjugada de um ácido fraco é uma base forte.

A base conjugada de um ácido forte é uma base fraca.

Quanto mais fraco o ácido, mais forte sua base conjugada e vice-versa

Teoria de Bronsted - Lowry

A força de um ácido de Brønsted-Lowry em solução aquosa é expressa pela constante

de acidez (ou constante de ionização Ka)

HA + :B A- + HB+

Àcido + Base Base conjugada Ácido Conjugado

Ka = [A-][HB+]

[HA][B] Quanto maior o Ka, maior a acidez.

pka = - log Ka

• Quanto menor o Ka, mais fraco o ácido. Quanto maior o Ka,

mais forte o ácido.

Constantes de equilíbrio (Ka)

• Ácidos fortes ionizam praticamente totalmente

em solução.

• Ácidos fracos ionizam parcialmente e tendem a

atingir um equilíbrio (voltar a forma protonada)

• Um ácido forte possui uma base conjugada

fraca.

• Um ácido fraco possui uma base conjugada

forte.

Ácidos fracos x Ácidos fortes

A força de uma base de Brønsted-Lowry em solução aquosa é expressa pela

constante de basicidade (Kb)

Teoria de Bronsted - Lowry

Constantes de equilíbrio (Kb)

• Bases fortes ionizam praticamente totalmente em

solução.

• Bases fracas ionizam parcialmente e tendem a

atingir um equilíbrio (ficar na forma neutra, não

protonar)

• Uma base forte possui um ácido conjugado fraco.

• Uma base fraca possui um ácido conjugado forte.

Bases fracas x Bases fortes

Teoria de Lewis

• Ácido: toda substância receptora de um par de elétrons.

Ex.: BF3, boro estável com 6 elétrons – pode atuar como ácido de Lewis

• Base: toda substância doadora de um par de elétrons.

Ex.: NH3, o nitrogênio possui um par de elétrons.

Água – troca de prótons

• Água tem característica anfótera (funciona como ácido e como

base)

• Autoprotólise

• Constante de autoprotólise (autoionização)

Água – troca de prótons

É uma constante de equilíbrio!

EXERCÍCIO

• A concentração de H+ [H3O+] varia muito em ordem de

grandeza, sendo utilizado a função p (log) para definir.

• pH é o potencial hidrogeniônico (logarítimo negativo da

concentração de H+ no meio)

Escala de pH

Escala de pH

EXERCÍCIO

pOH

pOH = pkw - pH

EXERCÍCIO