O documento discute teorias ácidos-bases, incluindo: 1) Teoria de Arrhenius define ácidos como substâncias que liberam íons H+ e bases como substâncias que liberam íons OH-; 2) Teoria de Brønsted-Lowry define ácidos e bases com base na doação e aceitação de prótons H+, respectivamente; 3) Constante de acidez Ka e constante de basicidade Kb medem a força de ácidos e bases.

1. Teorias Ácidos - Bases
Laís Flávia Nunes Lemes
laisflavia@ibest.com.br

2. Ácidos e Bases
• 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

3. O que são
ácidos e bases?

4. 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

5. Teoria de Arrhenius
•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

6. 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+

7. HA + :B A- + HB+
Àcido + Base Base conjugada Ácido Conjugado
-
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.

10. 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

11. 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+]
Quanto maior o Ka, maior a acidez.
[HA][B]
pka = - log Ka

12. Constantes de equilíbrio (Ka)
• Quanto menor o Ka, mais fraco o ácido. Quanto maior o Ka,
mais forte o ácido.

13. Ácidos fracos x Ácidos fortes
• 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.

14. Teoria de Bronsted - Lowry
A força de uma base de Brønsted-Lowry em solução aquosa é expressa pela
constante de basicidade (Kb)

15. Constantes de equilíbrio (Kb)

16. Bases fracas x Bases fortes
• 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.

17. 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.

19. Água – troca de prótons
• Água tem característica anfótera (funciona como ácido e como
base)
• Autoprotólise
• Constante de autoprotólise (autoionização)

20. Água – troca de prótons
É uma constante de equilíbrio!

21. EXERCÍCIO

22. Escala de pH
• 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)

23. Escala de pH

24. EXERCÍCIO

25. pOH
pOH = pkw - pH

26. EXERCÍCIO