Ácidos e Bases

Ácidos e Bases
Funções Inorgânicas
Funções Inorgânicas

As substâncias podem ser classificadas em duas classes:

Substâncias orgânicas: aquelas que contém carbono.

Substâncias inorgânicas: aquelas formadas por todos os demais
elementos químicos.


Exceções  Há compostos que contém carbono, mas apresentam
propriedades de substâncias inorgânicas: CO, CO2, Na2CO3, KCN, etc.
Funções inorgânicas  grupos de substâncias que apresentam
propriedades comuns:

Ácidos;

Bases;

Sais;

Óxidos.
Ácidos e Bases

São identificados por propriedades características:

Ácidos: têm sabor azedo, formam soluções aquosas condutoras de
eletricidade e fazem com que determinados corantes mudem de
cor (Exemplo: o papel de tornassol fica vermelho).

Bases: têm sabor amargo, formam soluções aquosas condutoras de
eletricidade e dão a impressão de serem escorregadias. Também
fazem com que determinados corantes mudem de cor (Exemplo: o
papel de tornassol fica azul).
Ácidos e Bases

Ácidos e Bases de Arrhenius

Ácido é um composto que dissociado em água produz como único
cátion, o próton H+.
+
HCl(g) + H2 O → H(aq)
+ Cl−
(aq)

Base é um composto que dissociado em água produz como único
ânion, a hidroxila OH-.
−
NaOH(s) + H2 O → Na+
(aq) + OH(aq)
Ácidos e Bases

O conceito de ácidos e bases de Arrhenius é limitado, pois
é restrito a soluções aquosas.

Brønsted-Lowry propuseram uma definição baseada na
transferência de íons H+ de uma substância para outra.
Ácidos e Bases

Ácidos e Bases de Brønsted-Lowry

Ácido é toda espécie capaz de doar um próton (H+).
−
HCl(g) + H2 O → H3 O+
(aq) + Cl(aq)
ácido

base
ácido
base
Base é toda espécie capaz de receber um próton (H+)
+
−
NH3(aq) + H2 O ↔ NH4(aq)
+ OH(aq)
base
ácido
ácido
base
Ácidos e Bases

Pares ácido-base conjugados

As reações ácido-base (reação direta e reação inversa) envolvem
transferência de prótons.
Remover H+
+
−
NH3(aq) + H2 O ↔ NH4(aq)
+ OH(aq)
base
ácido
ácido
base
conjugado conjugada
Adicionar H+
Ácidos e Bases

Exercícios:

Qual é a base conjugada de cada um dos seguintes ácidos: HClO4;
H2S; PH4+; HCO3-?
ClO4-; HS-; PH3; CO3-2

Qual é o ácido conjugado de cada uma das seguintes bases: CN-;
SO42-; H2O; HCO3-?
HCN; HSO4-; H3O+; H2CO3
Ácidos e Bases

Segundo o conceito de Brønsted-Lowry, ácido e base sempre atuam
juntos na transferência de um próton.

Ou seja, uma substância só pode ser um ácido de Brønsted-Lowry se
outra se comportar simultaneamente como uma base.

Para ser um ácido de Brønsted-Lowry  a molécula ou íon precisa ter
um átomo de hidrogênio para perder.

Para ser uma base de Brønsted-Lowry  a molécula ou íon deve ter
um par de elétrons não ligantes para se ligar ao íon H+.

Substâncias capazes de agir ou como ácido ou como base são
denominadas de anfóteras.
Ácidos e Bases

Ácidos e Bases de Lewis

Ácido é toda espécie receptora de pares de elétrons.

Base é toda espécie doadora de pares de elétrons.
H + + NH3 → NH4+
ácido
base
H + + OH − → H2 O
ácido
base
Ácidos e Bases

Toda base de Brønsted-Lowry é também base de Lewis.
(Receptor de próton – doador de par de elétrons)

Entretanto, na teoria de Lewis, uma base pode doar seu par de
elétrons para outras espécies químicas além do H+  aumenta o
número de espécies que podem ser consideradas como ácidos.
Ácidos e Bases

Ácidos e Bases de Lewis

Exemplo: O BF3 age como um ácido de Lewis mediante a amônia.
Forças de Ácidos e Bases

Alguns ácidos são melhores
doadores de prótons que
outros.

Algumas bases são melhores
receptoras de prótons que
outras.
Forças de Ácidos e Bases

Ácidos fortes  transferem completamente os seus prótons para a
água. Suas bases conjugadas têm tendência desprezível para ser
protonadas.

Ácidos fracos  dissociam-se parcialmente em solução aquosa, logo
existem como uma mistura de moléculas de ácido e seus íons
constituintes. Suas bases conjugadas são bases fracas, com ligeira
tendência para remover prótons da água.

Substâncias com acidez desprezível  não demonstram qualquer
comportamento ácido em água. No entanto, suas bases conjugadas
são fortes, abstraindo prótons das moléculas de água para formar íons
OH-.
Ácidos e Bases Fortes

Os ácidos fortes mais comuns são: HCl, HBr, HI, HNO3, HClO3, HClO4 e
H2SO4.
HNO3(aq) → H +aq + NO−
3(aq)
ionização completa

As bases fortes mais comuns são: NaOH, KOH e Ca(OH)2.
−
NaOH(aq) → Na+aq + OH(aq)
ionização completa
Classificação dos Ácidos

Segundo o número de hidrogênios ionizáveis:

Monoácidos: HCl, HNO3, etc.

Diácidos: H2SO4, H2CO3, etc.

Triácidos: H3PO4, H3BO3, etc.

Tetrácidos: H4P2O7, H4SiO4, etc.

Observação  ácidos polipróticos se ionizam em etapas sucessivas:
𝐻3 𝑃𝑂4 → 𝐻 + + 𝐻2 𝑃𝑂4−
𝐻2 𝑃𝑂4− → 𝐻 + + 𝐻𝑃𝑂42−
𝐻𝑃𝑂42− → 𝐻 + + 𝑃𝑂43−
Classificação dos Ácidos


Segundo a presença ou não de oxigênio na molécula:

Hidrácidos: não contém oxigênio (HCl, HBr, H2S).

Oxiácidos: contêm oxigênio (HNO3, H2SO4, H3PO4).
De acordo com a volatilidade:

Ácidos fixos: ou são sólidos ou são líquidos pouco voláteis (H2C2O4
 sólido; H2SO4  líquido até 338 °C).

Ácidos voláteis: são líquidos voláteis ou gases (HNO3  líquido até
86 °C; HCl e H2S  gases).
Nomenclatura dos Ácidos


Hidrácidos: usa-se a terminação -ídrico.

HCl  ácido clorídrico;

HI  ácido iodídrico;

HCN  ácido cianídrico.
Oxiácidos:

Quando forma-se apenas um oxiácido, usa-se a terminação -ico:

H2CO3  ácido carbônico

H3BO3  ácido bórico
Nomenclatura dos Ácidos

Oxiácidos:

Quando pode-se formar dois oxiácidos, usa-se a terminação –ico para o
elemento de maior Nox e –oso para o elemento de menor Nox:

H2SO4  ácido sulfúrico (Nox do S = +6)

H2SO3  ácido sulfuroso (Nox do S = +4)

Quando pode-se formar quatro oxiácidos, conforme a diminuição do Nox
do elemento central, usa-se os sufixos e terminações indicados nos
exemplos abaixo:

HClO4  ácido perclórico (Nox do Cl = +7)

HClO3  ácido clórico (Nox do Cl = +5)

HClO2  ácido cloroso (Nox do Cl = +3)

HClO  ácido hipocloroso (Nox do Cl = +1)
Classificação das Bases

Segundo o número de hidroxilas:

Monobases: NaOH, NH4OH.

Dibases: Ca(OH)2, Fe(OH)2.

Tribases: Al(OH)3, Fe(OH)3.

Tetrabases: Sn(OH)4, Pb(OH)4.

Observação: as polibases também dissociam-se por etapas.
Classificação das Bases

De acordo com a solubilidade em água:

Solúveis: apenas os hidróxidos de metais alcalinos (NaOH, KOH,
etc.) e o hidróxido de amônio (NH4OH).

Pouco solúveis: hidróxidos dos metais alcalino-terrosos (Ca(OH)2,
Ba(OH)2, etc.)

Praticamente insolúveis: todos os demais.
Nomenclatura das Bases


Quando forma-se apenas uma base: usa-se a palavra hidróxido
seguida do nome do elemento químico ou íon.

NaOH  hidróxido de sódio

NH4OH  hidróxido de amônio
Quando forma-se duas bases: usa-se a palavra hidróxido mais as
terminações –ico ou –oso de acordo com a diminuição do Nox (ou
algarismos romanos conforme a valência).

Sn(OH)4  hidróxido estânico ou hidróxido de estanho IV

Sn(OH)2  hidróxido estanoso ou hidróxido de estanho II
Confronto entre Ácido e Base
Propriedades Funcionais
Ácidos
Bases
Sabor
Azedo.
Amargo, adstringente.
Solubilidade
A maior parte é solúvel.
A maior parte é insolúvel.
Estrutura
São moleculares.
Hidróxidos alcalinos e
alcalino-terrosos são iônicos;
os demais moleculares.
Condutividade elétrica
Apenas em solução aquosa.
Em solução aquosa ou quando
fundidos (hidróxidos iônicos).
Ação diante de indicadores de
ácidos e bases
Se um ácido provoca certa mudança de cor, a base fará o
indicador voltar a cor primitiva e vice-versa.
Ação recíproca
Ao juntar-se um ácido e uma base, um anula as propriedades
do outro  reação de neutralização (reação onde ocorre a
formação de água e um sal).
Exercícios

1. Qual é a diferença entre as definições de um ácido de Arrhenius e
de Brønsted-Lowry?

2. NH3(g) e o HCl(g) reagem para formar o sólido iônico NH4Cl(s). Qual
substância é o ácido de Brønsted-Lowry nessa reação? Qual é a base
de Brønsted-Lowry?

3. Qual é a diferença entre as definições de uma base de Arrhenius e
de Brønsted-Lowry?

4. Quando amônia é dissolvida em água, ela se comporta tanto como
uma base de Arrhenius quanto como uma base de Brønsted-Lowry.
Explique.

5. Dê a base conjugada dos seguintes ácidos de Brønsted-Lowry:
H2SO3, HC2H3O2, H2AsO4-, NH4+.
Exercícios

6. Identifique o ácido de Lewis e a base de Lewis em cada uma das
seguintes reações:
a) (CH3 )3 N(g) + BF3(g) ↔ (CH3 )3 NBF3(s)
2+
b) Zn2+
+
4NH
↔
Zn(NH
)
3(aq)
3
(aq)
4(aq)
c) CO2(g) + H2 O(l) ↔ H2 CO3(aq)

7. Passa-se NH3 gasosa em água num béquer A. Dissolve-se NaOH
sólido em água num béquer B. Dissolve-se o sólido NH4Cl num béquer
C. Que íon está presente tanto na solução A como na B? Que íon está
presente tanto na solução A como na C? Que substância está presente
na solução A, mas não se encontra na solução B, nem na C?