Slide2_Equilíbrio ácido-base em solução aquosa_aula_2

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Equilíbrio ácido-base em solução 
aquosa 
Luana Novaes Santos 
Universidade Estadual de Santa Cruz – UESC 
Atividade de uma espécie ionica (αi) 
αi = [i] уi 
Coeficiente de atividade (Уi ): 
-logУi = 0,51Zi
2 (I1/2) 
Força iônica (I) : 
I = ½ (Σcizi
2 ) 
exemplos 
• Calcule a força iônica nas seguintes soluções: 
– CaCl2 0,1 mol/L 
– AlCl3 0,1 mol/L 
– NaCl 0,1 mol/L 
exemplos 
• Calcular o coeficiente de atividade das 
espécies para uma solução de HCl 10-3 mol/L 
Ácidos e bases 
• Definição? Principais teorias? 
Ácidos e bases 
• Segundo a teoria de Arrehnius: 
HNO3 H
+ + NO3
-
ÁCIDO é toda substância que libera íons H+ em solução 
BASE é toda substância que libera íons OH- em solução 
KOH K+ + OH-
LIMITAÇÕES: aplica-se apenas às soluções aquosas 
Ácidos e bases 
• Segundo a teoria de Brönsted-Lowry 
 
ÁCIDO é toda substância que doa prótons 
BASE é toda substância que recebe próton 
LIMITAÇÕES: Mantém vinculada a definição de ácidos à presença do 
próton na espécie 
 
Ácidos e bases 
• Segundo a teoria de Lewis 
 
ÁCIDO é toda espécie química capaz de comportar um par de 
elétrons proveniente de outra espécie química 
BASE é toda espécie química que possui um par de elétrons 
periféricos capaz de efetuar uma ligação 
Autoprotólise da água 
H2O + H2O H3O
+
(aq) + OH
-
(aq)
K' = 
[H3O
+] [OH-]
[H2O]
2 
K' [H2O]
2= [H3O
+] [OH-] = Kw
Kw = 1,0 x 10
-14
Escala de pH 
pH = -log[H+] 
 
Sabe-se: 
[H+] [OH-] = 10-14 
 [H+] = [OH-] = x 
X . X = 10-14 
X2 = 10-14 
 x = 10-7 = [H+] 
pH da água = 7 (neutro) 
 
 
 
Efeito da temperatura sobre o pH 
temperatura pH 
0 7,47 
10 7,26 
20 7,09 
25 7,00 
30 6,92 
40 6,76 
50 6,63 
Efeito da força iônica sobre o pH 
• Calcule: 
– O pH da água pura 
– O pH de uma solução de NaNO3 10
-2 
 mol/L 
 
Ácidos e bases fortes 
Ácidos Fortes = Eletrólitos Fortes 
HCl, HClO4, HNO3, o primeiro próton do H2SO4, HBr, HI e o 
RSO3H 
Bases Fortes = Eletrólitos Fortes 
NaOH, KOH, Ba(OH)2 e o R4NOH 
 
Ácidos fracos 
• Não se dissociam totalmente 
HA(aq) + H2O(aq) H3O
+
(aq) + A
-
(aq)
K' = 
[H3O
+] [A-]
[HA] [H2O]
K' [H2O] = 
[H3O
+] [A-]
[HA] 
Ka = 
[H3O
+] [A-]
[HA] 
Menor Ka Mais fraco o ácido pKa = -log Ka 
Força dos ácidos 
Fatores que afetam acidez e basicidade 
• Eletronegatividade 
 
Fatores que afetam acidez e basicidade 
• Efeito indutivo e eletrostático 
 
 
• Hibridização do átomo de carbono 
• Efeito Ressonante 
• Efeito das ligações de hidrogênio 
Fatores que afetam acidez e basicidade 
pH de ácidos e bases fortes 
• Calcular o pH de uma solução de HCl 0,01 
mol/L negligenciando e não negligenciando os 
coeficientes de atividade 
Equilíbrios em ácidos fracos 
Qual o pH de uma solução de ácido acético 
(CH3COOH) em uma concentração de 10
-2 mol/L ? 
(Ka = 1,8 . 10-5 ) 
 
 
 
 
HA(aq) + H2O(aq) H3O
+
(aq) + A
-
(aq)
K' = 
[H3O
+] [A-]
[HA] [H2O]
K' [H2O] = 
[H3O
+] [A-]
[HA] 
Ka = 
[H3O
+] [A-]
[HA] 
Efeito da força iônica 
HAc + H2O Ac
- + H3O
+ 
Ka = aAC . aH3O 
aHAC 
a = [x] yx 
 
Onde: 
[x] = concentração da espécie 
yx = coeficiente de atividade da espécie (depende da força 
iônica do meio) 
 
HAC 0,01 mol/L 
 
KCl 0,01 mol/L 
Grau de ionização (dissociação) dos 
ácidos fracos 
Fração do ácido que se encontra na forma A- 
HA(aq) + H2O(l) H3O
+
(aq) + A
-
(aq) 
 [A-] 
[A-] + [HA] 
α = [A
-] 
CHA 
α = 
• Ácidos polipróticos: 
 H2SO3(aq) + H2O(l) H3O+(aq) + HSO3-(aq) Ka1 = [H3O+] [HSO3-] / [H2SO3] = 1,3 x10-2 
HSO3
-
(aq) + H2O(l) H3O
+
(aq) + SO3
2-
(aq) Ka2 = [H3O
+] [ SO3
2-] / [HSO3
-] = 6,3 x 10-8 
 
Ka1 >>> Ka2 
Dissociação de bases fracas 
B(aq) + H2O(l) BH
+
(aq) + OH
-
(aq) 
 
 Kb = [BH
+] [OH-] / [B] 
 
Para uma base poliprótica: 
B=(aq) + H2O(l) BH
-
(aq) + OH
-
(aq) Kb1 = [BH
-] [OH-] / [B=] 
B-(aq) + H2O(l) BH2(aq) + OH
-
(aq) Kb2 = [BH2] [OH
-] / [BH-] 
 
 
Relação entre Ka e Kb 
Para um ácido de forma geral HA, temos: 
HA(aq) + H2O(l) H3O
+
(aq) + A
-
(aq) Ka = [H3O
+] [A-] / [HA] 
 
Para a sua base conjugada A-, virá: 
A-(aq) + H2O(l) HA(aq) + OH
-
(aq) Kb = [HA] [OH
-] / [A-] 
 
Então teremos: 
 
 
Simplificando: 
Ka x Kb = [H3O
+].[OH-] 
Kw = Ka x Kb 
 
CN - + H 2 O HCN + OH 
- (K a HCN = 6,2 x 10 
-10 ) 
Exemplo: 
Qual o valor de Kb para o equilíbrio abaixo? 
Relação entre Ka e Kb 
Solução tampão 
Ácido acético + acetato de sódio 
Ácido bórico + borato de sódio 
Ácido cítrico + citrato de sódio 
Ácido fosfórico + fosfato de sódio 
Amônia + cloreto de amônio 
 
Um tampão é uma mistura de um ácido fraco e sua base conjugada ou uma base fraca e seu 
ácido conjugado, que resiste a variações no pH. 
Solução tampão 
• Equação de Henderson-Hasselbach 
 
HA(aq) + H2O(l) H3O
+
(aq) + A
-
(aq) Ka = [H3O
+] [A-] / [HA] 
 
[H+] = Ka [HA] / [A
-] 
- log [H3O
+] = - log Ka + log ([A
-] / [HA]) 
 
Solução tampão 
B(aq) + H2O(l) BH
+
(aq) + OH
-
(aq) 
 
 Kb = [BH
+] [OH-] / [B] 
Solução tampão 
• Qual o pH de uma solução preparada pela 
dissolução de 0,25 mol/L de amônia e 0,20 
mol/L de amônio em 1 L de água? (Ka = 5,6 . 
10-10) 
Solução tampão 
H2O 
HAC 0,5 mol/L 
NaAc 0,5 mol/L 
pH inicial = 7,0 pH inicial = 
 
pH = pKa + log [NaAc] / [Hac] 
pH = 4,74 + log 0,5/0,5 
pH = 4,74 
HCl 10-3 mol/L HCl 10-3 mol/L 
Qual o pH final em cada caso? 
Composição de soluções tampão em função do 
pH; coeficientes alfa (α) 
 CT = CHAc + CAc- 
α0 = [Ac
-] / CT e α1 = [HAc] / CT 
α0 = Ka / [H3O
+] + Ka e α1 = [H3O
+] / [H3O
+] + Ka 
 
Titulação de ácido fraco com base 
forte 
• Volume zero, deve ser considerada apenas a dissociação do ácido fraco 
 
• Para adição de qualquer volume de base antes do ponto de equivalência, 
tem-se uma solução tampão. Nesse caso, deve-se encontrar a 
concentração do ácido fraco e da base conjugada formada 
 
• No ponto de equivalência, todo o ácido fraco foi convertido em sua base 
conjugada, por tanto o pH da solução total é determinado pela dissociação 
da mesma 
 
• Após o ponto de equivalência, o pH da solução é determinado calculando-
se o excesso da base forte 
 
Cuidado com o fator de diluição!!!