Todos os tipos de Acídos e Bases

Prévia do material em texto

3/26/2018 
1 
Ácidos e Bases 
Bibliografia: 
 
1 – Russel, J. B.; Química Geral. 2 Ed,. Vol 1. Makron 
Books. 
2 – Atkins, P.; Jones, L.; Princípios de Química. 3 Ed. 
Bookman. 
3 – Huheey, J. E.; Keiter, E. A.; Keiter, R. L. Inorganic 
Chemistry, 4 Ed. Harper Collins College Publishers. 
4 – Shriver, D. F.; Atkins, P. W.; Inorganic Chemistry. 3 
Ed. Oxford. 
5- Kotz Química Geral Volume 02 (cap. 17) 
Teorias de ácidos e bases 
• Arrhenius (1887) 
• Bronsted-Lowry (1923) 
• Lux-Flood (1939) 
• Lewis (1923) 
• Usanovich (1939)- ? Teoria de Lewis mais 
abrangente 
não foi amplamente utilizada: 
relativa inacessibilidade do original aos 
químicos que não lêem russo e 
maneira confusa e cheia de meandros da 
definição original de Usanovich. 
 
Ácidos e Bases 
1. Conceito de Arrhenius 
A primeira definição de ácidos e bases foi dada pelo químico sueco 
Svante Arrhenius por volta de 1884: 
“Substâncias ácidas são aquelas que em solução aquosa dissociam-
se em íons hidrogênios” 
“Substâncias básicas são aquelas que em solução aquosa 
dissociam-se em íons hidroxilas” 
A teoria de Arrhenius de ácidos e bases foi formulada com base na 
sua teoria de ionização das substâncias em soluções aquosas. As 
substâncias que se dissociavam totalmente ou em parte como íons 
em solução aquosa eram considerados eletrólitos. 
Aquelas que se dissociavam totalmente eram eletrólitos fortes, as 
que não se dissociavam totalmente eram eletrólitos fracos. 
Ácidos e Bases 
1. Conceito de Arrhenius 
No caso dos ácidos fortes (H2SO4, HNO3, HCl), os quais se ionizam 
completamente em solução aquosa e fornecem íons hidrogênio 
(H+), a teoria de Arrhenius funcionava perfeitamente. 
De modo semelhante, as bases fortes como o NaOH e KOH também 
se ionizam completamente em solução aquosa e produzem íons 
hidroxilas (OH-). 
No entanto, em certos casos, a teoria de Arrhenius não se aplicava 
bem onde a solução não era aquosa e até mesmo nestas condições 
onde certas substâncias com caráter ácido ou básico não forneciam 
íons H+ ou OH-, respectivamente. 
Como por exemplo, a amônia (NH3) não contém íons hidroxila, 
porém em solução aquosa ela pode produzir íons hidroxilas 
reagindo com a água: 
Ácidos e Bases 
1. Conceito de Arrhenius 
NH3(aq) + H2O  NH3HOH  NH4OH  NH4 
+
(aq) + OH
- (aq) (1) 
 
 
O conceito de Arrhenius promoveu a idéia errônea que dissociação 
iônica era indispensável para manifestação da acidez e que, 
portanto, reações do tipo ácido-base não poderiam ocorrer na 
maioria dos solventes não aquosos e na ausência de solvente. 
 
Limitação: água como solvente! 
Ácidos e Bases 
2. Conceito de BrØnsted-Lowry 
 
O conceito de ácidos e bases mais aceito, e um dos que tem 
elucidado o papel do solvente em reações ácido-base, é aquele 
proposto independentemente por J.N. Brønsted (Dinamarca) e T.M. 
Lowry (Inglaterra) em 1923. 
“Ácido é definido como um doador de próton e base como um 
receptor de próton” 
Esta definição tem importantes implicações: 
Uma substância não pode atuar como ácido sem a presença de 
uma base para aceitar o próton, e vice-versa. 
Não há dependência em solventes ou em dissociações iônicas 
para que as substâncias sejam classificadas como ácidos ou 
bases. 
3/26/2018 
2 
Ácidos e Bases 
2. Ácidos de BrØnsted-Lowry 
 
• Compostos moleculares (ácido nítrico) 
 
 HNO3(aq) + H2O(l)  H3O
+
(aq) + NO3
-
(aq)
 
 
Ácidos podem ser monopróticos ou polipróticos 
 
 
Ácidos e Bases 
2. Ácidos de BrØnsted-Lowry 
 
-Ácidos Carboxílicos 
 
 
 
 
 
Substituição de H no grupo alquila por 
elementos mais eletronegativos (halogênios)  
aumento ou diminuição da acidez??? 
 
 
 
 
Ácidos e Bases 
2. Ácidos de BrØnsted-Lowry 
 
-Ácidos Carboxílicos 
 
 
 
 
 
Substituição de H no grupo alquila por elementos 
mais eletronegativos (halogênios)  aumento de 
acidez. 
Porque? 
 
 
 
 
Ácidos e Bases 
2. Ácidos de BrØnsted-Lowry 
 
 Ácidos Carboxílicos 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Ácido pKa 
CH3CO2H Ácido acético 4,74 
ClCH2CO2H Ácido cloroacético 2,85 
Cl2CHCO2H Ácido dicloroacético 1,49 
Cl3CCO2H Ácido tricloroacético 0,7 
A FORÇA DO ÁCIDO É 
CRESCENTE 
Ácidos e Bases 
2. Ácidos de BrØnsted-Lowry 
• Cátions metálicos hidratados 
 [Fe(H2O)6]
3+
(aq) + H2O(l)  [Fe(H2O)5(OH)]
2+
(aq) + H3O
+
(aq) 
 
Efeito indutivo: as ligações O-H das moléculas de água são 
polarizadas, assim sendo o H de água coordenada é removido mais 
facilmente que uma molécula não coordenada. O efeito indutivo do 
metal aumenta com a sua carga. 
 
• ânions 
 H2PO4
-
(aq) + H2O(l)  HPO4
2-
(aq) + H3O
+
(aq) 
 
• Cátions (íon amônio) 
 NH4
+
(aq) + H2O(l)  NH3(aq) + H3O
+
(aq) 
 
Ácidos e Bases 
2. Bases de BrØnsted-Lowry 
 
• Compostos moleculares (amônia) 
 
 NH3(aq) + H2O(l)  NH4
+
(aq) OH
-
(aq) 
 
 
 
 
3/26/2018 
3 
13 
A Brønsted acid is a proton donor 
A Brønsted base is a proton acceptor 
acid base acid base 
acid 
conjugate base 
base 
conjugate acid 
Ácidos e Bases 
2. Bases de BrØnsted-Lowry 
 
• ânions 
 CO3
-2
(aq) + H2O(l)  HCO3
-
(aq) + OH
-
(aq) 
 base poliprótica 
 
• Cátions 
 [Al(H2O)5(OH)]
2+
(aq) + H2O(l)  [Al(H2O)6]
3+
(aq) + OH
-
(aq) 
 
 
Ácidos e Bases 
2. BrØnsted-Lowry 
 
• H2O é uma espécie ANFIPRÓTICA 
 
 HCl(aq) + H2O(l)  H3O
+
(aq) Cl
-
(aq) 
 
 
NH3(aq) + H2O(l)  NH4
+
(aq) OH
-
(aq) 
Ácidos e Bases 
2. Conceito de BrØnsted-Lowry 
 
Uma reação de um ácido com uma base é, portanto, uma reação de 
troca de prótons; 
* Se um ácido é simbolizado por HA e a base por B, então podemos 
escrever uma equação generalizada ácido-base: 
 
 HA + B  A- + BH+ (2) 
 
Porém, o produto BH+ também é capaz de doar seu novo próton 
recém adquirido para outro receptor, e é, portanto potencialmente 
um outro ácido: 
 Ácido1 + Base2  Base1 + Ácido2 (3) 
Ácidos e Bases 
2. Conceito de BrØnsted-Lowry 
 
Ácido1 + Base2  Ácido2 + Base1 (3) 
 
Nesta reação, a base1 é conjugada do ácido1, e ácido2 é conjugado 
da base2. O termo conjugado significa “estar conectado com”, e 
implica que qualquer espécie química e sua espécie conjugada 
estão relacionadas com o ganho ou perda de prótons, formando um 
par ácido-base conjugado. 
Na reação: 
HCl + H2O  H3O
+ + Cl- 
 
 
Ácido 1 Base conjugada 1 
 
Base 2 Ácido conjugado 2 
3/26/2018 
4 
Ácidos e Bases 
2. Conceito de BrØnsted-Lowry 
 
Nas reações abaixo, identificar o par ácido-base conjugado. 
 
1) HCl + H2O  H3O
+ + Cl- 
 
2) HCl + NH3  NH4
+ + Cl- 
 
3) H2O + H2O  H3O
+ + OH- 
 
 
 
 
 
 
 
 
20 
O 
H 
H + O 
H 
H O 
H 
H H O H 
- + [ ] + 
Acid-Base Properties of Water 
acid 
conjugate base 
base 
conjugate acid 
autoionization of water 
Forças relativas de pares ácido-base conjugados de Bronsted-Lowry 
 
• Força de um ácido: tendência em doar H+ 
• Força de uma base: tendência em receber H+ 
 
HCl + H2O  H3O
+ + Cl- 
 
A reação é quantitativa  nenhuma quantidade de HCl permanece em 
solução. 
 
 HCl (ácido mais forte) tem maior tendência em doar H+ do que H3O
+ Cl- (base mais fraca) tem menor tendência em receber H+ do que H2O 
 
 EM GERAL: quanto mais forte é o ácido, mais fraca será sua base 
conjugada 
 Quanto mais forte a base, mais fraco será seu ácido conjugado. 
 
 
 
 
 
Forças relativas de pares ácido-base conjugados de Bronsted-
Lowry 
 
 Um ácido forte está completamente desprotonado em solução 
 Um ácido fraco está parcialmente desprotonado em solução 
 
HCN + H2O  H3O+ + CN- 
 
O equilíbrio entre HCN e sua forma desprotonada (CN-) é dinâmico. 
Um “filme” em nível molecular mostraria os prótons sendo trocados 
incessantemente entre as moléculas de HCN e H2O, de forma a 
manter a concentração constante. 
Somente uma pequena fração de HCN doam seus prótons e, 
portanto é um ácido fraco. 
 
 
 
 
 
Forças relativas de pares ácido-base conjugados de Bronsted-Lowry 
 
NH3 + H2O  NH4+ + OH- 
 
 Ocorre a protonação da espécie NH3 à NH4
+ . 
 O par de elétrons isolados do N da molécula neutra de NH3 tem 
um poder muito menor de “retirar” o próton (H+) do que a carga 
negativa dupla da água. 
 
 
 
 Como resultado, somente uma pequena porção de NH4
+ é 
formada. 
 A amônia (NH3) é uma base fraca. Todas as aminas são bases 
fracas. (R2NH)
 
 Uma base forte está completamente protonada em solução 
 Uma base fraca está parcialmente protonada em solução 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Forças Relativas de ácidos e bases 
 
 pKa = -log Ka pKb = -log Kb 
 
 
 
 
 
Forças Relativas de ácidos e bases são dados tabelados 
e são dados em termos de pKa ou Ka. São dados obtidos 
quando da solubilidade dos compostos em água e a 25 
graus Celsius. 
 
Quando necessário trabalhar em outro solvente, deve-
se consultar o Handbook. 
3/26/2018 
5 
 
 
 
 
 
 
 
Forças Relativas de ácidos e bases 
 
 pKa = -log Ka pKb = -log Kb 
 
Quanto menor for o valor de Ka ou Kb, maior será o valor de pKa ou 
pKb. 
Quanto maior o valor de pKa , mais fraco é o ácido. 
 
 
HF + H2O  H3O
+ + F- 
 
Ka = constante de acidez = [H3O
+] [F-] 
 [HF] 
 
NH3 + H2O  NH4
+ + OH- 
 
Kb = constante de basicidade = [NH4
+] [OH-] 
 [NH3] 
 
 
Ácidos e Bases 
Forças relativas de pares ácido-base conjugados de Bronsted-Lowry 
COMO FUNCIONAM?? 
 
 
 
 
 
 
 
HA A- Ka 
HI I- 1011 
HClO4 ClO4
- 1010 
HBr Br- 109 
HCl Cl- 107 
H2SO4 HSO4
- 102 
H3O
+ H2O 1 
HClO3 ClO3
- 10-1 
H3PO4 H2PO4
- 7,5x10-3 
H2PO4
- HPO4
2- 6,2x10-8 
HPO4
2- PO4
2- 2,2x10-13 
HCN CN- 4,9x10-10 
Ácidos e Bases 
Forças relativas de pares ácido-base conjugados de Bronsted-Lowry 
 
 
 
 
 
 
 
HA A- Ka 
HI MAIS FORTE I- MAIS FRACO 1011 MAIS FORTE 
HClO4 ClO4
- 1010 
HBr Br- 109 
HCl Cl- 107 
H2SO4 HSO4
- 102 
H3O
+ H2O 1 
HClO3 ClO3
- 10-1 
H3PO4 H2PO4
- 7,5x10-3 
H2PO4
- HPO4
2- 6,2x10-8 
HPO4
2- PO4
2- 2,2x10-13 
HCN MAIS FRACO CN- MAIS FORTE 4,9x10-10 MAIS FRACO 
Ácidos e Bases 
 
 HA A- Ka 
HI MAIS FORTE I- MAIS FRACO 1011 MAIS FORTE 
HClO4 ClO4
- 1010 
HBr Br- 109 
HCl Cl- 107 
H2SO4 HSO4
- 102 
H3O
+ H2O 1 
HClO3 ClO3
- 10-1 
H3PO4 H2PO4
- 7,5x10-3 
H2PO4
- HPO4
2- 6,2x10-8 
HPO4
2- PO4
2- 2,2x10-13 
HCN MAIS FRACO CN- MAIS FORTE 4,9x10-10 MAIS FRACO 
1) Hidrácidos: Experimentos mostram que a força dos ácidos 
aumenta na ordem HF<<HCl<HBr<HI. Porque isto ocorre? 
 
 
Ácidos e Bases 
 
 1) Experimentos mostram que a força dos ácidos aumenta na 
ordem HF<<HCl<HBr<HI. Porque isto ocorre? 
 
 
Resposta: Fator determinante é a energia da ligação H – X 
 
 
 
 
 
 
 
Força crescente do ácido 
HF HCl HBr HI 
pKa + 3,14 -7 -9 -10 
Força da ligação 
(KJ/mol) 
565 432 366 299 
3/26/2018 
6 
 
 
 
 
 
 
 
Forças Relativas de ácidos e bases 
Oxiácidos 
 
 
 
 
Ácido, HXO Estrutura pKa 
Ácido hipocloroso, HClO Cl- O- H 7,53 
Ácido hipobromoso 
HBrO 
Br – O - H 8,69 força 
Ácido hipoiodoso HIO I – O- H 10,64 
Força dos oxoácidos: Como relacionar? 
HXO 
 
 
 
 
 
 
 
Forças Relativas de ácidos e bases 
Oxiácidos 
 
 
 
 
Ácido, HXO Estrutura Eletronegatividade de X pKa 
Ácido hipocloroso, 
HClO 
Cl- O- H 3,2 7,53 
Ácido hipobromoso 
HBrO 
Br – O - H 3,0 8,69 força 
Ácido hipoiodoso 
HIO 
I – O- H 2,7 10,64 
Força dos oxoácidos: correlação entre acidez e 
eletronegatividade. 
Força dos oxoácidos: correlação entre acidez e número de 
oxidação 
Ácido Estrutura Número de oxidação pKa 
Ácido hipocloroso 
HClO 
Cl- O- H +1 7,53 
Ácido cloroso 
HClO2 
O=Cl – O - H +3 2,00 
Ácido clórico 
HClO3 
O2-Cl – O - H +5 Forte (-1) 
Ácido perclórico 
HClO4 
O3-Cl-O-H +7 Forte (-10) 
• Quanto maior o número de átomos de O ligados ao átomo 
central, mais forte é o ácido; 
 
• Quanto maior o número de oxidação do átomo central, mais 
forte o ácido. 
35 
Ácido nitroso e ácido nítrico 
Qual é forte? Qual é fraco? Porque? 
36 
Molecular Structure and Oxoacid Strength 
Z O H Z O- + H+ 
d
- d+ 
The O-H bond will be more polar and easier to break if: 
• Z is very electronegative or 
• Z is in a high oxidation state 
3/26/2018 
7 
37 
Molecular Structure and Oxoacid Strength 
1. Oxoacids having different central atoms (Z) that are from the same group and that have 
the same oxidation number. 
Acid strength increases with increasing electronegativity of Z 
Cl is more electronegative than Br 
HClO3 > HBrO3 acidity 
increases 
• Alta polaridade da ligação O – H é uma das razões pelas 
quais o próton é ácido. 
 
• Ácido fosforoso: (OH)2PHO  H3PO3 
• Perde 2 prótons, mas não o que está ligado ao P 
pouca diferença de eletronegatividade. 
• Estrutura: 
 
 
 
• Tabela Periódica (Comparação: H e P / H e O) 
Ácidos e Bases de Lux-Flood 
Reações ácido-base sem solvente, como as dos óxidos. 
Classificação dos óxidos: 
 
 
 
 
 
 
Atribuição de Lux-Flood de 
acidez e basicidade de óxidos 
Ácidos Óxidos do bloco-p 
Óxidos de metais de transição 
pobres em elétrons 
Básicos Óxidos do bloco-s 
Óxidos de metais de transição 
ricos em elétrons 
 
• Qual ácido é mais forte? HNO3 ou 
HNO2 ?? 
Ácidos e Bases de Lux-Flood 
Reações ácido-base sem solvente. 
Semelhante à teoria protônica, considerando o ânion 
óxido (O2–) a entidade transferida. Ácido é um 
receptor de O2– e base, um doador. 
Uma reação entre um óxido ácido (CO2) e um óxido 
básico (CaO) seria uma reação de neutralização: 
CO2+ CaO  Ca
2+ + CO3
2– 
 
 SiO2+ K2O  2K
+ + SiO3
2– 
 
 
 
3/26/2018 
8 
• Essa teoria mostrou-se bastante útil 
para tratar de reações envolvendo 
líquidos iônicos (sais e óxidos 
fundidos) que ocorrem na metalurgia, 
na fabricação de vidro e cerâmica, nos 
sistemas geoquímicos, etc 
 
• Conceitos ácido-base em geoquímica 
Classificação de rochas de silicatos em escala ácido-
base 
Pensando de acordo com a Teoria de Lux-Flood: 
Rochas contém íons metálicos (principalmente Si e O) 
 são uma combinação de óxidos metálicos básicos e 
SiO2 ácido 
GRANITO:mais de 66% de SiO2  ácida 
Rochas com 52 % a 66% de SiO2  intermediárias 
Rochas com 45 % a 52% de SiO2  básicas (BASALTO) 
Rochas com menos de 45 % de SiO2  ultrabásicas 
 
Rochas com maior acidez são mais claras que as com 
menor acidez. Exemplo: granito (ácida) é mais clara 
que o basalto (básica) 
3. Conceito de Lewis: ácidos e bases duras e moles 
 
 Os fundamentos da teoria eletrônica de acidez foi 
originalmente estabelecida pelo americano G. N. Lewis 
em 1916, porém somente a partir de 1923 que a sua 
teoria foi aceita, o qual estendeu a definição de ácidos 
e bases além daqueles conceitos de Brønsted-Lowry, 
tanto do ponto de vista teórico como experimental. 
 
De acordo com a teoria de Lewis: 
 
“Base é definida como um doador de par de 
elétrons e ácido como um receptor de par 
de elétrons” 
Portanto, de acordo com a Teoria de Lewis: 
 
 Um ácido é uma espécie que tenha um orbital vazio capaz de 
receber um par de elétrons; 
 Uma base pode doar um par de elétrons, formando uma ligação 
covalente coordenada. 
 
Considerando a reação geral abaixo: 
OU ADUTO 
Cátions Metálicos em água: 
 
Soluções dos nitratos em água 
 
[Fe(H2O)6]
3+ 
3/26/2018 
9 
4. Conceito de Pearson : ácidos e bases duras e moles 
4. Conceito de Pearson : ácidos e bases duras e moles 4. Conceito de Pearson : ácidos e bases duras e moles 
3/26/2018 
10 
4. Conceito de Pearson : ácidos e bases duras e moles 
4. Conceito de Pearson : ácidos e bases duras e moles 4. Conceito de Pearson : ácidos e bases duras e moles 
3/26/2018 
11 
4. Conceito de Pearson : ácidos e bases duras e moles 
SOLUBILIDADE 
• A solubilidade varia da seguinte forma: 
• Compostos hard-soft ou soft-hard são os mais 
solúveis; 
• Compostos hard-hard são solúveis, porém 
menos que o anterior; 
• Compostos soft-soft são pouco solúveis. 
4. Conceito de Pearson : ácidos e bases duras e moles 4. Conceito de Pearson : ácidos e bases duras e moles 
Interações entre ácidos e bases duros são predominantemente 
eletrostáticas; interações entre ácidos e bases moles são 
predominantemente covalente 
3/26/2018 
12 
Atividades: 
 
• Identifique quais espécies são ácidos e quais são as bases de Lewis: 
 
1) H+ + OH-  H2O 
2) H+ + F-  HF 
3) H+ + NH3  NH4
+ 
4) Ag+ + 2 NH3  Ag(NH3)2 
5) Zn2+ + 6 H2O  [Zn(H2O)6]
2+ 
6) Cu2+ + 4 NH3  [Cu(NH3)4]
2+ 
7) Al3+ + 4 OH-  [Al(OH)4]
- 
 
 
De acordo com a teoria de Lewis e utilizando-se os 
conceitos de Pearson, escreva os produtos das 
reações abaixo e faça a explanação em termos da 
classificação de Pearson. 
 
a) HgF2(g) + BeI2(g)  
b) AgBr(s) + I
-
(aq)  
c) CdSe(s) + HgS(s)  
Atividades: 
 
 
De acordo com a teoria de Lewis e utilizando-se os 
conceitos de Pearson, escreva os produtos das 
reações abaixo e faça a explanação em termos da 
classificação de Pearson. 
 
a) HgF2(g) + BeI2(g)  
b) AgBr(s) + I
-
(aq)  
c) CdSe(s) + HgS(s)  
Informações: 
Cd2+ ácido intermediário/mole 
Hg2+ ácido mole 
Se2- base mole 
S2- base mole Qual dessas bases é mais mole? 
Atividades: 
 
• Pode-se utilizar a classificação de ácidos e bases de 
Pearson para fazer a previsão e interpretação da 
solubilidade de compostos. Observe a tabela abaixo e 
estabeleça uma escala de solubilidade (do mais 
solúvel para o menos solúvel). Explique. 
 
 Solubilidades de haletos de sódio e prata 
(mol/L) 
Fluoreto Cloreto 
 
Brometo 
 
Iodeto 
Sódio 
Prata