Aula 15

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Ácidos e bases 
 
Ácidos e bases estão entre as substâncias mais comuns da 
natureza. Muitas delas são essenciais para os seres vivos, 
tais como os aminoácidos, blocos fundamentais das 
proteínas e outras moléculas. 
 
A reação fundamental entre os ácidos e a água é 
 
HA + H2O ⇔ A- + H3O+
 
onde HA define um ácido genérico. 
 
A reação fundamental entre bases e água é 
 
B + H2O ⇔ BH+ + OH-
 
onde B define uma base genérica. 
 
A reação de dissociação da água também apresenta 
aspectos de ácido e base, sendo uma das boas razões que 
nos levarão a uma definição mais geral e abrangente para 
estes dois conceitos. 
 
H2O + H2O ⇔ H3O+ + OH-
 
A reação entre bases e ácidos dá origem a sais, como 
podemos ver na reação entre HCl e NaOH 
 
HCl + NaOH ⇔ NaCl + H2O 
Aminoácidos 
 
Voltando ao exemplo dos aminoácidos, estes compostos 
são formados por três unidades básicas, um grupo ácido 
carboxílico, um grupamento amina (NH2) e um grupo de 
natureza variável quie irá definir as propriedades 
específicas de cada aminoácido. 
 
 
 
Ácido carboxílico 
 
Os ácidos carboxílicos se dissociam dando origem ao 
cátion hidrônio (H3O+)e ao ânion RCOO-. 
 
A fórmula geral de um aminoácido é 
 
 
 
A ligação entre dois aminoácidos da origem à ligação 
peptídica, excelente exemplo de orbital molecular. 
 
 
 
 
Ácidos e bases conjugados 
 
O conceito de ácidos e bases mais comum é o que associa 
a perda ou ganho de prótons, respectivamente a ácidos e 
bases. Desta forma, ao olhar para as diversas reações 
envolvendo troca de H+ vemos que nos dois lados da 
equação há substâncias que ganham ou perdem prótons, 
donde surge a idéia de ácidos e bases conjugadas. 
 
Uma tabela talvez esclareça melhor a idéia. 
 
 Ácido 1 Base 2 Base 1 Ácido 2
Ácido clorídrico HCl + H2O ⇒ Cl- + H3O+
Carbonato de hidrogênio HCO3- + H2O ⇔ CO32- + H3O+
Ácido acético CH3CO2H + H2O ⇔ CH3CO2- + H3O+
Amônia H2O + NH3 ⇔ OH- + NH4+
Íon carbonato H2O + CO3- ⇔ OH- + HCO3-
Água H2O + H2O ⇔ OH- + H3O+
 
 
Notemos que a a base 1 é conjugada ao ácido 1 e a base 2 
ao ácido 2. 
 
Podemos aplicar este conceito a mais uma reação para 
fixar a idéia e verificar o quanto esta noção, de fato, facilita 
a análise das reações ácido-base. 
 
HNO3 + NH3 ⇔ NH4 + NO3-
 
Quem são ácidos/bases conjugados na reação? Por quê? 
 
 
Autoionização da água 
 
Como visto acima, a reação 
 
H2O + H2O ⇔ H3O+ + OH-
 
Implica na existência de cátions hidrônio em água mesmo 
na ausência de quaisquer outras substâncias em solução. 
 
A existência de autoionização na água foi demonstrada 
com o experimento no qual, mesmo após uma purificação 
severa, a água ainda conduzia eletricidade devido aos íons 
H3O+ e OH-. 
 
A constante de equilíbrio desta reação é 
 
K = [H3O+][OH-]/[H2O] 2
 
Vomo a concentração da água pode ser tomada como 
constante (igual a 55,5M), o termo [H2O] 2 é incluído na 
constante, ficando Kw = K.[H2O] 2 dando 
 
Kw = [H3O+][OH-] = 10-14 a 25 ºC 
 
 
Escala de pH 
 
A escala de pH é definida por 
 
pH = - log [H3O+] 
 
Da mesma forma, pOH é dado por 
 
pOH = - log [OH-] 
 
Como a 25 ºC o produto das concentrações dos dois íons é 
igual a 10-14 e as duas são iguais teremos que nestas 
condições o pH e o pOH da água serão iguais a 
 
pH = pOH = 7 
 
sendo esta a condição que define neutralidade 
 
 
 
 
 
Equilíbrio 
 
De uma forma geral teremos 
 
Kw = [H3O+][OH-] 
 
donde, definindo pKw = - log Kw 
 
pKw = pH + pOH 
 
Este equação é geral, porém, como toda constante de 
equilíbrio, Kw depende da temperatura. Quanto maior a 
temperatura, maior o valor de Kw, e menor o valor de pKw. 
Por exemplo, a 37 ºC temos pKw = 13,4 e pH = 6,7. 
 
Para uma reação qualquer 
 
HA + H2O ⇔ A- + H3O+
 
Define-se a constante de equilíbrio de um ácido em água 
por 
 
Ka = [A-][H3O+]/[HA] 
 
Da mesma forma, para a reação de uma base qualquer 
 
B + H2O ⇔ BH+ + OH-
 
Define-se a constante de equilíbrio da base em água por 
 
Kb = [BH+][OH-]/[B] 
 
 
Ácidos e bases fortes e fracos 
 
O grau de dissociação dos diversos ácidos e bases define 
o seu caráter forte (alta dissociação) ou fraco (baixa 
dissociação). A tabela abaixo mostra o valor de Ka para 
diversos ácidos fracos. Quanto maior o Ka mais forte o 
ácido em questão. 
 
 
 
Notemos que a base conjugada a um ácido forte será 
necessariamente fraca e vice-versa. 
Ácidos e bases polipróticos 
 
Diversos ácidos e bases possuem mais de uma forma 
dissociada, o que significa que tais substâncias dão origem 
a mais de uma reação de dissociação, cada uma com a 
sua constante de equilíbrio 
 
As equações de dissociação de um ácido diprótico, por 
exemplo, seriam dadas por 
 
AH2 + H2O ⇒ AH- + H3O+ Ka1
AH- + H2O ⇒ A-2 + H3O+ Ka2
 
O ácido sulfúrico, H2SO4 é um exemplo de ácido diprótico. 
A primeira dissociação caracteriza um ácido muito forte, 
enquanto a segunda, gerando o ânion SO42-, tem constante 
Ka de valor intermediário. 
 
 
Exemplo 
 
Qual é a concentração de cátion hidrônio em uma solução 
de ácido cianídrico 0,001M? 
 
 
 
Outros ácidos e bases 
 
 
 
 
 
 
Ácido ascórbico (vitamina C) 
 
 
 
Ácido carbônico