6 Equilíbrio Ácido-Base I

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IQA123 – Química Analítica Farmacêutica
Equilíbrio Ácido-Base I
Vinicius Kartnaller
(kartnaller@iq.ufrj.br)
Universidade Federal do Rio de Janeiro
Instituto de Química
Departamento de Química Analítica
Relembrando...
2
2. Brønsted-Lowry
1. Arrhenius
3. Lewis
4. Pearson
𝐻𝐴 ⇌ 𝐻+ + 𝐴− 𝐵 + 𝐻+ ⇌ 𝐻𝐵+
A + ሷ𝐵 ⇌ 𝐴𝐵
Ácido/Base Mole
Ácido/Base Duro
𝐻𝐴 ⇌ 𝐻+ + 𝐴− 𝐵𝑂𝐻 ⇌ 𝐵+ + 𝑂𝐻− em H2O
Prof. Vinicius Kartnaller – Departamento de Química Analítica – Instituto de Química - UFRJ
Relembrando...
2. Brønsted-Lowry
1. Arrhenius 
3. Lewis
4. Pearson
𝐻𝐴 ⇌ 𝐻+ + 𝐴− 𝐵 + 𝐻+ ⇌ 𝐻𝐵+
A + ሷ𝐵 ⇌ 𝐴𝐵
Ácido/Base Mole
Ácido/Base Duro
𝐻𝐴 ⇌ 𝐻+ + 𝐴− 𝐵𝑂𝐻 ⇌ 𝐵+ + 𝑂𝐻− em H2O
3
Prof. Vinicius Kartnaller – Departamento de Química Analítica – Instituto de Química - UFRJ
Relembrando...
2. Brønsted-Lowry 𝐻𝐴 ⇌ 𝐻+ + 𝐴− 𝐵 + 𝐻+ ⇌ 𝐻𝐵+
Ex.: 
4
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𝐻2𝑆 + 𝐻2𝑂 ⇌ 𝐻𝑆
− +𝐻3𝑂
+
ácido base base ácido
Relembrando...
2. Brønsted-Lowry 𝐻𝐴 ⇌ 𝐻+ + 𝐴− 𝐵 + 𝐻+ ⇌ 𝐻𝐵+
Ex.: 
5
Prof. Vinicius Kartnaller – Departamento de Química Analítica – Instituto de Química - UFRJ
𝐻2𝑆 + 𝐻2𝑂 ⇌ 𝐻𝑆
− +𝐻3𝑂
+
𝐻2𝑆 ⇌ 𝐻𝑆
− +𝐻+
𝐻2𝑂 + 𝐻
+ ⇌ 𝐻3𝑂
+
ácido
base
base
ácido
𝐻𝑆− +𝐻+ ⇌ 𝐻2𝑆
𝐻3𝑂
+ ⇌ 𝐻2𝑂 + 𝐻
+
Relembrando...
2. Brønsted-Lowry 𝐻𝐴 ⇌ 𝐻+ + 𝐴− 𝐵 + 𝐻+ ⇌ 𝐻𝐵+
Ex.: 
6
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𝐻𝐶𝑂3
− +𝐻2𝑂 ⇌ 𝐶𝑂3
2− +𝐻3𝑂
+
ácido base base ácido
Relembrando...
2. Brønsted-Lowry 𝐻𝐴 ⇌ 𝐻+ + 𝐴− 𝐵 + 𝐻+ ⇌ 𝐻𝐵+
Ex.: 
7
Prof. Vinicius Kartnaller – Departamento de Química Analítica – Instituto de Química - UFRJ
𝐻𝐶𝑂3
− ⇌ 𝐶𝑂3
2− +𝐻+
𝐻2𝑂 + 𝐻
+ ⇌ 𝐻3𝑂
+
ácido
base
base
ácido
𝐶𝑂3
2− +𝐻+ ⇌ 𝐻𝐶𝑂3
−
𝐻3𝑂
+ ⇌ 𝐻2𝑂 + 𝐻
+
𝐻𝐶𝑂3
− +𝐻2𝑂 ⇌ 𝐶𝑂3
2− +𝐻3𝑂
+
Relembrando...
2. Brønsted-Lowry 𝐻𝐴 ⇌ 𝐻+ + 𝐴− 𝐵 + 𝐻+ ⇌ 𝐻𝐵+
Ex.: 
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𝐻𝐶𝑂3
− +𝐻2𝑂 ⇌ 𝐻2𝐶𝑂3 + 𝑂𝐻
−
ácido basebase ácido
Relembrando...
2. Brønsted-Lowry 𝐻𝐴 ⇌ 𝐻+ + 𝐴− 𝐵 + 𝐻+ ⇌ 𝐻𝐵+
Ex.: 
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𝐻𝐶𝑂3
− +𝐻+ ⇌ 𝐻2𝐶𝑂3
𝐻2𝑂 ⇌ 𝐻
+ + 𝑂𝐻−
𝐻2𝐶𝑂3 ⇌ 𝐻𝐶𝑂3
− +𝐻+
𝐻+ + 𝑂𝐻− ⇌ 𝐻2𝑂
ácido
base
base
ácido
𝐻𝐶𝑂3
− +𝐻2𝑂 ⇌ 𝐻2𝐶𝑂3 + 𝑂𝐻
−
Anfoterismo
Capacidade de um composto de reagir tanto como ácido quanto 
como base.
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𝐻𝐶𝑂3
− +𝐻2𝑂 ⇌ 𝐶𝑂3
2− +𝐻3𝑂
+
𝐻𝐶𝑂3
− +𝐻2𝑂 ⇌ 𝐻2𝐶𝑂3 + 𝑂𝐻
−
ácido base base ácido
base ácido ácido base
ambos são anfóteros
COMPOSTO
BASE
ÁCIDO
anfóteros
Independente da teoria ácido-base que 
defina a espécie
Anfoterismo
Capacidade de um composto de reagir tanto como ácido quanto 
como base.
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𝐻𝐶𝑂3
− +𝐻2𝑂 ⇌ 𝐶𝑂3
2− +𝐻3𝑂
+
𝐻𝐶𝑂3
− +𝐻2𝑂 ⇌ 𝐻2𝐶𝑂3 + 𝑂𝐻
−
ácido base base ácido
base ácido ácido base
ambos são anfóteros
COMPOSTO
BASE
ÁCIDO
anfipróticos
Ácido-base de Brønsted-Lowry
+ H+
- H+
Anfoterismo
Capacidade de um composto de reagir tanto como ácido quanto 
como base.
Outros exemplos: 
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ácido
base
espécie 𝐻2𝑃𝑂4
−
𝐻3𝑃𝑂4
𝐻𝑃𝑂4
2−
𝐻𝑃𝑂4
2−
𝐻2𝑃𝑂4
−
𝑃𝑂4
3−
𝐻𝑆𝑂3
−
𝐻2𝑆𝑂3
𝑆𝑂3
2−
𝐻𝑆−
𝐻2𝑆
𝑆2−
𝐻𝑆𝑂4
−
𝐻2𝑆𝑂4
𝑆𝑂4
2−
𝑁𝐻3
𝑁𝐻4
+
𝑁𝐻2
−
𝐵𝑒(𝑂𝐻)2
𝐵𝑒2+
[𝐵𝑒(𝑂𝐻)4]
2−
𝐴𝑙2𝑂3
[𝐴𝑙(𝐻2𝑂)6]
3+
[𝐴𝑙(𝑂𝐻)4]
−
anfóteros
anfipróticos
Anfoterismo
Capacidade de um composto de reagir tanto como ácido quanto 
como base.
Outros exemplos: 
Aminoácidos
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Ácido carboxílico
Amina
Zwitterion: molécula neutra que 
contém mesmo número de 
cargas positivas e negativas
Autoprotólise em Solventes
Solventes anfóteros podem reagir entre suas próprias espécies, onde 
uma molécula age como ácido e outra como base.
Autoprotólise também pode ser chamada de auto-ionização.
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A extensão da autoprotólise
vai depender do equilíbrio 
química da reação
Constante de Equilíbrio
Também chamada de constante de dissociação ácida ou básica (Ka ou 
Kb)
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𝐻𝐴 + 𝐻2𝑂 ⇌ 𝐴
− +𝐻3𝑂
+
𝐾 =
𝐴− [𝐻3𝑂
+]
𝐻𝐴 [𝐻2𝑂]
𝐾 =
𝐴− [𝐻3𝑂
+]
𝐻𝐴 [𝑯𝟐𝑶] solvente
𝐾[𝐻2𝑂] =
𝐴− [𝐻3𝑂
+]
𝐻𝐴
𝐾𝑎 =
𝐴− [𝐻3𝑂
+]
𝐻𝐴
Constante de Equilíbrio
Também chamada de constante de dissociação ácida ou básica (Ka ou 
Kb)
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𝐵 + 𝐻2𝑂 ⇌ 𝐻𝐵
+ + 𝑂𝐻−
𝐾 =
𝐻𝐵+ [𝑂𝐻−]
𝐵 [𝑯𝟐𝑶] solvente
𝐾[𝐻2𝑂] =
𝐻𝐵+ [𝑂𝐻−]
𝐵
𝐾𝑏 =
𝐻𝐵+ [𝑂𝐻−]
𝐵
Constante de Equilíbrio
Exercício: Escreva a constante de dissociação para as seguintes 
reações:
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𝐻𝑂𝑁𝐻3
+ +𝐻2𝑂 ⇌ 𝐻𝑂𝑁𝐻2 +𝐻3𝑂
+
ácido base base ácido
𝐾𝑎 =
𝐻𝑂𝑁𝐻2 [𝐻3𝑂
+]
𝐻𝑂𝑁𝐻3
+
𝑲𝒂
Constante de Equilíbrio
Exercício: Escreva a constante de dissociação para as seguintes 
reações:
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𝐻𝑃𝑂4
2− +𝐻2𝑂 ⇌ 𝐻2𝑃𝑂4
− + 𝑂𝐻− 𝑲𝒃
ácido basebase ácido
𝐾𝑏 =
𝐻2𝑃𝑂4
− [𝑂𝐻−]
𝐻𝑃𝑂4
2−
Constante de Equilíbrio –Autoprotólise da Água
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𝐻2𝑂 + 𝐻2𝑂 ⇌ 𝐻3𝑂
+ + 𝑂𝐻−
𝐾 =
𝐻3𝑂
+ [𝑂𝐻−]
𝑯𝟐𝑶 [𝑯𝟐𝑶] solvente
𝐾[𝐻2𝑂]
2= 𝐻3𝑂
+ [𝑂𝐻−]
𝐾𝑤 = 𝐻3𝑂
+ [𝑂𝐻−]
Para sistemas aquosos há uma 
correlação entre a 𝑯𝟑𝑶
+ e a 
[𝑶𝑯−], definida pela 
autoprotólise deste solvente
Exercício: Qual a [𝑂𝐻−] se a 𝐻3𝑂
+ é 6,12x10-5 M? 
À 25°C, 𝑲𝒘 ≈ 1,00x10
-14
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𝐾𝑤 = 𝐻3𝑂
+ [𝑂𝐻−]
𝑂𝐻− =
𝐾𝑤
𝐻3𝑂
+
𝑂𝐻− =
1,00 × 10−14
6,12 × 10−5
𝑶𝑯− = 𝟏, 𝟔𝟑 × 𝟏𝟎−𝟏𝟎 𝑴
Constante de Equilíbrio –Autoprotólise da Água
Se em soluções aquosas 𝐻3𝑂
+ e [𝑂𝐻−] estão diretamente
correlacionados, então pode-se usar uma escala para avaliar o grau de
acidez ou basicidade de uma solução.
Em um meio neutro:
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Constante de Equilíbrio –Autoprotólise da Água
𝐻3𝑂
+ = [𝑂𝐻−]
𝐾𝑤 = 𝐻3𝑂
+ 𝑂𝐻− = 𝐻3𝑂
+ 2
𝐻3𝑂
+ = 𝐾𝑤 = 1,00 × 10
−14 = 1,00 × 10−7𝑀𝐻3𝑂
+ = 𝐾𝑤 = 1,00 × 10
−14𝐻3𝑂
+ = 𝐾𝑤
Se 𝑯𝟑𝑶
+ > 1,00x10-7, 
então 𝑯𝟑𝑶
+ > 𝑶𝑯−
e o meio é ácido 
Se 𝑯𝟑𝑶
+ < 1,00x10-7, 
então 𝑯𝟑𝑶
+ < 𝑶𝑯−
e o meio é básico 
Define-se: o potencial hidrogeniônico (pH) de uma solução aquosa é a
atividade do íon H3O
+
À 25°C:
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Escala de pH
𝑝𝐻 = −log {𝐻3𝑂
+}
atividade
𝑝𝐻 = −log [𝐻3𝑂
+]
concentração
𝑝𝐻 = −log 1,00 × 10−7 = 7,00
Se 𝑯𝟑𝑶
+ > 1,00x10-7, 
então pH < 7 e o meio 
é ácido 
Se 𝑯𝟑𝑶
+ < 1,00x10-7, 
então pH > 7 e o meio 
é básico 
Exercício: Sabendo que o sangue humano tem um pH médio de 7,4, 
qual a concentração de H3O
+ presente no mesmo?
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Escala de pH
𝑝𝐻 = −log [𝐻3𝑂
+]
𝐻3𝑂
+ = 10−𝑝𝐻
𝐻3𝑂
+ = 10−7,4
𝑯𝟑𝑶
+ = 𝟒, 𝟎 × 𝟏𝟎−𝟖𝑴
Exercício: Um suco gástrico produzidono estômago foi analisado e
visto que contém HCl numa concentração de 0,0236 M. Qual seu pH?
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Escala de pH
𝑝𝐻 = −log [𝐻3𝑂
+]
𝑝𝐻 = −log (0,0236)
𝒑𝑯 = 𝟏, 𝟔𝟑
𝐻𝐶𝑙 + 𝐻2𝑂 → 𝐻3𝑂
+ + 𝐶𝑙−
Ácido forte ⇨ completamente dissociado
𝐻3𝑂
+ = 0,0236M
Exercício: O hidróxido de magnésio tem solubilidade de 12 mg/L.
Qual o pH de uma solução saturada do mesmo?
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Escala de pH
𝑝𝑂𝐻 = −log 𝑂𝐻−
𝑝𝑂𝐻 = −log (4,12 × 10−4)
𝒑𝑶𝑯 = 𝟑, 𝟑𝟗
𝑀𝑔(𝑂𝐻)2→ 𝑀𝑔
2+ + 2𝑂𝐻−
Base forte ⇨ completamente dissociada
𝑂𝐻− = 𝟐 × 2,06 × 10−4 = 4,12 × 10−4M
Em 1L, há 12 g de 
Mg(OH)2
𝑛 =
𝑚
𝑀𝑀
𝑛 = 2,06 × 10−4𝑚𝑜𝑙
𝑛 =
𝑚
𝑀𝑀
=
12 × 10−3𝑔
58,3𝑔/𝑚𝑜𝑙
Logo, a concentração 
é de 2,06x10-4 M 𝑝𝐻 + 𝑝𝑂𝐻 = 14
𝒑𝑯 = 𝟏𝟒 − 𝟑, 𝟑𝟗 = 𝟏𝟎, 𝟔
Exercício: Qual pH do vinagre, cuja concentração é 0,67 M?
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Escala de pH
𝐻𝑂𝐴𝑐 + 𝐻2𝑂 ⇄ 𝑂𝐴𝑐
− +𝐻3𝑂
+
Ácido fraco ⇨ não dissocia completamente
𝐻3𝑂
+ ≠ 0,67 M
?
Exercício: Qual pH do vinagre, cuja concentração é 0,67 M?
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Escala de pH
𝐻𝑂𝐴𝑐 + 𝐻2𝑂 ⇄ 𝑂𝐴𝑐
− +𝐻3𝑂
+
?
início
equilíbrio
0,67 - - -
0,67 - y - y y
𝐾𝑎 =
𝑂𝐴𝑐− [𝐻3𝑂
+]
𝐻𝑂𝐴𝑐
𝐾𝑎 =
𝑦 × 𝑦
0,67 − 𝑦
𝐾𝑎 × 0,67 − 𝐾𝑎 × 𝑦 = 𝑦
2
𝑦2 + 𝐾𝑎 × 𝑦 − 𝐾𝑎 × 0,67 = 0 𝑦 =
−𝐾𝑎 ± 𝐾𝑎
2 + 4(𝐾𝑎 × 0,67)
2
Fórmula de 
Bhaskara 𝑦 =
−𝐾𝑎 + 𝐾𝑎
2 + 4(𝐾𝑎 × 0,67)
2
Ka = 1,8x10
-5
𝑦 = 𝐻3𝑂
+ = 3,415 × 10−3𝑀
𝒑𝑯 = 𝟐, 𝟒𝟔𝟔 = 𝟐, 𝟒𝟕
Exercício: Qual pH do vinagre, cuja concentração é 0,67 M?
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Escala de pH
𝐻𝑂𝐴𝑐 + 𝐻2𝑂 ⇄ 𝑂𝐴𝑐
− +𝐻3𝑂
+
?
início
equilíbrio
0,67 - - -
0,67 - y - y y
𝐾𝑎 =
𝑂𝐴𝑐− [𝐻3𝑂
+]
𝐻𝑂𝐴𝑐
𝐾𝑎 =
𝑦 × 𝑦
0,67 − 𝑦 𝟎, 𝟔𝟕 ≫ 𝒚
𝐾𝑎 ≈
𝑦 × 𝑦
0,67
𝑦2 = 𝐾𝑎 × 0,67 𝑦 = 𝐾𝑎 × 0,67 𝑦 = 𝐻3𝑂
+ = 3,424 × 10−3𝑀
𝒑𝑯 = 𝟐, 𝟒𝟔𝟓 = 𝟐, 𝟒𝟔
Exercício: Qual pH do vinagre, cuja concentração é Ca M?
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Escala de pH
𝐻𝑂𝐴𝑐 + 𝐻2𝑂 ⇄ 𝑂𝐴𝑐
− +𝐻3𝑂
+
?
início
equilíbrio
Ca - - -
Ca - y - y y
𝐾𝑎 =
𝑂𝐴𝑐− [𝐻3𝑂
+]
𝐻𝑂𝐴𝑐
𝐾𝑎 =
𝑦 × 𝑦
𝐶𝑎 − 𝑦 Ca ≫ 𝒚
𝐾𝑎 ≈
𝑦 × 𝑦
𝐶𝑎
𝑦2 = 𝐾𝑎 × 𝐶𝑎 𝑦 = 𝐾𝑎 × 𝐶𝑎 𝑦 = 𝐻3𝑂
+ = 𝐾𝑎 × 𝐶𝑎
p/ ácidos
𝒑𝑯 =
𝟏
𝟐
(𝒑𝑲𝒂 − 𝒍𝒐𝒈𝑪𝒂)
- log (
p/ bases
𝒑𝑶𝑯 =
𝟏
𝟐
(𝒑𝑲𝒃 − 𝒍𝒐𝒈𝑪𝒃)