Equilíbrio Químico em meio aquoso_ reações de neutralização

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carbônicas em geral – e substituintes retiradores de elétrons – halogênios, NO2, CN – que diminuirão a
basicidade. Em geral, no entanto, compostos nitrogenados serão bases fracas.
Imagem: Autor/Shutterstock
 TEORIAS DE ÁCIDOS E BASES: UMA REVISÃO
 A especialista Luciana Barreiros de Lima fala sobre as principais teorias de ácido e base e suas
aplicações.
VERIFICANDO O APRENDIZADO
1. CONSIDERANDO AS TEORIAS DE ÁCIDOS E BASES, ANALISE AS SEGUINTES
AFIRMATIVAS:
I. UM ÁCIDO DE ARRHENIUS É UM COMPOSTO QUE LIBERA H+ E UMA BASE DE
ARRHENIUS É UM COMPOSTO QUE LIBERA OH- EM QUALQUER SOLVENTE.
II. UM ÁCIDO DE BRÖNSTED-LOWRY É UMA SUBSTÂNCIA QUE DOA PRÓTONS E UMA
BASE DE BRÖNSTED-LOWRY É UMA SUBSTÂNCIA QUE RECEBE PRÓTONS.
III. TODA BASE DE BRÖNSTED-LOWRY É UMA BASE DE LEWIS E TODA BASE DE
LEWIS É UMA BASE DE BRÖNSTED-LOWRY.
IV. NA TEORIA DE PEARSON, ÁCIDOS MOLES TÊM TENDÊNCIA A REAGIR COM
BASES MOLES ENQUANTO ÁCIDOS DUROS REAGEM COM BASES DURAS.
É CORRETO O QUE SE AFIRMA EM:
A) II e III, apenas.
B) I e IV, apenas.
C) I e III, apenas.
D) II e IV, apenas.
E) I, apenas.
2. SOBRE A FORÇA DOS ÁCIDOS, PODEMOS AFIRMAR QUE:
A) HF é um ácido mais forte que HCl, pois apresenta maior eletronegatividade.
B) O ácido trifluoroacético é mais fraco que o ácido acético.
C) O ácido cloroso (HClO2) é um ácido mais fraco que o ácido perclórico (HClO4).
D) O ácido hipocloroso (HClO) é mais forte que o ácido iodoso (HIO), pois o cloro é menos eletronegativo que o
iodo.
E) A H2O é um ácido mais forte que o ácido fluorídrico (HF), uma vez que o oxigênio é um elemento mais
eletronegativo que o flúor.
GABARITO
1. Considerando as teorias de ácidos e bases, analise as seguintes afirmativas:
I. Um ácido de Arrhenius é um composto que libera H+ e uma base de Arrhenius é um composto que
libera OH- em qualquer solvente.
II. Um ácido de Brönsted-Lowry é uma substância que doa prótons e uma base de Brönsted-Lowry é
uma substância que recebe prótons.
III. Toda base de Brönsted-Lowry é uma base de Lewis e toda base de Lewis é uma base de Brönsted-
Lowry.
IV. Na teoria de Pearson, ácidos moles têm tendência a reagir com bases moles enquanto ácidos duros
reagem com bases duras.
É correto o que se afirma em:
A alternativa "D " está correta.
A teoria de Arrhenius só se aplica a soluções aquosas. Além disso, embora todas as bases de Lewis doem
pares de elétrons, nem todas as bases de Lewis aceitam prótons e, por isso, não podem ser consideradas
bases de Brönsted-Lowry.
2. Sobre a força dos ácidos, podemos afirmar que:
A alternativa "C " está correta.
O ácido hipocloroso e o ácido perclórico possuem o mesmo átomo central (cloro), porém o ácido perclórico
possui mais átomos de oxigênio ligados ao átomo central e isso leva à maior polarização da ligação O-H,
tornando-o mais ácido.
MÓDULO 2
 Identificar ácidos e bases de Brönsted-Lowry, pares ácido-base conjugados e operações
matemáticas envolvendo os potenciais hidrogeniônico (pH) e hidroxiliônico (pOH)
CONCEITOS
Imagem: Shutterstock.com.
Vimos, no módulo anterior, diferentes teorias de ácidos e bases, entre elas a de Brönsted-Lowry. Essa teoria
estabelece que:
Ácidos
São substâncias capazes de doar prótons.

Bases
São substâncias capazes de receber prótons.
À primeira vista, a definição dada por Brönsted e Lowry pode parecer bastante simples. No entanto, ela nos
permite ampliar o universo de ácidos e bases para uma série de substâncias que não eram compreendidas pela
teoria de Arrhenius. É o caso das moléculas carregadas positivamente, como amônio (NH4+), e dos cátions de
metais hidratado vistos no esquema a seguir.
NH
+
4 ( AQ ) + H2O ( L )
H2O
⇌ H3O
+
( AQ ) + NH3 ( AQ )
FE H2O ) 6 ]
3 +
( AQ ) + H2O ( L )
H2O
⇌ H3O
+
( AQ ) + FE H2O ) 5 OH ]
2 +
( AQ )
 Exemplos de ácidos de Brönsted-Lowry.
 Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
Os ácidos moleculares monopróticos, que doam apenas um átomo de hidrogênio, já eram aceitos como ácidos
desde a época de Arrhenius. É o caso dos ácidos nítrico (HNO3), clorídrico (HCl), fluorídrico (HF) e acético
[ ( [ ( ( )
(CH3COOH), por exemplo, como se vê no esquema a seguir.
HNO3 ( AQ ) + H2O ( L )
H2O
→ H3O
+
( AQ ) + NO
-
3 ( AQ )
CH3COOH ( AQ ) + H2O ( L )
H2O
⇌ H3O
+
( AQ ) + CH3COO
-
 ( AQ )
 Exemplos de ácidos monopróticos.
 Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
Mas, e os ácidos capazes de doar mais de um próton como o sulfúrico (H2SO4) e o fosfórico (H3PO4)? Na
teoria de Arrhenius, apenas as fórmulas moleculares dessas substâncias podiam ser consideradas ácidos. Na
teoria de Brönsted-Lowry, no entanto, os ânions formados pela perda de seus prótons também passam a ser
considerados ácidos — e o termo ácido poliprótico surge para designar os ácidos capazes de doar mais de um
próton. No esquema a seguir, temos o exemplo do ácido fosfórico e as três reações de ionização que ele pode
sofrer em água.
H3PO4 ( AQ ) + H2O ( L )
H2O
⇌ H3O
+
( AQ ) + H2PO
-
4 ( AQ )
H2PO
-
4 ( AQ ) + H2O ( L )
H2O
⇌ H3O
+
( AQ ) + HPO
2 -
4 ( AQ )
HPO
2 -
4 ( AQ ) + H2O ( L )
H2O
⇌ H3O
+
( AQ ) + PO
3 -
4 ( AQ )
 Reações de ionização do ácido fosfórico.
 Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
As bases de Brönsted-Lowry já eram consideradas desde Arrhenius, como o hidróxido de sódio (NaOH); depois,
passam a ser considerados também os ânions, como o carbonato (CO32-). Veja no esquema a seguir.
NAOH ( S )
H2O
→ NA
+
( AQ ) + OH
-
( AQ )
CO
2 -
3 ( AQ ) + H2O ( L )
H2O
⇌ HCO
-
3 ( AQ ) + OH
-
( AQ )
 Exemplos de bases de Brönsted-Lowry.
 Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
Assim como os ácidos, algumas bases podem receber mais de um próton, sendo chamadas de bases
polipróticas. É o caso dos ânions formados quando um ácido poliprótico é completamente desprotonado como,
por exemplo, o carbonato (CO3-2), mostrado no esquema a seguir.
CARBONATO (CO3-2)
Imagem: Shutterstock.com.
 Carbonato.
CO
2 -
3 ( AQ ) + H2O ( L )
H2O
⇌ HCO
-
3 ( AQ ) + OH
-
( AQ )
HCO
-
3 ( AQ ) + H2O ( L )
H2O
⇌ H2CO3 ( AQ ) + OH
-
( AQ )
javascript:void(0)
 Exemplo de base poliprótica.
 Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
Há ainda moléculas denominadas anfipróticas, ou anfóteras, que podem se comportar como ácidos ou bases,
dependendo da situação. A água, por exemplo, é uma molécula anfiprótica.
JÁ NOTOU QUE ELA ESTÁ PRESENTE TANTO NAS REAÇÕES DE BASES
QUANTO NAS DE ÁCIDOS?
Diante dos ácidos, a água se comporta como uma base e recebe um próton, levando à formação do íon
hidrônio (H3O
+); quando está diante de uma base, a água cede um próton, e um íon hidroxila (OH-) é formado
no meio. O esquema a seguir mostra (em rosa) a água se comportando como ácido diante de uma base
(carbonato – CO3
2-). E, em azul, a água se comportando como base diante de um ácido forte (ácido clorídrico –
HCl).
Comportamento anfiprótico.
CO
2 -
3 ( AQ ) + H2O ( L ) ⇌HCO
-
3 ( AQ ) + OH
-
( AQ )
HCL ( AQ ) + H2O ( L ) ⇌CL
-
( AQ ) + H3O
+
( AQ ) 
 Exemplos de comportamento anfiprótico da água.
 Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
ÁCIDOS E BASES CONJUGADOS
Foto: Shutterstock.com.
Você talvez tenha notado nas reações mostradas que, quando a água se comporta como ácido, ocorre a
formação de uma base, o íon hidroxila (OH-). Da mesma forma, quando a água se comporta como uma base,
ocorre a formação de um ácido, o íon hidrônio (H3O+). Isso acontece, na verdade, com todos os ácidos e as
bases de Brönsted-Lowry. A base e o ácido formados a partir de sua protonação, assim como o ácido e a base
formados a partir de sua ionização, são chamados pares conjugados. Vamos ver um exemplo no esquema a
seguir.
Imagem: Juliana de Lima.
 Pares ácido-base conjugados na reação entre amônia e água.
Note na reação da amônia com a água, mostrada noesquema anterior, que a diferença entre um ácido e uma
base conjugada é sempre de um próton. Sendo assim, um ácido perde seu próton em reação para originar sua
base conjugada; e a base, quando recebe um próton, forma seu ácido conjugado. A tabela seguinte traz alguns
exemplos de pares conjugados.
Pares conjugados
Ácido Base
H3O
+ H2O
H2O OH-
H2CO3 HCO3-
HCO3- CO32-
HCl Cl-
NH4
+ NH3
 Atenção! Para visualizaçãocompleta da tabela utilize a rolagem horizontal
 Pares ácido-base conjugados comuns.
Uma reação ácido-base de Brönsted-Lowry sempre apresentará dois pares conjugados, uma vez que o ácido
sempre levará à formação de sua base conjugada e a base levará à formação de seu ácido conjugado.
FORÇA RELATIVA DOS PARES ÁCIDO-BASE
CONJUGADOS
Como vimos, alguns ácidos são considerados fortes enquanto outros são considerados fracos, e o mesmo
acontece com as bases. A força de um ácido ou uma base depende da capacidade das substâncias de doar ou
receber prótons.
Se colocássemos os ácidos em ordem crescente de acidez, observaríamos que quanto maior fosse a habilidade
do ácido em doar próton menor seria a habilidade de sua base conjugada em receber prótons. Isso também
vale para as bases: quanto maior é sua habilidade de receber prótons, menor é a capacidade de seu ácido
conjugado de doar prótons. Ou seja:
Quanto mais forte um ácido, mais fraca é sua base conjugada.
Quanto mais forte uma base, mais fraco é seu ácido conjugado.
Podemos concluir que as bases conjugadas de ácidos fortes, que se ionizam completamente em água, têm
basicidade desprezível. Esse é o caso do cloreto (Cl-) e do nitrato (NO3
-), por exemplo, que são as bases
conjugadas respectivamente do ácido clorídrico (HCl) e do ácido nítrico (HNO3).
Da mesma forma, a lógica inversa se aplica. Substâncias com acidez desprezível apresentam bases
conjugadas fortes que reagem imediatamente com a água, formando íons hidroxila (OH-). Um exemplo é o
hidrogênio molecular (H2), que tem como base conjugada o íon hidreto (H
-).
E OS ÁCIDOS FRACOS?
EXPLICAÇÃO
Aqui devemos ter cautela. As bases conjugadas dos ácidos fracos, como o ácido acético (CH3COOH), são
bases fracas, como o acetato (CH3COO
-). Mas não deveriam ser fortes? Não!
Mas não falamos que quanto mais fraco for o ácido, mais forte sua base? Sim!
Trata-se de uma força relativa. Ou seja, o acetato é uma base fraca, originada de um ácido fraco, porém é uma
base mais forte que o cloreto (Cl-), por exemplo, que é originado de um ácido forte. Vamos ver outro exemplo?
O ácido fluorídrico (HF) é um ácido mais forte que o ácido carbônico (H2CO3). Sendo assim, qual das duas
bases conjugadas (fluoreto – F- ou bicarbonato – HCO3
-) será mais forte? Se a sua resposta foi bicarbonato,
você está certo!
A imagem referente à força relativa de pares de ácidos e bases mostra a força relativa de alguns pares
conjugados de ácidos e bases, e é importante destacar um ponto quando observamos essa figura. Existem
ácidos mais fortes que o H3O+, como é o caso do HCl e o H2SO4, mas não em solução aquosa. Em solução
aquosa, o ácido mais forte que existe é o H3O+, uma vez que um ácido mais forte que ele doará seu próton
para água quase imediatamente, levando à sua formação e à da base conjugada do ácido em questão.
O mesmo é verdadeiro para as bases. Existem bases mais fortes que o íon hidroxila, porém o íon hidroxila é a
base mais forte que pode existir em solução aquosa. Bases mais fortes receberão um próton da água
levando à formação do seu ácido conjugado e do íon hidroxila. Isso é conhecido como efeito nivelador do
solvente, neste caso, a água.
Imagem: Juliana de Lima adaptado por Américo Jr.
 Força relativa de pares de ácidos e bases.
Entender a força relativa dos pares ácido-base conjugados é particularmente importante para que seja possível
compreender o sentido de uma reação ácido-base. Vamos considerar, por exemplo, a reação de um ácido
qualquer (HA) e a água, como mostrado no esquema a seguir.
HA ( AQ ) + H2O ( L ) ⇌H3O+ ( AQ ) + A - ( AQ )
 Reação de ionização de um ácido genérico HA.
 Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
Nessa reação, aparecem duas bases: a água (H2O) e o ânion A-. Para determinar o sentido preferencial dessa
reação, temos que avaliar a força relativa dessas bases. Existem duas possibilidades:
ÁGUA (BASE) MAIS FORTE QUE O ÂNION
Nesse caso, a água desprotonará o ácido (HA) e levará à formação do íon hidrônio e da base conjugada do
ácido (A-), ou seja, o equilíbrio estará deslocado para a direita. É o que acontece quando temos a ionização de
ácidos fortes como o ácido clorídrico (HCl) ou sulfúrico (H2SO4).
ÂNION (BASE) MAIS FORTE QUE A ÁGUA
Nesse caso, A- desprotonará o íon hidrônio (H3O+), levando à formação de água e de HA, ou seja, o equilíbrio
estará deslocado para a esquerda. É o caso de ácidos fracos como o ácido acético (CH3COOH). O íon acetato
(CH3COO
-) é uma base mais forte que a água e, por isso, haverá apenas uma pequena quantidade de ácido
desprotonado — a maior parte na forma protonada de ácido acético.
Percebemos que a transferência de próton ocorrerá para a base mais forte, ou seja, o equilíbrio será deslocado
para a formação da base mais fraca.
AUTOPROTÓLISE DA ÁGUA
Imagem: Shutterstock.com.
 Autoprotólise da água.
A água é uma molécula anfiprótica, ou seja, ela á capaz de reagir como ácido (doando próton) ou como base
(aceitando próton). Essa característica é particularmente importante, pois permite que a água ionize a si
mesma, ou seja, uma molécula de água age como doadora de próton e outra molécula age como receptora,
segundo a reação mostrada no esquema a seguir.
2 H2O ( L ) ⇌H3O
+
( AQ ) + OH
-
( AQ )
 Reação de autoprotólise da água.
 Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
Essa reação é muito rápida e acontece tanto em água pura como nas soluções aquosas. Esse tipo de reação,
em que uma substância ioniza a ela mesma, é conhecido como autoprotólise. A constante de equilíbrio da
autoprotólise da água é dada pela equação:
Kw = H3O+ OH -
Sabemos que em água pura, a 25°C, as concentrações de H3O+ e OH- são iguais e têm o valor experimental de
1,0 x 10-7 mol/L. Ou seja:
KW = 1 , 0 × 10 - 7 × 1 , 0 × 10 - 7 = 1 , 0 × 10 - 14
 Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
Apesar da autoprotólise da água ser importante, as concentrações de H3O
+ e OH- resultantes são
extremamente pequenas e não chegam a tornar a água, por exemplo, capaz de conduzir eletricidade.
Um outro ponto importante é que, assim como os demais equilíbrios químicos, o resultado do produto das
concentrações de H3O+ e OH- será sempre o valor de Kw e, por isso, se a concentração de um deles aumentar,
[ ] [ ]
( ) ( )
a do outro necessariamente diminuirá. Digamos que a concentração de H3O
+ em determinada solução seja 1,0
x 10-4 mol/L, quanto será a concentração de OH-?
1 , 0 × 10 - 14 = 1 , 0 × 10 - 4 OH -
OH - = 1 , 0 × 10 - 10MOL / L 
 Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
Na hipótese anterior, temos uma concentração de H3O
+ superior à concentração de OH-, por isso temos uma
solução ácida. Quando as duas concentrações são iguais, a solução é neutra, como é o caso da água pura.
Já quando a concentração de OH- for maior que a concentração de H3O
+, a solução será básica ou alcalina. A
tabela a seguir resume esses conceitos.
Solução básica [H3O+] < [OH-]
Solução neutra [H3O+] = [OH-]
Solução ácida [H3O+] > [OH-]
 Atenção! Para visualizaçãocompleta da tabela utilize a rolagem horizontal
 Relação entre H3O+, OH- e caráter da solução.
Agora que entendemos Kw e as variações de concentração de H3O+ e OH-, podemos estudar um dos conceitos
mais importantes quando se trata de ácidos e bases: a escala de pH.
A ESCALA DE PH
( ) [ ]
[ ]
Imagem: Shutterstock.com.
 A escala de pH e a acidez das diferentes soluções comum no nossodia a dia.
A escala de potencial hidrogeniônico (pH), da imagem, foi criada pelo químico dinamarquês Sören Sörensen,
em 1909, para facilitar o trabalho com as concentrações dos íons hidrônio (H3O
+) e hidroxila (OH-). A escala de
pH se baseia na concentração do íon hidrônio (H3O
+), mais especificamente no valor do seu logaritmo (log)
negativo, de maneira que teremos um valor de pH positivo entre 0 e 14. A equação seguinte mostra a fórmula
geral para o cálculo de pH.
pH = - log H3O+
PH A PARTIR DA [H3O+]

EXEMPLO 1
Sabendo a fórmula e tendo visto que a concentração de [H3O
+] em água pura a 25°C é de 1,0 x 10-7 mol/L,
podemos calcular o pH da água pura:
pH = - log H3O+
Substituímos o valor da concentração na expressão anterior e obtemos:
pH = - log 1,0 × 10 - 7
Finalmente:
[ ]
[ ]
( )
pH = 7,00
Note que o valor de pH é expresso como valor absoluto, sem unidade. É possível observar também que quanto
maior for a concentração de H3O+ menor será o valor de pH.

EXEMPLO 2
Vamos calcular, por exemplo, o pH de uma solução 0,1 mol/L de HCl. Sabemos que HCl é um ácido forte que
se ioniza completamente em solução aquosa, como descrito a seguir:
Imagem: Shutterstock.com.
Ao observar a equação, vemos que 1 mol de HCl dá origem a 1 mol de H3O
+. Logo, podemos inferir que uma
solução 0,1 mol/L de HCl possui 0,1 mol/L de H3O
+.
0,1 MOL / L = 1 × 10 - 1MOL / L = [ H3O+ ]
 Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
Logo,
pH = - log H3O+
Substituímos o valor da concentração na expressão anterior e obtemos:
pH = - log 1,0 × 10 - 1
Finalmente:
pH = 1,00
[ ]
( )

EXEMPLO 3
Se tivermos uma solução de base, como o hidróxido de sódio (NaOH), a 0,1 mol/L, o pH aumentará. Assim
como no caso do HCl, sabemos que o hidróxido de sódio é uma base que se dissocia completamente em água
da seguinte forma:
Imagem: Shutterstock.com.
Observando essa reação, temos que 1 mol de NaOH dá origem a 1 mol de OH-. Então:
0,1 MOL / L = 1 × 10 - 1MOL / L = [ OH - ]
 Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
Porém, para calcular o pH, precisamos da concentração de H3O
+. Como proceder? Lembra do Kw? Por meio de
sua fórmula e da concentração de OH- é possível encontrar a [H3O
+].
KW = H3O+ OH -
 Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
Primeiro, isolamos a concentração de H3O+ de um lado da expressão e ficamos com:
Kw
OH- = H3 O
+
Em seguida, substituímos os valores de Kw e da [OH
-] na fórmula:
1,0 × 10-14
1,0 × 10-1
= H3 O
+
Por fim, concluímos que:
1,0 × 10-13 = [H3 O
+ ]
[ ] [ ]
Agora podemos calcular o pH:
pH = - log H3 O
+
pH = - log 1,0 × 10-13
𝑝𝐻 = 13,00
 Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
[H3O+] A PARTIR DO PH
Vejamos esta hipótese: temos uma solução que apresenta pH 4,8 e precisamos saber a concentração de íons
hidrônio.
Como proceder?
Sabemos que:
pH = - log H3 O
+
Logo:
4,8 = - log H3 O
+
Multiplicamos por -1 em ambos os lados da expressão para obter:
-4,8 = log H3 O
+
Em seguida, tomamos o antilogaritmo dos dois lados, de maneira que teremos:
10-4,8 = H3 O
+
Finalmente, obtemos:
1,6 × 10-5 = H3 O
+
POH (POTENCIAL HIDROXILIÔNICO) DE SOLUÇÕES
Até o momento, tratamos do pH, porém da mesma forma que temos uma escala baseada na concentração de
íons hidrônio, também temos uma escala baseada na concentração de íons hidroxila, o pOH, cuja fórmula é
dada a seguir:
pOH = - log OH-
A 25°C, a [OH-] na água pura é 1,0 x 10-7 mol/L e, por isso, temos:
pOH = - log 1,0 × 10-7
pOH = 7,00
 Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
Outra expressão bastante útil vem da fórmula do Kw. Se considerarmos o logaritmo negativo de ambos os lados
da expressão de Kw, chegamos à seguinte relação:
Kw = H3 O
+ OH- = 1,0 × 10-14
-logKw = - log H3 O
+ OH- = - log 1 × 10-14
pKw = pH + pOH = 14
 Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
Ou seja, a soma entre pH e pOH deve ser sempre igual a 14.
Talvez você ainda não tenha percebido, mas a escala de pH faz parte de nossa vida, por isso seu entendimento
é de extrema importância. Nosso estômago tem pH 1,4, graças ao suco gástrico, composto majoritariamente
por HCl; nosso sangue tem pH praticamente neutro (7,4); nossa urina pode ter pH entre 4,5 e 8, dependendo
das substâncias ali presentes. Essas variações influenciam na absorção de alimentos e fármacos, por exemplo.
 AUTOPROTÓLISE DA ÁGUA E A ESCALA DE PH
 A especialista Luciana Barreiros de Lima soluciona exercícios que envolvem autoprotólise da água e cálculo
de pH pOH.
VERIFICANDO O APRENDIZADO
1. CONSIDERANDO A REAÇÃO A SEGUIR, ASSINALE A OPÇÃO CORRETA:
𝐻𝑁𝑂2 𝑎𝑞 + 𝐻𝑃𝑂4 (𝑎𝑞)
2 - ⇌ 𝑁𝑂2(𝑎𝑞)
- + 𝐻2𝑃𝑂4 (𝑎𝑞)
-
 ATENÇÃO! PARA VISUALIZAÇÃO COMPLETA DA EQUAÇÃO UTILIZE A ROLAGEM
HORIZONTAL
A) H2PO4- não é um ácido de Brönsted-Lowry.
B) HNO2 é o ácido conjugado de NO2-.
C) HPO42- é o ácido conjugado de H2PO4-.
D) NO2- não é uma base de Brönsted-Lowry.
E) NO2- é o ácido conjugado de HNO2.
2. O PH DE UMA SOLUÇÃO 0,02 MOL/L DE HCL É:
A) 1,15
B) 8,46
C) 1,70
D) 6,34
E) 2,34
GABARITO
1. Considerando a reação a seguir, assinale a opção correta:
𝐻𝑁𝑂2 𝑎𝑞 + 𝐻𝑃𝑂4 (𝑎𝑞)
2 - ⇌ 𝑁𝑂2(𝑎𝑞)
- + 𝐻2 𝑃𝑂4 (𝑎𝑞)
-
 Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
A alternativa "B " está correta.
A diferença entre um ácido e sua base conjugada é sempre de 1 próton. HNO2 é um ácido que doou um próton
e passou a NO2-, portanto, eles formam um par ácido-base conjugado, onde HNO2 é o ácido e NO2- a base.
2. O pH de uma solução 0,02 mol/L de HCl é:
A alternativa "C " está correta.
HCl é um ácido forte, ou seja, ioniza-se completamente em água fazendo com que [HCl]=[H3O+]. Sabendo que
pH=-log[H3O
+]:
pH = - log 0,02
pH = 1,70
MÓDULO 3
 Descrever o conceito de Ka e Kb e os cálculos envolvendo essas constantes
ÁCIDOS E BASES FORTES E FRACOS
Foto: Shutterstock.com.
Vimos que os ácidos e as bases podem ser classificados em fortes e fracos, analisamos também algumas
formas de predizer e comparar a força entre diferentes ácidos. Vamos relembrar?
 RELEMBRANDO
Ácidos fortes se ionizam completamente em solução aquosa levando à formação de sua base conjugada e de
íons hidrônio (H3O
+). Bases fortes, por sua vez, dissociam-se completamente levando à formação de seu ácido
conjugado e de íons hidroxila (OH-). Isso quer dizer que a concentração de íons hidrônio ou hidroxila em uma
solução de ácido ou base forte será igual à concentração de ácido ou base inicialmente utilizado. Ou seja, uma
solução de HCl 0,1 mol/L terá 0,1 mol/L de íons hidrônio, da mesma forma que uma solução de 0,1 mol/L de
NaOH terá 0,1 mol/L de íons hidroxila.
Ácidos fracos, por sua vez, não são capazes de se ionizar completamente. No equilíbrio, haverá muito mais
moléculas de ácido não ionizado (HA) do que de sua base conjugada e de íons hidrônio (H3O+).
Por exemplo, no equilíbrio, uma solução de ácido acético (CH3COOH) 0,1 mol/L apresentará [CH3COOH] igual
a 0,099 mol/L e [H3O
+] e [CH3COO
-] de 0,0013 mol/L., ou seja, a maior parte do ácido permanece na forma não
ionizada. Do mesmo modo que os ácidos, as bases fracas estão apenas parcialmente dissociadas em solução.
Em uma solução de amônia (NH3), por exemplo, apenas 1% das moléculas reage com água para formar os
íons hidroxila (OH-) e amônio (NH4
+).
Na prática, isso é notado na diferença de pH. Soluções de mesma concentração de um ácido fraco e de um
ácido forte não terão o mesmo pH; na verdade, o pH diminuirá quanto mais forte for o ácido. Para soluções de
bases fortes e fracas na mesma concentração, o pH tende a aumentar quanto mais forte for a base.
É POSSÍVEL QUANTIFICAR O QUANTO UM ÁCIDO E UMA BASE PODEM
SER IONIZADOS EM ÁGUA?
EXPLICAÇÃO
Sim! Através de uma constante de equilíbrio denominada constante de ionização.
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CONSTANTES DE ACIDEZ (KA) E BASICIDADE (KB)
Em uma solução de ácido fraco em água, nem todo ácido vai se ionizar. Assim, serão encontrados o ácido não
ionizado (HA), sua base conjugada (A-) e o íon hidrônio (H3O+). A constante de ionização nada mais é que a
expressão da constante de equilíbrio entre produtos e reagentes. A água, como solvente, não é considerada,
pois sua concentração é muito superior à das demais espécies e está pura, não influenciando no equilíbrio.
Sendo assim, para a reação geral de um ácido HA:
𝐻𝐴𝑎𝑞 + 𝐻2𝑂(𝑙)
𝐻2𝑂⇌ 𝐻3𝑂(𝑎𝑞)
+ + 𝐴(𝑎𝑞)
-
 Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
A expressão da constante de acidez será:
Ka =
[H3 O
+ ][A- ]
[HA]
Note que o símbolo da constante é Ka. O “a” subscrito denota que se refere a um ácido, e denominamos essa
constante mais especificamente como constante de acidez. Esses valores são tabelados e podem ser
utilizados como referência para que seja possível comparar a força de dois ácidos — quanto mais alto for o
valor de Ka, mais forte será o ácido.
Os ácidos fortes, em geral, não têm um valor definido de Ka e são tabelados apenas como “altos”. A figura a
seguir traz exemplos de ácidos com diferentes KaS e, consequentemente, diferentes níveis de acidez.
Imagem: Shutterstock.com.
 Relação entre Ka e acidez.
Há uma constante de ionização para bases denominada constante de basicidade, o Kb. Uma base fraca
apresentará em solução aquosa a base não protonada (B), seu ácido conjugado (BH+) e íons hidroxila (OH-),
segundo a equação a seguir:
𝐵𝑎𝑞 + 𝐻2𝑂(𝑙)
𝐻2𝑂⇌ 𝐵𝐻(𝑎𝑞)
+ + 𝑂𝐻(𝑎𝑞)
-
 Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
Essa equação geral nos leva à seguinte expressão para o Kb:
Kb =
[BH+ ][OH- ]
[B]
Os valores de Kb, assim como os de Ka, são tabelados e permitem comparar a força de diferentes bases —
quanto maior for Kb, mais forte será a base. Bases fortes como hidróxido de sódio não apresentam valores
de Kb, uma vez que sua dissociação é completa. Porém, podem aparecer em algumas tabelas tendo Kb descrito
como “alto”. A figura a seguir traz exemplos de diferentes bases e seus Kbs.
Imagem: Juliana de Lima adaptado por Américo Jr.
 Relação entre Kb e basicidade.
Observando as figuras 1 e 2, é possível notar que, quanto mais forte é o ácido, mais fraca é sua base
conjugada. Além disso, falamos de ácidos e bases polipróticos. Como funciona o Ka e Kb para essas
substâncias? Veremos a seguir.
KA E KB PARA ÁCIDOS E BASES POLIPRÓTICOS
Ácidos polipróticos não doam todos os seus prótons ao mesmo tempo e, por isso, apresentam mais de um Ka.
Vejamos as reações e os valores de Ka do ácido fosfórico, por exemplo.
A primeira ionização, mostrada no esquema a seguir, é o ácido fosfórico (H3PO4) indo a dihidrogenofosfato
(H2PO4-), onde o Ka1 = 7,5 x 10-3:
𝐻3 𝑃𝑂4(𝑎𝑞) + 𝐻2𝑂(𝑙)
𝐻2𝑂⇌ 𝐻3𝑂(𝑎𝑞)
+ + 𝐻2 𝑃𝑂4 (𝑎𝑞)
-
 Primeira ionização do ácido fosfórico.
 Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
A segunda ionização, mostrada no esquema a seguir, é o dihidrogenofosfato (H2PO4-) indo a hidrogenofosfato
(HPO4
2-), onde o Ka2 = 6,2 x 10
-8:
𝐻2 𝑃𝑂4 (𝑎𝑞)
- + 𝐻2𝑂(𝑙)
𝐻2𝑂⇌ 𝐻3𝑂(𝑎𝑞)
+ + 𝐻𝑃𝑂4 (𝑎𝑞)
2 -
 Segunda ionização do ácido fosfórico.
 Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
A terceira ionização, mostrada no esquema a seguir, é o hidrogenofosfato (HPO4
2-) indo a fosfato (PO4
3-), com
Ka3 = 3,6 x 10
-13:
𝐻𝑃𝑂4 (𝑎𝑞)
2 - + 𝐻2𝑂(𝑙)
𝐻2𝑂⇌ 𝐻3𝑂(𝑎𝑞)
+ + 𝑃𝑂4 (𝑎𝑞)
3 -
 Terceira ionização do ácido fosfórico.
 Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
Após analisarmos as diferentes reações e seus respectivos Ka, notamos que o primeiro hidrogênio doado por
um ácido poliprótico é dez bilhões de vezes mais fácil de ser retirado que o terceiro hidrogênio passível de ser
doado. O motivo pelo qual o Ka diminui conforme o ácido doa seus prótons é que a carga negativa formada
dificulta a perda do próton seguinte, uma vez que esses prótons são mais atraídos pela carga negativa do ânion
formado.
A mesma tendência é observada no caso de bases polipróticas, ou seja, o fosfato (PO43-) terá o maior Kb
enquanto o dihidrogenofosfato terá o menor Kb. Vamos analisar as bases conjugadas dos ácidos mostrados
para entender melhor:
A primeira protonação, mostrada no esquema a seguir, é o fosfato (PO43-) indo a hidrogenofosfato (HPO42-), no
qual o Kb1 = 2,8 x 10
-2:
𝑃𝑂4 (𝑎𝑞)
3 - + 𝐻2𝑂(𝑙)
𝐻2𝑂⇌ 𝑂𝐻(𝑎𝑞)
- + 𝐻𝑃𝑂4 (𝑎𝑞)
2 -
 Protonação do fosfato.
 Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
A segunda protonação, mostrada no esquema a seguir, é o hidrogenofosfato (HPO4
2-) indo a dihidrogenofosfato
(H2PO4
-) e o Kb2 = 1,6 x 10
-7:
𝐻𝑃𝑂4 (𝑎𝑞)
2 - + 𝐻2𝑂(𝑙)
𝐻2𝑂⇌ 𝑂𝐻(𝑎𝑞)
- + 𝐻2 𝑃𝑂4 (𝑎𝑞)
-
 Protonação do hidrogenofosfato.
 Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
A terceira protonação, mostrada no esquema a seguir, é o dihidrogenofosfato (H2PO4
-) indo a ácido fosfórico
(H3PO4), com Kb3 = 1,3 x 10-12:
𝐻2 𝑃𝑂4 (𝑎𝑞)
- + 𝐻2𝑂(𝑙)
𝐻2𝑂⇌ 𝑂𝐻(𝑎𝑞)
- + 𝐻3 𝑃𝑂4(𝑎𝑞)
 Protonação do dihidrogenofosfato.
 Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
Os valores de Ka e Kb são tabelados e foram determinados experimentalmente. Uma maneira de se fazer isso é
por meio do pH de uma solução com concentração conhecida. Vamos entender tudo a seguir.
COMO CALCULAR KA E KB A PARTIR DO PH
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CALCULANDO KA A PARTIR DO PH
Digamos que se deseje calcular o Ka de um ácido fraco genérico HA. Sabemos experimentalmente que o pH de
uma solução aquosa 0,10 mol/L do ácido é 2,60. Como proceder? Para calcular o Ka, precisamos das
concentrações de íons hidrônio (H3O
+) da base conjugada (A-) e do ácido não ionizado (HA) no equilíbrio. O pH
nos permite calcular a [H3O
+] e, a partir dele, calcular as demais concentrações. Vamos demonstrar isso etapa
por etapa:
1ª ETAPA
Montar a reação de ionização do ácido HA:
𝐻𝐴𝑎𝑞 + 𝐻2𝑂(𝑙)
𝐻2𝑂⇌ 𝐻3𝑂(𝑎𝑞)
+ + 𝐴(𝑎𝑞)
-
 Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
2ª ETAPA
Relembrar a expressão do Ka:
Ka =
[H3 O
+ ][A- ]
[HA]
3ª ETAPA
Montar uma tabela de equilíbrio, como o exemplo a seguir:
[HA] [H3O+] [A-]
Início 0,10 0 0
Variação de concentração - x + x + x
Equilíbrio 0,10 – x x x
 Atenção! Para visualização completa da tabela utilize a rolagem horizontal
A primeira linha, “Início”, é onde colocamos as concentrações iniciais de cada espécie. Aqui, assumimos que
ainda não houve nenhuma desprotonação do ácido original. Por isso, a concentração é a mesma dada no
enunciado e as concentrações de H3O+ e A- são zero, uma vez que essas espécies ainda não foram formadas.
A segunda linha, “Variação de concentração”, traz a mudança que vai ocorrer como consequência da
desprotonação do ácido. Como não sabemos o valor dessas variações ainda, utilizamos a incógnita “x”. O ácido
HA será desprotonado para formar íons hidrônio (H3O
+) e A-, logo, sua concentração diminuirá e sua variação
será negativa (-x). Os íons H3O
+ e A-, por sua vez, começarão a surgir no meio reacional e sua concentração
aumentará, levando a uma variação positiva (+x).
A terceira linha, “Equilíbrio”, é onde colocaremos as concentrações do equilíbrio que serão, em essência, a
soma das duas linhas anteriores. Por isso, no equilíbrio, a [HA] será (0,10 – x) e as [H3O+] e [A-] serão iguais e
correspondentes a “x”.
4ª ETAPA
Calcular a concentração de íon hidrônio (H3O+) no equilíbrio a partir do pH:
10-pH = H3 O
+
Logo,
10-2,60 = H3 O
+
Então, no equilíbrio:
H3 O
+ = x = 2,5 × 10-3 mol / L
 Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
5ª ETAPA
Substituir os valores encontrados na expressão de Ka:Ka = x × x(0,10 - x)
Como sabemos que, no equilíbrio, [H3O
+] = [A-]:
Ka =
(2,5 × 10-3 ) × (2,5 × 10-3 )
(0,10 - 2,5 × 10-3 )
Ka = 6,4 × 10
-5 = 0,000064
 Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
Pronto, calculamos o valor de Ka!
Um ponto importante a ser observado: embora no exemplo anterior tenhamos calculado [HA] como (0,10 – x),
para ácidos fracos, em geral, o valor de x será tão pequeno que poderá ser desconsiderado. Nesse caso, a
concentração de HA foi calculada como [HA]=(0,10-2,5×10-3) que resulta em [HA]=0,0975≅0,10. Ou seja,
quando o valor de x for pelo menos 20 vezes menor que o valor da concentração inicial da [HA], ele poderá ser
desconsiderado no cálculo do Ka e, refazendo o cálculo anterior, teríamos:
Ka =
(2,5 × 10-3 ) × (2,5 × 10-3 )
0,10
Ka = 6,3 × 10
-5 = 0,000063
 Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
Perceba que a diferença entre os dois resultados é de 0,000001 e, consequentemente, não é significativa para
o resultado.
CALCULANDO KB A PARTIR DO PH
As etapas para calcular o Kb a partir do pH são essencialmente as mesmas explicadas anteriormente, apenas
alguns detalhes devem ser observados. As três primeiras etapas serão virtualmente iguais, considerando que
se trata, agora, de uma base. A quarta etapa, porém, sofre uma alteração.
Na expressão de Kb, precisamos saber a [OH
-], mas o pH nos fornece a [H3O
+], por isso é necessário
considerar que pH+pOH=14, para que, de posse do valor de pOH, possamos encontrar a concentração de íons
hidroxila que nos permitirá fazer os cálculos seguintes.
Como exemplo, vamos calcular o Kb de uma base genérica B cuja solução aquosa a 0,10 mol/L apresenta pH =
10,2.
1ª ETAPA
Montar a reação de protonação da base (B):
𝐵𝑎𝑞 + 𝐻2𝑂(𝑙)
𝐻2𝑂⇌ 𝐵𝐻(𝑎𝑞)
+ + 𝑂𝐻(𝑎𝑞)
-
 Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
2ª ETAPA
Relembrar a expressão do Kb:
Kb =
[BH+ ][OH- ]
[B]
3ª ETAPA
Montar uma tabela de equilíbrio, como o exemplo a seguir:
[B] [BH+] [OH-]
Início 0,10 0 0
Variação de concentração - x + x + x
Equilíbrio 0,10 – x x x
 Atenção! Para visualização completa da tabela utilize a rolagem horizontal
4ª ETAPA
Calcular a concentração do íon hidroxila (OH-) no equilíbrio a partir do pH:
pH + pOH = 14
10,2 + pOH = 14
pOH = 14 - 10,2
pOH = 3,8
10-pOH = OH-
10-3,8 = OH-
OH- = x = 1,6 × 10-4 mol / L
 Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
5ª ETAPA
Substituir os valores encontrados na expressão de Kb.
Como sabemos que x << 0,10, podemos desconsiderá-lo no denominador:
Kb = x × x0,10
No equilíbrio, [BH+] = [OH-]:
Kb =
(1,6 × 10-4 ) × (1,6 × 10-4 )
0,10
Kb = 2,5 × 10
-7
CALCULANDO PH A PARTIR DE KA E KB
Assim como calculamos o Ka e o Kb a partir do pH, podemos também chegar ao pH de uma solução de ácido
ou base fraca a partir do seu Ka ou Kb. As etapas do cálculo são muito similares àquelas vistas quando
calculamos as constantes a partir do pH, porém agora temos o Ka e não o pH, o que muda a maneira de
obtermos o valor de x. Trataremos das diferenças ao longo da resolução do exemplo a seguir.
Vamos calcular o pH de uma solução 0,10 mol/L de ácido acético (CH3COOH) em água, sabendo que o Ka=1,8
x 10-5. As três primeiras etapas permanecem inalteradas.
1ª ETAPA
Montar a reação de ionização do ácido acético:
𝐶𝐻3 𝐶𝑂𝑂𝐻(𝑎𝑞) + 𝐻2𝑂(𝑙)
𝐻2𝑂⇌ 𝐻3𝑂(𝑎𝑞)
+ + 𝐶𝐻3 𝐶𝑂𝑂 (𝑎𝑞)
-
 Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
2ª ETAPA
Relembrar a expressão do Ka:
Ka =
[H3 O
+ ][CH3 COO
- ]
[CH3 COOH]
3ª ETAPA
Montar uma tabela de equilíbrio, como o exemplo a seguir:
[CH3COOH] [H3O+] [CH3COO-]
Início 0,10 0 0
Variação de concentração - x + x + x
Equilíbrio 0,10 – x x x
 Atenção! Para visualização completa da tabela utilize a rolagem horizontal
4ª ETAPA
Substituir os valores do equilíbrio na expressão de Ka e calcular o valor de x:
Ka =
[H3 O
+ ][A- ]
[HA]
Como sabemos que, no equilíbrio, [H3O
+] = [A-]:
1,8 × 10-5 = 𝑥× 𝑥(0,10 - 𝑥)
A resolução do cálculo, da maneira como se apresenta, levará à resolução de uma equação de segundo grau,
porém novamente podemos pensar na grandeza de x. Se considerarmos que x é muito menor que 0,10,
podemos descartá-lo no denominador da expressão e simplificar o cálculo, ou seja, se x for 20 vezes menor que
o valor da concentração inicial do ácido, poderemos desconsiderá-lo, assim como discutimos na seção “Cálculo
do Ka a partir do pH”.
Considerando, então, que x << 0,10:
1, 8 × 10-5 = 𝑥× 𝑥0, 10
1, 8 × 10-5 = x
2
0, 10 
(1, 8 × 10-5 ) × 0, 10 = x2
1, 8 × 10-6 = x2
x = √1, 8 × 10-6
 Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
Considerando que x corresponde à [H3O+] e [CH3COO-] e, portanto, não pode ser um valor negativo:
x = 1, 3 × 10-3 mol / L
 Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
Note que a premissa de que x << 0,10 é verdadeira.
5ª ETAPA
Calcular o pH sabendo que x = [H3O+]:
pH = - log 1,3 × 10-3
pH = 2,89
 Exemplos de ácidos monopróticos.
 Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
O cálculo do pH utilizando Kb é praticamente idêntico ao cálculo do pH utilizando o Ka, a diferença é que,
quando encontramos o valor de x, temos [OH-] ao invés da [H3O+]. Por isso, acharemos pOH e,
consequentemente, precisaremos utilizar a fórmula pH+pOH=14 para encontrar o pH da solução. Siga o
exemplo:
Vamos calcular o pH de uma solução 0,10 mol/L de piridina (C5H5N) em água, sabendo que o Kb=1,8 x 10
-9. As
três primeiras etapas permanecem inalteradas.
1ª ETAPA
Montar a reação de ionização da piridina:
𝐶5𝐻5𝑁(𝑎𝑞) + 𝐻2𝑂(𝑙)
𝐻2𝑂⇌ 𝐶5𝐻6𝑁(𝑎𝑞)
+ + 𝑂𝐻 (𝑎𝑞)
-
 Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
2ª ETAPA
Relembrar a expressão do Kb:
Kb =
([BH+ ][OH- ])
[B]
3ª ETAPA
Montar uma tabela de equilíbrio, como o exemplo a seguir:
[C5H5N] [C5H6N+] [OH-]
Início 0,10 0 0
Variação de concentração - x + x + x
Equilíbrio 0,10 – x x x
 Atenção! Para visualização completa da tabela utilize a rolagem horizontal
4ª ETAPA
Substituir os valores do equilíbrio na expressão de Kb e calcular o valor de x:
Kb =
[BH+ ][OH- ]
[B]
Como sabemos que, no equilíbrio, [C5H6N
+] = [OH-]:
1,8 × 10-9 = 𝑥× 𝑥(0,10 - 𝑥)
Considerando, então, que x << 0,10:
1,8 × 10-9 = 𝑥× 𝑥0,10
1,8 × 10-9 = 𝑥
2
0,10
1,8 × 10-9 × 0,10 = 𝑥2
1,8 × 10-10 = 𝑥2
𝑥 = √1,8 × 10-10
 Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
Considerando que x corresponde à [C5H6N
+] e [OH-] e, portanto, não pode ser um valor negativo:
x = 1,3 × 10-5 mol / L
5ª ETAPA
Calcular o pOH sabendo que x = [OH-]:
pOH = - log1,3 × 10-5
pOH = 4,89
 Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
6ª ETAPA
Calcular pH a partir do pOH e do pKw:
pH + pOH = pKw
pH = 14 - pOH
pH = 14 - 4,89
pH = 9,11
PKA E PKB
Da mesma maneira que expressamos a concentração de íons hidrônio na forma de seu logaritmo negativo (pH),
podemos trabalhar com Ka e Kb na forma de seus logaritmos negativos (pKa e pKb).
pKa = - log Ka pKb = - log Kb
 Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
Os valores de pKa e pKb também são tabelados e muito úteis na comparação da força de ácidos e bases.
Porém, deve-se observar que estamos trabalhando com logaritmo negativo, então quanto maior for o Ka ou o
Kb, menor será o pKa ou o pKb. Vimos anteriormente que quanto maior o valor de Ka ou de Kb, mais forte o
ácido ou a base.
Logo:
Quanto menor for o pKa de um ácido, mais forte ele é.
Quanto menor for o pKb de uma base, mais forte ela é.
O esquema a seguir resume esses conceitos utilizando ácidos como exemplo, mas as bases seguem
exatamente o mesmo princípio:
Imagem: Juliana de Lima adapatado por Américo Jr. Relações entre Ka, pKa e acidez.
Os valores de pKa e pKb são também importantes quando se estudam fármacos, por exemplo. Fármacos que
estão na forma ionizada (com carga) não conseguem atravessar membranas celulares por difusão, porém, se
estiverem na forma não ionizada, isso fica mais fácil. Em outras palavras, é possível prever o comportamento de
um fármaco nos diferentes órgãos e controlar sua excreção, por exemplo, através da manipulação do pH da
urina.
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 Fita indicadora de pH.
RELAÇÃO ENTRE KA, KB E KW
Vimos que quanto mais forte é um ácido (maior Ka), mais fraca é sua base conjugada (menor Kb). Isso é
verdade porque existe uma relação entre essas duas constantes, dada pela autoprotólise da água.
Analisaremos as reações do amônio (ácido fraco) e da amônia (base conjugada) no esquema a seguir:
Fonte: Imagem: Juliana de Lima.
 Reações que evidenciam a relação entre Ka, Kb e Kw.
No esquema, reações que evidenciam a relação entre Ka, Kb e Kw, é possível observar que, ao somar as
reações do ácido fraco e de sua base conjugada, chegamos à reação de autoprotólise da água. Da mesma
forma, a multiplicação do Ka do ácido fraco pelo Kb da base conjugada resulta no Kw. As expressões
matemáticas levam à mesma conclusão:
Imagem: Juliana de Lima.
Como sabemos que Kw = [H3O
+][OH-]:
𝐾𝑊 = 𝐾𝑎 x𝐾𝑏
É possível calcular o Ka de um ácido a partir do Kb de sua base conjugada e vice-versa.
LEI DE OSTWALD
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Apesar de, a determinada temperatura, Ki ser constante, o grau de ionização de ácidos, bases e outros
eletrólitos pode variar de acordo com a sua concentração em soluções. Essa relação é prevista pela Lei de
Ostwald.
Para entender a lei de Ostwald ou a lei da diluição, vamos tomar como exemplo um monoácido qualquer que
chamaremos de HA. A reação de ionização de HA é:
𝐻𝐴𝑎𝑞 + 𝐻2𝑂(𝑙)
𝐻2𝑂⇌ 𝐻3𝑂(𝑎𝑞)
+ + 𝐴(𝑎𝑞)
-
 Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
Consequentemente, a constante de ionização (Ki) desse ácido será:
Ki =
[H3 O
+ ][A- ]
[HA]
A expressão matemática criada por Ostwald possibilita calcular o Ki a partir do grau de ionização do eletrólito
(ácido ou base, por exemplo) ou vice-versa, desde que ele esteja presente em uma solução diluída. A
expressão da lei de Ostwald é:
Ki = ∝
2 × M
1 - ∝
Onde:
Alfa (α) é o grau de ionização de HA, ou seja, a proporção de átomos de hidrogênio do ácido que se
tornaram íons hidrônio. Pode ser calculado dividindo o número de moléculas dissociadas, ou ionizadas,
pelo número total de moléculas de ácido no início. Esse valor não deve passar de 1, que corresponde a
100% de ionização de HA.
M é a concentração molar (mol/L) do ácido HA.
Deve-se observar ainda que, se alfa for muito menor que 1 (conforme ocorre em ácidos e bases fracos), o
denominador pode ser desconsiderado e a equação se tornará:
Ki = ∝
2 × M
Como Ki é constante, a determinada temperatura, o produto α2. M também é constante. Isso quer dizer que,
alterando-se uma dessas variáveis, a outra também se altera de forma inversa para que o resultado do termo
α2.M permaneça constante.
α2 ↑ . M ↓ ou α2 ↓ . M ↑
Essa expressão também nos permite concluir que quanto mais diluída for uma solução (menor M), maior
será seu grau de ionização (α), uma vez que Ki é uma constante e não será afetada pela diluição. O gráfico a
seguir mostra o efeito da concentração no grau de ionização de ácido fraco:
Imagem: BROWN, T. L., LEMAY, H. E., BURSTEN, B. E, 2005, p. 583. Adaptado por Américo Jr.
 Efeito da concentração no grau de ionização de um ácido fraco.
 CALCULANDO OS PARÂMETROS QUE
DETERMINAM A ACIDEZ DAS SOLUÇÕES
 A especialista Luciana Barreiros de Lima soluciona exercícios que envolvem cálculo de pH, pOH, Ka e Kb.
VERIFICANDO O APRENDIZADO
1. CONSIDERE AS AFIRMAÇÕES A SEGUIR E MARQUE A OPÇÃO CORRETA NO QUE
TANGE ÀS CONSTANTES DE ACIDEZ E BASICIDADE.
A) Quanto maior for o Ka de um ácido, mais forte ele será.
B) Não é possível calcular o pH de uma solução de base a partir do seu Kb e de sua concentração.
C) Quanto maior o pKb de uma base, mais forte ela é.
D) pKa é o logaritmo do Ka.
E) Bases mais fortes apresentam pKa mais alto.
2. UMA SOLUÇÃO AQUOSA 0,020 MOL/L DE UM ÁCIDO FRACO TEM PH = 3,22.
MARQUE A OPÇÃO QUE FORNECE CORRETAMENTE OS VALORES DO KA E PKA
DESSE ÁCIDO.
A) Ka = 9 x 10-8; pKa = 7,0
B) Ka = 1,8 x 10-6; pKa = 5,7
C) Ka = 1,8 x 10-5; pKa = 4,7
D) Ka = 4 x 10-5; pKa = 4,4
E) Ka = 1,7 x 10-6; pKa = 8,7
GABARITO
1. Considere as afirmações a seguir e marque a opção correta no que tange às constantes de acidez e
basicidade.
A alternativa "A " está correta.
A afirmativa “A” está correta. Quanto maior o Ka, mais ionizável é o ácido, ou seja, mais forte ele será.
2. Uma solução aquosa 0,020 mol/L de um ácido fraco tem pH = 3,22. Marque a opção que fornece
corretamente os valores do Ka e pKa desse ácido.
A alternativa "C " está correta.
Com o valor de pH, é possível calcular a [H3O
+] que nesse caso é 6x10-4. Sabendo o valor de x, substitua-o na
fórmula do Ka e será possível calcular a constante. Em seguida, faça pKa = -log Ka para encontrar o valor de
pKa.
CONCLUSÃO
CONSIDERAÇÕES FINAIS
Ao longo desses três módulos, relembramos as diversas teorias de ácidos e bases e focamos na mais usada, a
teoria de Brönsted-Lowry. Vimos também como ácidos e bases se comportam em solução aquosa e as
consequências desse comportamento, aprendendo a calcular o pH de soluções com ácidos e bases fortes e
com o Ka e o Kb daqueles que não eram capazes de se ionizar completamente.
Entendemos as relações entre as diferentes constantes, assim como as informações que podem ser obtidas a
partir delas. Esse conhecimento adquirido é a base para compreender cada vez melhor os fenômenos
cotidianos e outros aplicados à Ciência.