1) O documento discute os conceitos de ácidos e bases segundo as teorias de Arrhenius, Brønsted-Lowry e Lewis, incluindo pares conjugados e equilíbrio químico. 2) É explicado que a escala de pH mede a concentração de íons hidrogênio na solução e como calcular o pH de soluções aquosas. 3) São exemplos de cálculos de pH e pOH para soluções aquosas de ácidos e bases fortes e fracos.

1. QUÍMICA GERAL
Escola de Engenharia Industrial Metalúrgica
Universidade Federal Fluminense
Volta Redonda - RJ
Prof. Dr. Ednilsom Orestes
25/04/2016 – 06/08/2016 AULA 18

2. ÁCIDOS & BASES

6. Ácido: Latim “acidus” = agudo, pungente, azedo.
Alcalino: Grego “al quali” = cinza.
Estender o conceito de Equilíbrio para as
soluções de ácidos e bases.

7. NH3 É BASE!
Svante Arrhenius, 1886
Baseado em soluções
eletrolíticas.
Ácidos liberam 𝐻+.
𝑁𝑎𝑂𝐻(𝑠)
𝐻2 𝑂
𝑁𝑎 𝑎𝑞
+
+ 𝑂𝐻(𝑎𝑞)
−
𝐻𝐶𝑙(𝑙)
𝐻2 𝑂
𝐻 𝑎𝑞
+
+ 𝐶𝑙(𝑎𝑞)
−
Bases liberam 𝑂𝐻−.

8. JOHANNES N. BRONSTED
& THOMAS M. LOWRY,
1923
𝐻𝐶𝑙(𝑎𝑞) + 𝐻2 𝑂(𝑙) ⟶ 𝐻3 𝑂 𝑎𝑞
+
+ 𝐶𝑙(𝑎𝑞)
−
Transferência de prótons.
𝐻+ solvatado (hidrônio).
Ácido doa 𝑯+.
Base aceita 𝑯+
.
Inclui moléculas e íons.
Explica basicidade do NaCO3, NH3 e etc.
Explica reação em meio e em vácuo.
Solventes desprotonados (COCl2, SO2, N2O4).
Óxidos ácidos e alcalinos (CO2 e CaO).
BF3 e AlCl3 são ácidos!

9. ©2010, 2008, 2005, 2002 by P. W.
Atkins and L. L. Jones
𝐻𝐶𝑁(𝑎𝑞) + 𝐻2 𝑂(𝑙) ⇌ 𝐻3 𝑂 𝑎𝑞
+
+ 𝐶𝑁(𝑎𝑞)
−
𝑁𝐻3(𝑎𝑞) + 𝐻2 𝑂(𝑙) ⇌ 𝑁𝐻4(𝑎𝑞)
+
+ 𝑂𝐻(𝑎𝑞)
−
Pares conjugados.
Ácido
doa 𝐻+
base conjugada
Ácidos e bases fortes e fracas.
Base
aceita 𝐻+
ácido conjugado
PARES CONJUGADOS

10. Escreva as fórmulas de (a) a base conjugada de 𝐻𝐶𝑂3
−
e (b) o ácido
conjugado 𝑂2−.
(a) A base conjugada de 𝐻𝐶𝑂3
−
é 𝐶𝑂3
2−
.
(b) O ácido conjugado de 𝑂2−
é 𝑂𝐻−
.
Qual é (a) o ácido conjugado de 𝑂𝐻− e (b) a base conjugada de 𝐻𝑃𝑂4
2−
?
[Resposta: (a) 𝐻2 𝑂; (b) 𝑃𝑂4
3−
]
Qual é (a) o ácido conjugado de 𝐻2 𝑂 e (b) a base conjugada de 𝑁𝐻3 ?

11. Base: doa par 𝒆−.
GILBERT N. LEWIS,
1932
“Toda a base (aceita H+)
deve possuir par de
elétrons livres.”
Elétrons de valência.
Formação de ligação
covalente.
Ácido: aceita par 𝒆−.

12. ©2010, 2008, 2005, 2002 by P. W. Atkins
and L. L. Jones

13. ©2010, 2008, 2005, 2002 by P. W. Atkins
and L. L. Jones

14. Lewis
Brønsted-Lowry
Arrhenius

15. Identifique (a) os ácidos e as bases de Brønsted nos reagentes e
produtos do equilíbrio de transferência de prótons
𝐻𝑁𝑂2(𝑎𝑞) + 𝐻𝑃𝑂4(𝑎𝑞)
2−
⇌ 𝑁𝑂2(𝑎𝑞)
−
+ 𝐻2 𝑃𝑂4(𝑎𝑞)
−
. (b) Que espécies (não
necessariamente explícitas) são ácidos de Lewis e que espécies são
bases de Lewis?
[Resposta: (a) Ácidos de Brønsted; 𝐻𝑁𝑂2 e 𝐻2 𝑃𝑂4
−
. Bases de Brønsted;
𝐻𝑃𝑂4
2−
e 𝑁𝑂2
−
. Ácido de Lewis; 𝐻+
. Base de Lewis; 𝐻𝑃𝑂4
2−
e 𝑁𝑂2
−
.]
Identifique (a) os ácidos e as bases de Brønsted nos reagentes e
produtos do equilíbrio de transferência de prótons 𝐻𝐶𝑂3(𝑎𝑞)
−
+ 𝑁𝐻4(𝑎𝑞)
+
⇌
𝐻2 𝐶𝑂3(𝑎𝑞) + 𝑁𝐻3(𝑎𝑞). Que espécies (não necessariamente explícitas) são
ácidos de Lewis e que espécies são bases de Lewis?

16. ©2010,2008,2005,2002byP.W.AtkinsandL.L.Jones
Metais: óxidos básicos.
Não-metais: óxidos ácidos.
Óxidos ácidos, básicos e anfotéricos
Óxido ácido: forma ácido de Brønsted em solução.
2 𝑁𝑎𝑂𝐻(𝑎𝑞) + 𝐶𝑂2(𝑔) ⟶ 𝑁𝑎2 𝐶𝑂3 𝑎𝑞 + 𝐻2 𝑂(𝑙)
Óxido básico: forma íons hidróxido em solução (compostos iônicos).
𝐶𝑎𝑂(𝑠) + 𝐻2 𝑂(𝑙) ⟶ 𝐶𝑎 𝑂𝐻 2(𝑎𝑞)
𝑀𝑔𝑂(𝑠) + 2 𝐻𝐶𝑙(𝑎𝑞) ⟶ 𝑀𝑔𝐶𝑙2 𝑎𝑞 + 𝐻2 𝑂(𝑙)

17. ©2010, 2008, 2005, 2002 by P. W. Atkins and L. L. Jones
Aluminato de sódio: contém 𝐴𝑙 𝑂𝐻 4
−
.
Semi-metais: óxidos anfóteros.
𝐴𝑙2 𝑂3(𝑠) + 6 𝐻𝐶𝑙(𝑎𝑞) ⟶ 2 𝐴𝑙𝐶𝑙3 𝑎𝑞 + 3 𝐻2 𝑂(𝑙)
2 𝑁𝑎𝑂𝐻(𝑎𝑞) + 𝐴𝑙2 𝑂3(𝑠) + 3 𝐻2 𝑂(𝑙) ⟶ 2 𝑁𝑎 𝐴𝑙 𝑂𝐻 4 𝑎𝑞
Óxidos ácidos, básicos e anfotéricos

18. ©2010,2008,2005,2002byP.W.AtkinsandL.L.Jones
𝐾 𝑊 = 𝐻3 𝑂+
𝑂𝐻−
= 10−7
× 10−7
= 10−14
Água pura em 25°C.
AUTOPRÓLISE DA ÁGUA
Água é anfiprótica e anfotérica.
𝐾 =
(𝑎 𝐻3 𝑂+) × (𝑎 𝑂𝐻−)
𝑎 𝐻2 𝑂
2 = 𝑎 𝐻3 𝑂+ × 𝑎 𝑂𝐻− = 𝐾 𝑊

19. ©2010, 2008, 2005, 2002 by P. W. Atkins and L. L. Jones
Quais são as concentrações de íons 𝐻3 𝑂+
e 𝑂𝐻−
em
uma solução 0,0030 𝑀 de 𝐵𝑎 𝑂𝐻 2(𝑎𝑞) em 25 ℃?
Dissocia completamente (alcalino terroso).
𝐵𝑎 𝑂𝐻 2(𝑠) ⟶ 𝐵𝑎 𝑎𝑞
2+
+ 2 𝑂𝐻(𝑎𝑞)
−
𝑂𝐻−
= 2 × 0,0030 𝑚𝑜𝑙 ∙ 𝐿−1
= 0,0060 𝑀
𝐻3 𝑂+
=
𝐾 𝑊
𝑂𝐻− = 1,7 × 10−12
Estime as molaridades de (a) 𝐻3 𝑂+
e de (b) 𝑂𝐻−
, em
25 ℃, em uma solução 6,0 𝑀 de 𝐻𝐼(𝑎𝑞).
[Resposta: (a) 60,0 𝜇𝑚𝑜𝑙. 𝐿−1
; (b) 0,17 𝑛𝑚𝑜𝑙. 𝐿−1
]
Estime as molaridades de (a) 𝐻3 𝑂+
e de (b) 𝑂𝐻−
, em
25 ℃, em uma solução 2,2 𝑀 de 𝑁𝑎𝑂𝐻(𝑎𝑞).

20. Água pura em 25 ℃.
0E+00
1E-07
2E-07
3E-07
4E-07
5E-07
6E-07
7E-07
8E-07
[H3O+](mol.L-1)
[OH-] (mol.L-1)
[H3O+]=[OH-]
ESCALA DE pH
Soren P. L. Sorensen: potencial hidrogeniônico.
𝑝𝐻 = − log 𝑎 𝐻3 𝑂+ = − log 𝐻3 𝑂+ = − log 1,0 × 10−7 = 7

21. 1E-08
1E-07
pH
pOH
Água pura em 25 ℃.
ESCALA DE pH
Soren P. L. Sorensen: potencial hidrogeniônico.
𝑝𝐻 = − log 𝑎 𝐻3 𝑂+ = − log 𝐻3 𝑂+ = − log 1,0 × 10−7 = 7

22. Quanto mais forte a base, mais
fraco o ácido conjugado.
Quanto mais forte o ácido,
mais fraca a base conjugada.

23. Calcule o 𝑝𝐻
0,020 𝑀 𝐻𝐶𝑙.
0,040 𝑀 𝐾𝑂𝐻.
4,0 × 10−8 𝑀 Sangue.
𝑝𝐻 = 1,70
𝑝𝐻 = 12,60
𝑝𝐻 = 7,40
𝑯 𝟑 𝑶+
= 𝟏𝟎−𝐩𝐇
𝐦𝐨𝐥 ∙ 𝐋−𝟏

24. ©2010, 2008, 2005, 2002 by P. W. Atkins
and L. L. Jones
Calcule a concentração
1,50 × 10−5 𝑀.
2,00 × 10−2 𝑀.
6,31 × 10−9
𝑀.
𝑝𝐻 = 4,83
𝑝𝐻 = 1,70
𝑝𝐻 = 8,20
Se 𝑝𝑋 = − log 𝑋, então:
𝑝𝑂𝐻 = − log 𝑎 𝑂𝐻− = − log 𝑂𝐻−
𝑝𝐾 𝑊 = 14,00 = − log 𝐻3 𝑂+ 𝑂𝐻− = 𝑝𝐻 + 𝑝𝑂𝐻

25. ©2010, 2008, 2005, 2002 by P. W. Atkins and L. L. Jones
𝐻𝐶𝑙 (0,10 𝑀) ⟶ 𝑝𝐻 = 1,0
𝐻3 𝐶𝐶𝑂𝑂𝐻 0,10 𝑀 ⟶ 𝑝𝐻 = 3,0
ÁCIDOS E BASES FRACOS
Dissociação parcial.

26. ©2010, 2008, 2005, 2002 by P. W. Atkins
and L. L. Jones
𝑀𝑔 em 𝐻3 𝐶𝐶𝑂𝑂𝐻 (0,1 𝑀)𝑀𝑔 em 𝐻𝐶𝑙 (0,1 𝑀)

27. 𝐵(𝑎𝑞) + 𝐻2 𝑂(𝑙) ⇌ 𝐵𝐻(𝑎𝑞)
+
+ 𝑂𝐻(𝑎𝑞)
−
; 𝐾𝑏 =
𝐵𝐻+ [𝑂𝐻−]
[𝐵]
𝐾 𝑎 × 𝐾𝑏 =
𝐴−
[𝐻3 𝑂+
]
[𝐻𝐴]
×
𝐵𝐻+
[𝑂𝐻−
]
[𝐵]
= 𝐾 𝑤
𝑝𝐾 𝑎 + 𝑝𝐾𝑏 = 𝑝𝐾 𝑤
EQUILÍBRIO DE ÁCIDOS E BASES FRACOS
𝐻𝐴(𝑎𝑞) + 𝐻2 𝑂(𝑙) ⇌ 𝐴(𝑎𝑞)
−
+ 𝐻3 𝑂(𝑎𝑞)
+
; 𝐾 𝑎 =
𝐴−
[𝐻3 𝑂+
]
[𝐻𝐴]

28. ©2010, 2008, 2005, 2002 by P. W. Atkins
and L. L. Jones

29. ©2010, 2008, 2005, 2002 by P. W. Atkins
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30. ©2010, 2008, 2005, 2002 by P. W. Atkins
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31. ©2010, 2008, 2005, 2002 by P. W. Atkins
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32. ©2010, 2008, 2005, 2002 by P. W. Atkins and L. L. Jones
Use as Tabelas 11.1 e 11.2 para dizer que composto dos seguintes pares é
o ácido ou a base mais forte em água: (a) ácido: 𝐻𝐹 ou 𝐻𝐼𝑂3; (b) base:
𝑁𝑂2
−
ou 𝐶𝑁−
.
Decida que espécie de cada um dos seguintes pares é o ácido ou a
base mais forte: (a) ácido: 𝐻𝐹 ou 𝐻𝐼𝑂; (b) base: 𝐶6 𝐻5 𝐶𝑂2
−
ou 𝐶𝐻2 𝐶𝑙𝐶𝑂2
−
; (c)
base: 𝐶6 𝐻5 𝑁𝐻2 ou 𝐶𝐻3 3 𝑁; (d) ácido: 𝐶6 𝐻5 𝑁𝐻3
+
ou 𝐶𝐻3 3 𝑁𝐻+
.
[Resposta: Ácidos mais fortes: (a) 𝐻𝐹; (d) 𝐶6 𝐻5 𝑁𝐻3
+
; Bases mais fortes: (b)
𝐶6 𝐻5 𝐶𝑂2
−
; (c) 𝐶𝐻3 3 𝑁]
Decida que espécie de cada um dos seguintes pares é o ácido ou a
base mais forte: (a) base: 𝐶5 𝐻5 𝑁 ou 𝑁𝐻2 𝑁𝐻2 ; (b) ácido: 𝐶5 𝐻5 𝑁𝐻+ ou
𝑁𝐻2 𝑁𝐻3
+
; (c) ácido: 𝐻𝐼𝑂3 ou 𝐻𝐶𝑙𝑂2; (d) base: 𝐶𝑙𝑂2
−
ou 𝐻𝑆𝑂3
−
.

33. porcentagem desprotonada =
𝐻3 𝑂+
𝐻𝐴 inical
× 100 %
pH DE SOLUÇÕES DE ÁCIDOS FRACOS
porcentagem desprotonada =
concentração de A−
concentração inicial de HA
× 100 %
Lembrar que 𝑯 𝟑 𝑶+ = [𝑨−] (estequiometria!)

34. ©2010, 2008, 2005, 2002 by P. W. Atkins and L. L. Jones
Calcule o pH e a percentagem de desprotonação das
moléculas de CH3COOH em uma solução 0,080 M de
CH3COOH em água, sabendo que o Ka do ácido
acético é 1,8 x 10-5.
𝐶𝐻3 𝐶𝑂𝑂𝐻(𝑎𝑞) + 𝐻2 𝑂(𝑙) ⇌ 𝐻3 𝐶𝑂2(𝑎𝑞)
−
+ 𝐻3 𝑂(𝑎𝑞)
+
𝐾 𝑎 = 1,8 × 10−5 =
𝑥 × 𝑥
0,080 − 𝑥
Supondo 𝑥 ≪ 0,080:
𝑥 ≈ 0,080 × 1,8 × 10−5 = 1,2 × 10−3
𝑝𝐻 ≈ − log 1,2 × 10−3
= 2,92
% 𝐷 =
1,2 × 10−3
0,080
× 100 % = 1,5 %

35. Calcule o pH e a porcentagem de desprotonação
de uma solução 0,50 M de ácido láctico em água.
Procure Ka na Tabela 11.1. Verifique se todas as
aproximações são válidas.
[Resposta: 1,69; 4,1%]
Calcule o pH e a percentagem de desprotonação
de uma solução de 0,22 M de ácido cloro-
acético em água. Verifique se todas as
aproximações são válidas.

36. ©2010, 2008, 2005, 2002 by P. W. Atkins
and L. L. Jones
O pH de uma solução 0,010 M do antisséptico ácido mandélico, em
água, é 2,95. Qual é a constante de acidez, Ka, e o pKa do ácido
mandélico?
𝐻3 𝑂+ = 10−2,95 = 0,0011 𝑚𝑜𝑙 ∙ 𝐿−1 = 𝐴−
𝐻𝐴 = 𝐻𝐴 inicial − 𝐻3 𝑂+
𝐾 𝑎 =
𝐻3 𝑂+ 𝐴−
𝐻𝐴
=
𝐻3 𝑂+ 2
𝐻𝐴 𝑖𝑛 − 𝐻3 𝑂+ = 1,4 × 10−4
𝑝𝐾 𝑎 = − log 𝐾 𝑎 = 3,85
O pH de uma solução 0,20 M de ácido crotônico, C3H5COOH, em
água, que é usado em pesquisas médicas e na fabricação da vitamina A
sintética, é 2,69. Qual é o Ka do ácido crotônico?
[Resposta: 2,1 x 10-5].
O pH de uma solução 0,50 M, em água, do ácido homogentísico, um
intermediário metabólico, é 2,35. Qual é o Ka do ácido homogentísico,
C7H5(OH)2COOH?

37. porcentagem desprotonada =
𝑂𝐻−
𝐻𝐴 inical
× 100 %
pH DE SOLUÇÕES DE BASES FRACAS
porcentagem desprotonada =
concentração de HB+
concentração inicial de B
× 100 %
Lembrar que 𝑶𝑯− = 𝑯𝑩+ (estequiometria!)

38. ©2010, 2008, 2005, 2002 by P. W. Atkins and L. L. Jones
Calcule o pH e a percentagem de protonação de uma
solução 0,20 M de metilamina, CH3NH2, em água. A
constante Kb de CH3NH2 é 3,6 x 10-4.
𝐶𝐻3 𝑁𝐻2(𝑎𝑞) + 𝐻2 𝑂(𝑙) ⇌ 𝑂𝐻(𝑎𝑞)
−
+ 𝐶𝐻3 𝑁𝐻3(𝑎𝑞)
+
𝐾𝑏 = 3,6 × 10−4 =
𝑥 × 𝑥
0,20 − 𝑥
Supondo 𝑥 ≪ 0,20:
𝑥 ≈ 0,20 − 3,6 × 10−4 = 8,5 × 10−3
𝑝𝑂𝐻 = − log 8,5 × 10−3
= 2,07 ∴ 𝑝𝐻 = 11,93
% 𝑃 =
8,5 × 10−3
0,20
× 100% = 4,2 %

39. Estime o 𝑝𝐻 e a percentagem de base protonada
em uma solução 0,15 𝑀 de 𝑁𝐻2 𝑂𝐻(𝑎𝑞), hidroxilamina
em água.
[Resposta: 9,61; 0,027%].
Estime o 𝑝𝐻 e a percentagem de base protonada
em uma solução 0,012 𝑀 de 𝐶10 𝐻14 𝑁2(𝑎𝑞), nicotina.

40. Ácidos e Bases Polipróticos
𝐻𝐶𝑂3(𝑎𝑞)
−
+ 𝐻2 𝑂(𝑙) ⇌ 𝐻3 𝑂(𝑎𝑞)
+
+ 𝐶𝑂3(𝑎𝑞)
2−
𝐾 𝑎2 = 5,6 × 10−11
Fornecem mais de um próton, 𝐻+.
1a. desprotonação é quase completa.
𝐻2 𝑆𝑂4, 𝐻3 𝑃𝑂4, 𝐻2 𝐶𝑂3, etc.
𝐾 𝑎1 ≫ 𝐾 𝑎2 ≫ 𝐾 𝑎3 ≫ ⋯
𝐻2 𝐶𝑂3(𝑎𝑞) + 𝐻2 𝑂(𝑙) ⇌ 𝐻3 𝑂(𝑎𝑞)
+
+ 𝐻𝐶𝑂3(𝑎𝑞)
−
𝐾𝑎1 = 4,3 × 10−7

41. ©2010, 2008, 2005, 2002 by P. W. Atkins
and L. L. Jones

42. Calcule as concentrações de todos os solutos em uma
solução 0,10 𝑀 de 𝐻3 𝑃𝑂4(𝑎𝑞).
𝐻3 𝑃𝑂4(𝑎𝑞) + 𝐻2 𝑂(𝑙) ⇌ 𝐻3 𝑂(𝑎𝑞)
+
+ 𝐻2 𝑃𝑂4(𝑎𝑞)
−
𝐾 𝑎1 = 7,6 × 10−3
.
𝑥 = 2,4 × 10−2
mol ∙ L−1
= 𝐻3 𝑂+
= 𝐻2 𝑃𝑂4
−
𝐻3 𝑃𝑂4 ≈ 0,10 − 0,024 = 0,076 mol ∙ L−1
𝐻2 𝑃𝑂4(𝑎𝑞)
−
+ 𝐻2 𝑂(𝑙) ⇌ 𝐻3 𝑂(𝑎𝑞)
+
+ 𝐻𝑃𝑂4(𝑎𝑞)
2−
𝐾 𝑎2 = 6,2 × 10−8
.
𝐾 𝑎2 ≈ 𝑥 = 𝐻𝑃𝑂4
2−

43. Calcule as concentrações de todos os solutos em uma
solução 0,10 𝑀 de 𝐻3 𝑃𝑂4(𝑎𝑞).
𝐻𝑃𝑂4(𝑎𝑞)
2−
+ 𝐻2 𝑂(𝑙) ⇌ 𝐻3 𝑂(𝑎𝑞)
+
+ 𝑃𝑂4(𝑎𝑞)
3−
𝐾 𝑎3 = 2,1 × 10−13
.
Faça a tabela de equilíbrio...
𝑥 = 𝑃𝑂4
3−
≈ 5,4 × 10−19 mol ∙ L−1
𝑂𝐻−
=
𝐾 𝑊
𝐻3 𝑂+
= 4,2 × 10−13
mol ∙ L−1

44. ©2010, 2008, 2005, 2002 by P. W. Atkins and L. L. Jones