MINISTÉRIO DA EDUCAÇÃO

UNIVERSIDADE FEDERAL DOS VALES DO JEQUITINHONHA E MUCURI

DIAMANTINA – MINAS GERAIS
Instituto de Ciência e Tecnologia - ICT

Aula 16 e 17
ÁCIDOS E BASES EM QUÍMICA
ORGÂNICA
Aspectos históricos, conceitos de ácidos
e bases, Ka e pKa.
Parte 1

• Prof. Dr. Marcelo Moreira de Britto

 Histórico
Os ácidos e a bases são conhecidos desde a
antiguidade que ao longo dos anos foram amplamente
discutidas até chegarem nos conceitos atuais.

Na antiguidade as substâncias eram caracterizadas

por suas propriedades organolépticas

Substâncias caracterizadas como ácidas tinham um

sabor azedo
 Provém do latim “acere” que
ÁCIDO significa azedo

Provém do árabe,inicialmente
empregado para caracterizar
as cinzas de certas plantas
ÁLCALIS ricas em carbonato que
tinham a propriedade de
neutralizar os ácidos

Introduzida no século XVIII

BASE substituindo a denominação
álcalis
 O ácido sulfúrico
FeSO4 aquecimento
FeO (s) + SO3 (g)

SO3 (g) + H2O (l) H2SO4 (aq)

Jabir ibn Hayyan Muhammad ibn Zakariya al-Razi

721 - 815 854 - 925
 O ácido clorídrico
H2SO4 (conc) + NaCl (s) Na2SO4 (s) + HCl (g)

Joseph Priestley
Jabir ibn Hayyan
1733 - 1804
721 - 815
 Primeira tentativa para caracterizar os ácidos
quimicamente partiu de Lavoisier na segunda
metade do século XVIII.

Segundo sua teoria, a acidez de uma substância é

provocada pela presença de oxigênio em sua
estrutura - 1789

Oxigênio: Descoberto em 1774 por Priestley/Scheele

e nomeado por Lavoisier em 1778

Oxigênio: palavra obtida do grego

Oxis = Azedo
Genes = Nascido, gerado
 Fato inusitado desta descrição é que em 1787,
Claude Louis Berthollet já havia descrito vários
ácidos que não continham oxigênio, como o HCN.

Teoria do oxigênio foi apoiada por Berzélius

e Gay-Lussac

Humphy Davy em 1810 descreveu vários ácidos

que não contém oxigênio e dizia estar errado
que o ácido clorídrico tivesse oxigênio porque
tinha comportamento de ácido.
 Com a constatação de que o HCl não continha
oxigênio, os pesquisadores passaram a adotar o
hidrogênio como princípio acidificante
Andrew Ure:

“Não há um princípio acidificador. A acidez e a

alcalinidade, dependem mais do modo como os
constituintes estão combinados que a natureza
dos constituintes em si”

Justus Von Liebig

Defendia o hidrogênio como princípio

acidificante, definindo ácidos como sendo
“compostos contendo hidrogênio, onde o
hidrogênio pode ser substituído por metais”
 Teoria da dissociação eletrolítica
1880
Em solução aquosa algumas substâncias podem se
dissociar gerando íons e a condutividade elétrica da
solução está diretamente relacionada à presença
destes íons na solução.

Friedrich Wlhelm Ostwald Svant A. Arrhenius

1853 - 1932 1859 - 1927
 Em água algumas subtâncias podem se dissociar
gerando íons, estas substâncias são denominadas
ELETRÓLITOS.

+ -
NaCl Na (aq) + Cl (aq)

KBr
+
K (aq) + Br -(aq)

• Moléculas de água também podem se dissociar

gerando íons H e OH, porém a dissociação é muito
pequena
+ -
H2O H (aq) + OH (aq)

• No equilíbrio, para cada mol de moléculas de água,

10-7 mols estão dissociados, gerando 10-7 mold de
H+ e 10-7 mols de OH-.
No equilíbrio, para cada mol de moléculas de água,
10-7 mols estão dissociados, gerando 10-7 mols de H+
e 10-7 mols de OH-.

Portanto:

• A concentração de ions H+ na água pura é de 10-7

mols/L ou 10-7 M
+ -7
[H ] = 10 M

• A concentração de ions OH- na água pura é de 10-7

mols/L ou 10-7 M
_ -7
[ OH ] = 10 M
A concentração de íons H+ em uma solução pode ser
determinada pelo pH da solução, que é definido como:
+
pH = - log [H ]
Portanto o pH da água pura seria:
-7
pH = - log 10 = 7,0

Como a concentração de íons H+ e OH- na água pura

são iguais, podemos definir o pH = 7,0 como sendo
NEUTRO.

pH < 7,0 pH ácido

pH > 7,0 pH básico

Teoria dos ácido/ base de Arrhenius
Mostram as características de espécies hidrogenadas,
que em solução aquosa produzem íons hidrogênio,
tornando a solução com propriedades ácidas
ÁCIDOS

Toda substância que em solução aquosa pode

libera íons hidrogênio, aumentando a sua
concentração na solução.

BASES

Toda substância que em solução aquosa pode

libera íons hidroxila, aumentando a sua
concentração na solução.
 ÁCIDOS

+ -
HCl H (aq) + Cl (aq)
+ -2
H2SO4 2 H (aq) + SO4 (aq)

BASES

+ -
NaOH Na (aq) + OH (aq)
+ -
NH4OH NH4 (aq) + OH (aq)

Contudo esta teoria possui limitações pois restringem

o comportamento ácido/base das substâncias à
soluções aquosas.
 Teoria dos ácidos e bases de
Bronsted/Lowry

ÁCIDOS

Toda substância hidrogenada capaz de doar um

íon hidrogênio – doadoras de hidrogênio

BASES

Toda substância que tendo um par de elétrons

disponíveis são capazes de receber um íon
hidrogênio – aceptores de hidrogênio
 Teoria dos ácidos e bases de
Bronsted/Lowry
.. +
H3O + Cl
-
HCl + H2O :
ácido base
.. H3O + HSO4-
H2SO4 + H2O : +
ácido base

.. H3O + SO -2
HSO4- + H2O : + 4

ácido base

..
HNO3 + H2O : NO3 + H3O
ácido base
 Teoria dos ácidos e bases de
Bronsted/Lowry

.. ..
NH3 + H2O : NH4++ OH -

base ácido

.. ..
H3C : + NH3 CH4 + : NH2
base ácido

H2SO4 + HNO3 HSO4 + H2NO3

ácido base

HClO4 + H2SO4 H3SO4 + ClO4

ácido base
 Teoria dos ácidos e bases de
Bronsted/Lowry

Em reações ácido/base de Bronsted, todo ácido ao

reagir com uma base vai gerar um ácido conjugado
e uma base conjugada
.. H3O
+
+ Cl
-
HCl + H2O :
Ácido Base
ácido base
conjugado conjugada

.. ..
H3C : + NH3 CH4 + : NH2
Ácido Base
ácido base conjugado conjugada
 Teoria dos ácidos e bases de
Bronsted/Lowry
• Pela teoria, um ácido apresenta as propriedades de
ácido somente se existir uma base no meio.

• Uma mesma substância pode se comportar tanto

com ácido quanto como base, dependendo do meio
onde ela está reagindo, ou seja, a acidez ou
basicidade de uma substância é relativa

• Duas substâncias que podem se comportar tanto

como ácido (possui um hidrogênio que possa ser
doado) quanto como base (possui um par de
elétrons par receber um hidrogênio, vai se
comportar como ácido aquela que for o ácido
mais forte.
 FORÇA DOS ÁCIDOS

Os ácidos podem ser classificados pela sua força em

relação a outros ácidos, sendo:

Liberam seu hidrogênio com

ÁCIDOS facilidade para uma determinada
FORTES base

Liberam seu hidrogênio com

ÁCIDOS
dificuldade para uma determinada
FRACOS
base
 FORÇA DAS BASES

As bases podem ser classificadas pela sua força em

relação a outras bases, sendo:

Recebem um hidrogênio com

BASES facilidade de um determinado
FORTES ácido – par de elétrons mais
disponíveis

Recebem o hidrogênio com

BASES
dificuldade de um determinado
FRACAS
ácido – par de elétrons menos
disponível
 AVALIAÇÃO QUANTITATIVA DA
FORÇA DE UM ÁCIDO
V1
AH + H2O H3O+ + A-
V2
V1  [ AH ] [ H2O ] V1 = K1 [ AH ] [ H2O ]

V2  [ H3O+ ] [ A- ] V2 = K2 [ H3O+ ] [ A- ]

No equilíbrio V1 = V2

K1 [ AH ] [ H2O ] = K2 [ H3O+ ] [ A- ]

+ -
K1 [ H3O ] [ A ] K1
= = Keq
K2 [ AH ] [ H2O ] K2
 AVALIAÇÃO QUANTITATIVA DA
FORÇA DE UM ÁCIDO

Constante de [ H3O+ ] [ A- ]
Keq =
equilíbrio
[ AH ] [ H2O ]

Toda reação reversível, ao atingir o equilíbrio, a

concentrações das espécies presentes meio é regida
por uma constante de equilíbrio, onde:
Ácidos mais
Equilíbrio favorece Keq > 1 fortes
os produtos
Equilíbrio favorece Ácidos mais
os reagentes Keq < 1 fracos
 Imagine 1,0 litro de uma solução de HA na
concentração de 0,1 M:

Qual seria a concentração molar da água nesta

solução?
massa (g)
M=
PM (g/mol) volume (L)

1000 g
M= = 55,5 mol/l ou 55,5M
18,0 g/mol . 1,0 L
Se comparada a HA, a concentração da água é tão alta
que durante o processo ela praticamente não muda a
concentração, podendo dizer que a concentração da
água permanece constante.
 AVALIAÇÃO QUANTITATIVA DA
FORÇA DE UM ÁCIDO
Incorporando a concentração da água na constante
de acidez teremos:
+ -
[ H3O ] [ A ] [ H3O+ ] [ A- ]
Keq = Keq . [ H2O ] =
[ AH ] [ H2O ] [ AH ]

Keq . [ H2O ] = Ka CONSTANTE DE ACIDEZ

Todo ácido tem uma constante de acidez (Ka) que

a medida relativa da força de um ácido em
relação à água como base.
Ka > 1 Ácidos mais
fortes
Ácidos mais
Ka < 1 fracos
 AVALIAÇÃO QUANTITATIVA DA
FORÇA DE UM ÁCIDO
- + +
CH3COOH + H2O CH3COO H3O

[CH3COO-] [H3O+] -5
Ka = = 1,8 x 10
[CH3COOH]
- + +
HCN + H2O CN H3O
- +
[CN ] [H3O ] -10
Ka = = 4,9 x 10
[HCN]
O ácido acético é um ácido mais forte que o ácido
cianídrico, tem o Ka maior, tomando como referência
a água como base.
 Podemos expressar a força de um ácido também
através do seu pKa.

pKa = - log Ka

Para o CH3COOH:
-5
Ka = 1,8 x 10 pKa = 4,74

Para o HCN:
-10
Ka = 4,9 x 10 pKa = 9,31

Quanto menor o valor do pKa, mais forte será o ácido.

Relação de alguns ácidos com seus valores
de Ka e pKa
Tendência do equilíbrio para as reações
ácido-base
As reações ácido-base são reações reversíveis e
portanto estão um equilíbrio químico, podendo o
equilíbrio estar deslocado para os produtos ou para
os reagentes.
Equilíbrio deslocado para os produtos:
Quanto mais deslocado para os produtos estiver o
equilíbrio, mais forte será o ácido.

Equilíbrio deslocado para os reagentes:

Quanto mais deslocado para os regentes estiver o

equilíbrio, mais fraco será o ácido.
Tendência do equilíbrio para as reações
ácido-base

Sendo a constante de equilíbrio uma medida

termodinâmica para avaliar a diferença na
estabilidade entre reagentes e produtos em uma
reação, o equilíbrio estará sempre deslocado para as
substâncias mais estáveis. No caso de uma reação
ácido base, os ácidos e base mais fracos.
- +
CH3COOH + H2O CH3COO + H3O
pKa = - 1,73
pKa = 4,74
Equilíbrio deslocado para os reagentes. O CH3COOH é
um ácido mais fraco que o H3O+. Podemos dizer que
tendo a água como base, o CH3COOH se comporta
como um ácido mais fraco
 Tendência do equilíbrio para as reações
ácido-base
- + +
HCN + H2O CN H3O
pKa = 9,31 pKa = - 1,73
Equilíbrio deslocado para os reagentes. HCN se comporta
como ácido mais fraco na presença da base H2O.
-
CH3COOH + OH
- CH 3 COO + H2O
pKa = 15,7
pKa = 4,74
Equilíbrio deslocado para os produtos. O CH3COOH se
comporta como ácido mais forte na presença da base OH.
- -
HCN + OH CN + H2O

pKa = 9,31 pKa = 15,7

Equilíbrio deslocado para os produtos. O HCN se
comporta como ácido mais forte na presença da base OH.
 Avaliação da constante de equilíbrio
- -
AH + B BH + A
-
[BH] [A ]
Keq = -
[AH] [B ]
+ -
[H3O ] [A ]
AH + H2O H3O+ + A- KaAH =
[HA]
+ -
+ -
[H3O ] [B ]
BH + H2O H3O + B Ka =
BH [BH]
- + + -
[BH] [A ] [H3O ] [H3O ] [A ] [BH]
Keq = -
. +
= . + -
[AH] [B ] [H3O ] [HA] [H3O ] [B ]

. 1 KaAH 10 - pKaAH
= KaAH Ka Keq = Keq =
BH Ka
BH 10 - pKaBH
 Relação entre pKa e pH
AH + H2O H3O+ + A-

+ - -
[H3O ] [A ] [A ]
Ka = Ka = [H3O ]
+
.
[HA] [HA]
-
[A ]
+
- log Ka = - log ( [H3O ] . )
[HA]
-
+ [A ]
- log Ka = - log [H3O ] - log
[HA]

- log Ka = pKa -
[A ]
pKa = pH - log
+ [HA]
- log [H3O ] = pH
Visto que as reações ácido-base são reações em
equilíbrio, o ácido (HA) e a sua base
conjugada(A) coexistem no mesmo meio, em
concentrações que depende do pH do meio

Esta equação relaciona as concentrações do

ácido não dissociado (HA) com o ácido
dissociado (A), que é a base conjugada de HA,
em função do pH do meio.

-
[A ]
pKa = pH - log
[HA]
 [ A- ] = [ AH ]

pH = pKa

Quando o pH do meio for igual ao pKa do ácido

presente neste meio, a concentração do ácido e a
sua base conjugada serão iguais.

A concentração do ácido é
pH < pKa MAIOR que a concentração da
sua base conjugada
A concentração do ácido é
pH > pKa MENOR que a concentração da
sua base conjugada
 Podemos então calcular a concentração das duas
espécies presentes no meio em um determinado
pH.

EXEMPLO
Uma solução aquosa com um pH = 3,0 contém o
ácido benzóico (pKa = 5,0) que pode coexistir no
meio com a sua base conjugada. Qual a
concentração do ácido benzóico (HA) e a sua base
conjugada (A-)?

COOH COO-

AH A-
 EXEMPLO
- -
-
[A ] [A ] -2 [A ]
5,0 = 3,0 - log - 2,0 = - log 10 =
[AH] [AH] [AH]

Sabemos que: -
[A ]
-
-
0,01 [AH] = [A ] 0,01 =
[AH] + [A ] = 100% [AH]

[AH] + 0,01 [AH] = 100%

100% = 99,01% de HA COOH

[AH] =
1,01
- COO-
100% - 99,01% = 0,99% de A