3ano_Equilíbrio químico - KPS, KA, KB e KW

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EQUILÍBRIO IÔNICO
Cadeira de Química - Objetivo
1-INTRODUÇÃO
Quando um não eletrólito se dissolve em água a solução resultante contém apenas moléculas neutras.
C12H22O11 (s) C12H22O11 (aq)
Ex: Uma solução saturada de sacarose contém apenas moléculas de sacarose em equilíbrio com um excesso de soluto não dissolvido.
Quando um eletrólito se dissolve em água a solução resultante contém íons, e na saturação, o equilíbrio é mais complexo.
NaCl (s) Na + (aq) + Cl – (aq)
Ex: Uma solução saturada de NaCl na presença de excesso de soluto contém íons em equilíbrio com a fase sólida
2- PRODUTO DE SOLUBILIDADE
MA (s) M+ (aq) + A - (aq)
v1
v2
Suponhamos uma quantidade de um sólido iônico MA, pouco solúvel, seja dissolvido em água para produzir uma solução saturada, com algum MA sólido de fundo.
Este sistema entra em equilíbrio: Equilíbrio de solubilidade
A constante de equilíbrio que caracteriza esse processo:
constante
Kps : Constante do Produto de Solubilidade
A forma do produto iônico depende da estequiometria da reação.
1) CaF2 (s) Ca 2+ (aq) + 2 F – (aq)
No equilíbrio: Kps = [Ca 2+] [F-]2
2) Ca3(PO4)2 (s) 3 Ca 2+ (aq) + 2 PO4 3– (aq)
No equilíbrio: Kps = [Ca 2+]3 [PO43-]2
Os valores de Kps a 25ºC são encontrados em Tabela. Tais valores são uteis para calcular solubilidades molares de substâncias.
Exemplos de utilização do conceito de produto de solubilidade:
1) A solubilidade do CaSO4 em água é 4,9.10-3 mol/L a 25ºC. Calcule o valor de Kps .
CaSO4 (s) Ca 2+ (aq) + SO4 2- (aq)
A solubilidade do CaSO4 nada mais é do que a concentração desse sal na solução saturada
[Ca2+] = 4,9.10-3 mol/L [SO42-] = 4,9.10-3 mol/L
[Ca2+] = [SO42-]= solubilidade do CaSO4 cada fórmula unitária do sal q dissocia contem um íon Ca 2+ e um íon SO4 2-
 Kps = [Ca2+] [SO42-] = (4,9.10-3) 2
 Kps = 2,4.10-5 mol2/L2
2) O produto de solubilidade do AgI é 8,5.10-17 a 25ºC. Qual a solubilidade do AgI em água nesta temperatura .
AgI (s) Ag+ (aq) + I - (aq)
 Kps = [Ag+] [I-]
Mas [Ag+] = [I-] no equilíbrio, isto é, na solução saturada
 Kps = [Ag+]2 = 8,5.10-17
Como cada mol de Ag+ ou de I- em solução provém de 1 mol de AgI, a solubilidade deste sal é 9,2.10-9 mol/L (muito baixa)
3) (UFU-MG) A solubilidade do sulfato de chumbo II (PbSO4) em água a 18oC é de 0,041 g/L. A constante do produto de solubilidade do sulfato de chumbo a 18oC é:
3- EFEITO DO ÍON COMUM
AgI (s) Ag+ (aq) + I - (aq)
O princípio de Le Chatelier prevê que um aumento da [I-] deslocará o equilíbrio: 
Para esquerda, diminuindo a [Ag+] no equilíbrio. Pode-se concluir que a solubilidade do AgI em solução de NaI em água (isto é onde já existe I-) é menor do que em água pura.
A solubilidade de um sal diminui quando um íon deste sal já está presente na solução ou quando é acrescentado posteriormente.
Exercício: Calcular a solubilidade do AgI em uma solução de NaI 0,10 mol/L a 25ºC, sabendo que Kps do AgI é 8,5.10-17
4- REAÇÕES DE PRECIPITAÇÃO
Ao se dissolver totalmente um sal em água, por exemplo, AgI em água na ausência de precipitado, se o produto iônico [Ag+] .[I-] resultar em :
[Ag+] .[I-]
< Kps: a solução estará não saturada ou insaturada
= Kps: a solução estará saturada
> Kps: a solução estará supersaturada ou em excesso em relação a saturação e precipitará
Então quando dissolvermos um sal em uma solução que contenha um íon comum a este sal, ocorrerá precipitação sempre que o produto iônico exceder o Kps do sal.
Exercício: Haverá precipitação de AgI se forem misturados 25 mL de NaI 1,4.10-9 mol/L e 35,0 mL de AgNO3 7,9.10-7 mol/L?
Kps AgI = 8,5.10-17
EQUILÍBRIOS IÔNICOS: ÁCIDOS BASES
1-INTRODUÇÃO
Talvez não exista uma classe de equilíbrios tão importante quanto aquela envolvendo ácidos e bases.
2-TEORIA DOS ÁCIDOS E BASES DE ARRHENIUS (1880)
ÁCIDO: Substância capaz de produzir íons H+ durante um processo de dissociação
HCl H+ + Cl -
Um ácido será tanto mais forte quanto maior seu grau de dissociação , ou quanto mais para direita estiverem deslocados o equilíbrio acima
BASE: Qualquer substância que produz íons OH- durante um processo de dissociação
NaOH (s) Na+ (aq) + OH – (aq)
Uma base será tanto mais forte quanto maior seu grau de dissociação , liberando OH-
Teoria de Arrhenius: O próton seria responsável pelas propriedades ácidas, enquanto o OH- seria responsável pelas propriedades básicas.
O produto da reação de um ácido com uma base foi denominado SAL.
HCl + Mg(OH)2 MgCl2 + H2O
Dificuldade da Teoria de Arrhenius
 Explicar a natureza do próton em solução aquosa. O próton é o único íon que não possui e- , ele deve ser capaz de se aproximar e interagir com a nuvem eletrônica do solvente (água) de modo muito mais efetivo do qualquer outro íon.
Incorreto: A dissociação dos ácidos produz prótons livres.
O próton se apresenta hidratado como H3O+ (íon hidrônio)
 Há substâncias que têm comportamento básico, mas não possuem grupo OH- na sua estrutura.
HCl +NH3 NH4+ + Cl – 
Reage com ácido mais não possui OH-
É necessário uma Teoria mais abrangente para explicar a verdadeira natureza dos ácidos e bases
3- O CONCEITO DE LOWRY- BRONSTED (1923)
ÁCIDO: Uma espécie que possui tendência de perder ou doar próton
BASE: Uma espécie que possui tendência de aceitar ou adicionar um próton
HCl (aq) + H2O (aq) H3O+ (aq) + Cl- (aq)
ácido 1 base 2 ácido 2 base 1
Como a reação é reversível o íon H3O+ também se comporta como ácido, pode doar um próton , e o íon Cl- tem comportamento de base, já que pode receber o próton.
O par ácido 1- base 1: Par ácido-base conjugado, HCl e Cl- só diferem pela presença de H+
O par ácido 2- base 2: formam um par conjugado
Definição de Lowry-Bronsted: é mais geral e inclui outras substâncias além de OH- e H+, permitindo uma discussão de maior nº reações
4- A DEFINIÇÃO DE LEWIS(1923)
Mais abrangente que as outras teorias, mas não as excluem
ÁCIDO: Uma substância capaz de aceitar um par de elétrons
BASE: Uma substância capaz de doar um par de elétrons para formar uma ligação covalente coordenada
Ex: ácidos: Cu 2+; Ag+, Hg2+
 bases: NH3 , CO32- , CH3COO-
5- FORÇA DE ÁCIDOS E BASES
Definição de Lowry-Bronsted sugere:
Ácido Forte: Possui maior tendência de transferir um próton para uma outra molécula
Base Forte: Possui grande afinidade por prótons
A medida quantitativa da força dos ácidos é fornecida pela constante de Dissociação dos Ácidos (Ka)
Ka = constante da reação entre um ácido com a mesma base sempre (água)
Genericamente:
HA (aq) + H2O (aq) H3O+ (aq) + A- (aq)
A água não entra na avaliação de Ka, por ser uma substância pura, seu valor é constante e é incorporado ao Ka
[H2O]= 55,6 M (água pura e em solução diluída)
Ácido Forte: Elevado valor de Ka, grande tendência em doar próton
Ex: HCl, HBr, HI, H2SO4, HNO3
Obs: A força dos oxiácidos inorgânicos pode ser relacionada com a razão de nº O e nº H na molécula: quanto maior a razão mais forte é o ácido
Ácido Fraco: Baixo valor de Ka, maior tendência a ficar na sua forma molecular, sem sofrer dissociação e doar próton
Ex: HF, H2SO3, HNO2 HCN, H2CO3
Na realidade a força do ácido está relacionada com a diferença de eletronegatividade entre o íon H+ e o radical: quanto mais polar for essa ligação mais facilmente ocorre a dissociação e transferência do próton para o solvente
A medida quantitativa da força das bases é fornecida pela constante de Dissociação das Bases (Kb)
Kb= constante da reação entre uma base com o mesmo ácido sempre (água)
B (aq) + H2O (aq) HB+ (aq) + OH- (aq)
Base Forte: Elevado valor de Kb, grande tendência a receber próton ou doar OH-
Ex: NaOH, CO3- CH3COO-
 
Base Fraca: Baixo valor de Kb, pouca ou nenhuma tendência a receber prótonou doar OH-
Obs:
1) Normalmente hidróxidos de metais alcalinos e alcalinos terrosos são fortes, enquanto hidróxidos de metais de transição são fracos.
2) Ânion de ácidos fortes são bases fracos e ânion de ácidos fracos são bases fortes
Ex: SO42-, Cl-, NO3-
Os valores de Ka e Kb são encontrados em Tabelas (25ºC) para ácidos e bases em solução aquosa.
Podemos comparar a força entre diferentes ácidos ou diferentes bases
6- A ESCALA DE pH
Freqüentemente as [H+] em solução são muito pequenas, pois geralmente trabalhamos com soluções diluídas, ou soluções de ácidos fracos.
É conveniente expressar a [H+] (ou [H3O+]) como o logaritmo negativo decimal (base 10) de sua concentração molar de modo a obter uma notação mais compacta 
Ex: CH3COOH (ácido acético) 5 mol/L [H3O+]= 3.10-3. mol/L
pH = -log [H3O+]
Para o exemplo acima pH= - log(3.10-3) = 2,52
Exercício: Qual a concentração de H3O+ de uma solução de CH3COOH de pH = 4,5 ?
É usual utilizar também:
pOH = -log [OH-]
pKa = -log [Ka]
pKb = -log [Kb]
px = -log x
7- A AUTO-IONIZAÇÃO DA ÁGUA
A água pode reagir como uma base ao aceitar o próton do ácido:
HA (aq) + H2O (aq) H3O+ (aq) + A- (aq)
ácido 1 base 2 ácido 2 base 1
ou como um ácido ao doar um próton a uma base
B (aq) + H2O (aq) HB+ (aq) + OH- (aq)
base 1 ácido 2 base 2 ácido 1
Então a água possui um caráter anfiprótico, se comporta tanto como uma base como ácido.
H2O (aq) + H2O (aq) H3O+ (aq) + OH- (aq)
ácido 1 base 2 ácido 2 base 1
Seguindo a convenção de não colocar a [ ] de espécies puras que são constantes, o valor da constante de equilíbrio para esta reação
Vamos escrever de agora em diante [H3O+] = [H+]
Kw = produto iônico da água = 1,0.10-14
A 25ºC , quando as concentrações são dadas em mol/L, uma solução neutra possui a mesma concentração de OH- e H+
 [H+] = [OH-] = 1,0.10-14
pKw = -log [Kw] =14
 [H+] = [OH-] = 1,0.10-14
 [H+] = 1,0.10-7 
pH = -log [H+] =7
 [OH-] = 1,0.10-7 
pOH = -log [OH-] =7
pKw = pH + pOH = 14
Obs:
 A auto-ionização sempre contribui para a [H+] e [OH-] em solução.
 Em solução de ácidos e bases fortes , sua contribuição é insignificante e pode ser desprezada.
 mas para ácidos e bases muito fracos , pode ser importante
Exercício: Qual o pH de uma solução de HCl 0,1 mol/L
Qual será a concentração de OH- de equilíbrio?
H2O pura
[H+] = 10-7 mol/L pH =7
[OH-] = 10-7 mol/L pOH =7
Soluções ácidas
[H+]>>> [OH-]
pH <7 e pOH >7
Soluções básicas
[H+]<<< [OH-]
pH >7 e pOH <7
Soluções neutras
[H+]= [OH-]
pH = pOH =7
8- A RELAÇÃO ENTRE Ka e Kb
HB+ + H2O H3O+ + B
 ácido 1 base 1
Dissociação de sua base conjugada B
B+ H2O OH- + HB+ 
Para qualquer ácido- base conjugado
Exercício: Calcular Kb para dissociação da amônia
NH3 + H2O NH4+ + OH-
Íon NH4+ Ka= 5,7 . 10-10
EQUILÍBRIO IÔNICO: HIDRÓLISE
1-INTRODUÇÃO
Hidrólise: Termo proveniente da definição de ácidos e bases de Arrhenius.
Quebra (lise) pela água (hidro)
Hidrólise: Reação entre um ânion e um cátion e a água com fornecimento de íons OH- e H+ (H3O+) para a solução
2-HIDRÓLISE DE ÂNION
A- (aq) + H2O HA (aq) + OH- (aq)
Remoção do próton da molécula de H2O formando íons OH- (basicidade da solução)
 Só sofrem hidrólise ânions de ácidos fracos: a hidrólise regenera o ácido fraco, HA, molecular não dissociado
 Um ânion que hidrolisa é na verdade uma base de Lowry-Bronsted pois aceita prótons
 Quanto mais fraco for o ácido maior a tendência do seu ânion hidrolisar
Exemplo1: O íon Cl- hidrolisa em solução aquosa?
NÃO : Porque sua hidrólise regeneraria o HCl, que é um ácido forte e tem tendência a ficar dissociado como H+ e Cl-
F- + H2O HF + OH- 
Impossível !!!
Exemplo 2: O íon CF- hidrolisa em solução aquosa?
SIM : Porque o F- é um ânion proveniente de ácido fraco (HF) , e ele reage com a água para regenerar o ácido fraco HF na sua forma molecular: a solução resultante terá caráter básico (OH-)
Cl- + H2O HCl + OH- 
3- CONSTANTE PARA REAÇÃO DE HIDRÓLISE DO ÂNION
A- (aq) + H2O HA (aq) + OH- (aq)
base
Kh= constante de hidrólise
Raramente Kh é dado em tabelas: é fácil calcular seus valores a partir dos outros dados
Por exemplo, multiplicando o numerador e denominador da expressão anterior por [H+]:
Rearranjando:
1/Ka
Kw
Ka = constante de dissociação do ácido fraco originado na hidrólise do ânion
Exercício: Calcule o pH de uma solução de NaCN 1,0 mol/L a 25ºC. Qual a percentagem de hidrólise do ânion?
Ka do HCN = 4,0 ×10-10
4-HIDRÓLISE DE CÁTION
Remoção íon OH- da molécula de H2O para formar moléculas de MOH e íon H+ (acidez)
M+ (aq) + H2O MOH (aq) + H+ (aq)
 Só sofrem hidrólise cátions de bases fracas: a hidrólise regenera a base fraca, MOH, molecular não dissociada
 Um cátion que hidrolisa é na verdade um ácido de Lowry-Bronsted (libera prótons em solução)
 Quanto mais fraca for a base maior a tendência do seu cátion hidrolisar e regenerar a base fraca
Exemplo 1: O íon Na+ hidrolisa em solução aquosa?
NÃO : Porque sua hidrólise regeneraria o NaOH, que é uma base forte e tem tendência a ficar dissociada como Na+ e OH-
NH4+ + H2O NH4OH + H+ 
Impossível !!!
Exemplo 2: O íon NH4+ hidrolisa em solução aquosa?
SIM : Porque o NH4+ é um cátion proveniente de base fraca (NH4OH) , e ele reage com a água para regenerar a base fraca na sua forma molecular: a solução resultante terá caráter ácido ( liberação H+)
Na+ (aq) + H2O NaOH (aq) + H+ (aq)
NH4+ + H2O NH3 + H3O+ 
ou
5- CONSTANTE PARA REAÇÃO DE HIDRÓLISE DO CÁTION
M+ (aq) + H2O MOH (aq) + H+ (aq)
ácido
Kh= constante de hidrólise
Kh pode ser calculado a partir de outros valores. Por exemplo, multiplicando o numerador e denominador da expressão anterior por [OH-]:
 
Rearranjando:
1/Kb
Kw
Kb = constante de dissociação da base fraca originada na hidrólise do cátion
Exercício: Calcule o pH de uma solução de NH4Cl 0,2 mol/L a 25ºC.
Dissociação da NH3 Kb = 1,8.10-5
6- HIDRÓLISE E pH
A hidrólise de ânion de ácido fraco, A-, pode ser considerada em 2 etapas:
1º) Combinação do ânion com íons H+, provenientes da dissociação da água
H2O H+ + OH-
2º) O deslocamento do equilíbrio da água repor parte dos íons H+ perdidos
A- (aq) + H+ (aq) HA (aq)
Essas mudanças ocorrem simultaneamente, o resultado é apresentado pela soma das duas equações acima
A- (aq) + H2O HA (aq) + OH- (aq)
O mesmo ocorre para hidrólise de um cátion de base fraca
M+ (aq) + H2O MOH (aq) + H+ (aq)
M+ (aq) + OH- (aq) MOH (aq) 
H2O H+ + OH-
 O equilíbrio da água é perturbado, e [H+]=[OH-] da água pura é destruída de tal maneira que a solução deixa de ser neutra
Então, durante a hidrólise:
 A hidrólise do cátion tende a diminuir o pH da solução (gera H+)
 A hidrólise do ânion tende a aumentar o pH da solução (gera OH-)
6- O pH de SOLUÇÕES de SAIS
Quando um sal se dissolve em água, a solução resultante:
Ácida
Básica
Neutra
Depende da natureza do sal
1) Solução de sal de ácido forte e base forte
 NaCl (s) Na+ (aq) + Cl- (aq)
pH neutro
Nem o cátion Na+ (base forte NaOH) nem o ânion Cl- (ácido forte HCl) sofrem hidrólise: o equilíbrio da água não é alterado: pH=7 (água pura)
2) Solução de sal de ácido fraco e base forte
 NaF (s) Na+ (aq) + F- (aq)
Na+ : não sofre hidrólise (base forte NaOH)
F- : sofre hidrólise (ácido fraco HF)
F- (aq) + H2O HF (aq) + OH- (aq)
pH básico
A hidrólise do F-produz OH- em solução
3) Solução de sal de ácido forte e base fraca
 NH4Cl (s) NH4+ (aq) + Cl- (aq)
Cl- : não sofre hidrólise (ácido forte HCl)
NH4+ : sofre hidrólise (base fraca NH4OH)
 
NH4+ (aq) + H2O NH4OH (aq) + H+ (aq)
pH ácido
A hidrólise do NH4+ produz H+ em solução
4) Solução de sal de ácido fraco e base fraca
pH depende
Se o ácido fraco originado é um eletrólito mais forte do que a base fraca originada (pH ácido)
Se a base fraca originada é um eletrólito mais forte do que o ácido fraco originado (pH básico)
Exercício: O pH da solução de NH4F em água é básico ou ácido?
Exercício: O pH da solução de NH4CN em água é básico ou ácido?
Ka (HF) = 6,7.10-4
Kb (NH4OH) = 1,8.10-5
Kh cátion e do ânion = 5,6.10-10
EQUILÍBRIO IÔNICO: ÁCIDOS POLIPRÓTICOS
1- ÁCIDOS POLIPRÓTICOS
Existem sistemas em que mais de um ácido ou base fracos coexistem em solução.
Tais situações surgem quando um ácido pode se dissociar sucessivamente, duas ou mais vezes
Exemplo: ácido carbônico (H2CO3)
1º) Dissociação:
H2CO3 HCO3- + H+
K1= 4,4.10-11
2º) Dissociação:
HCO3- CO32- + H+ 
K2= 4,7.10-11
Uma solução de ácido carbônico é na realidade uma mistura de dois ácidos, H2CO3 e HCO3-,
K1 = 1ª constante de dissociação 
K2 = 2ª constante de dissociação.
Exemplo: ácido sulfuroso (H2SO3)
1) H2SO3 HSO3- + H+
2) HSO3- SO32- + H+ 
Ácidos Polipróticos: K2 < K1 : é necessário mais energia para separar um próton de um íon negativo do que para uma molécula 
2- CÁLCULOS DE pH de ÁCIDOS e BASES MUITO FRACOS
Até o momento desprezamos a contribuição da auto-ionização da água, porque a concentração de H+ e OH- (10-7 mol/L) é muito baixa para influenciar nos cálculos
Contudo quando estamos tratando de soluções diluídas de ácidos e bases muito fracos, deve ser levado em conta essa contribuição
De um modo geral, SEMPRE que:
1- Ka ou Kb < 10-8
2- Ka.[ácido] ou Kb.[base] ~ Kw
Incluir a contribuição da auto-ionização da água
Exemplo: Qual o pH de uma solução de anilina 1,0.10-4 mol/L?
Anilina = C6H5NH2 : comportamento básico
Kb = 3,94.10-10 < 10-8
Kb.[base] = 3,94.10-10. 10-4 = 3,9.10-14 ~ Kw = 10-14
Deve ser levado em conta a auto-ionização da água
Genericamente:
B (aq) + H2O HB+ (aq) + OH- (aq)
H2O + H2O H3O+ (aq) + OH- (aq)
[OH-] sistema = [OH-] base + [OH-] água (1) 
[OH-] sistema = [BH+] base + [H3O+] água (2) 
(3)
(4)
Substituindo (3) e (4) em (2)
No exemplo anterior:
pOH = -log [OH-]= - log (2,223.10-7) = 6,65
pH = 14- pOH = 7,35
O mesmo é válido para ácidos fracos diluídos
Exercício: Calcular o pH de uma solução de fenol 1,0.10-4 mol/L
Fenol: comportamento ácido, pois doa um próton para água
C6H5OH +H2O C6H5O - + H3O+
Ka = 1,0.10-10
EQUILÍBRIO IÔNICO: SAIS POLIPRÓTICOS
1- INTRODUÇÃO
Muitas substâncias exibem tanto caráter ácido, como básico, quando dissolvidos em água.
Exemplo: NH4F em água
NH4+ (aq) + H2O NH3 (aq) + H3O+ (aq)
=5,7.10-10
F- (aq) + H2O HF (aq) + OH- (aq)
=5,7.10-11
Essa solução será suavemente mais ácida
2-COMPORTAMENTO DE SAIS POLIPRÓTICOS EM ÁGUA
Seja um ácido poliprótico genérico, H2A que possuem dois íons H+ dissociáveis
1) H2A HA- + H+
2) HA- A2- + H+
K1
K2
Ambos os ânions podem formar sais.
NaHCO3 : hidrogenocarbonato de sódio: ânion HCO3- originado da 1a dissociação do H2CO3
Na2CO3 : carbonato de sódio: ânion CO32- originado da 2a dissociação do H2CO3
Seja o sal sódico genérico, proveniente de um ânion de ácido poliprótico: NaHA
 NaHA Na+ + HA-
Na+: não sofre hidrólise (base forte NaOH)
HA-: (1)reage com a água para sofrer hidrólise e regenerar o ácido H2A e (2) para se dissociar novamente e gerar o ânion A2-
2) HA- A2- + H+
O sal NaHA é uma substância ANFIPRÓTICA : possui tanto caráter ácido como básico em solução aquosa. 
1) HA- + H2O H2A + OH-
Kh
Ka2
O caráter final da solução (pH da solução de NaHA) poderá ser determinado pela magnitude das constantes de equilíbrio do processo.
Se Kh > K2: solução básica ( 1ª reação é favorecida)
Se Kh = K2: solução neutra ( raramente ocorre)
Se Kh < K2: solução ácida ( 2ª reação é favorecida)
Como determinar o pH dessa solução de NaHA levando em conta ambos os processos (hidrólise e dissociação)?
K1: 1ª dissociação do ácido
K2: 2ª dissociação do ácido
Exercício 1: Calcular o pH de uma solução 0,1 mol/L de NaHCO3
 NaHCO3 (s) Na+ (aq) + HCO3-
Exercício 2: Calcular o pH de uma solução de Na2HPO4 10-3 mol/L 
 Na2HPO4 (s) 2Na+ (aq) + HPO42-
EQUILÍBRIO IÔNICO: SOLUÇÕES TAMPÃO
1- DEFINIÇÃO
É solução que sofre apenas pequenas variações de pH quando a ela são adicionados íons H+ ou OH-. 
São constituídas por um ácido fraco e seu sal, ou por uma base fraca e seu sal em concentrações próximas.
Ácida: Ácido acético e acetato de sódio (CH3COOH e CH3COONa 
Básica: Hidróxido de amônio e cloreto de amônio ( NH4OH e NH4Cl)
Importância: Servem para preparar soluções com pH definido ou para manter o pH de um meio em torno de um valor desejado.
2- TAMPÕES DE ÁCIDOS FRACOS E SEUS SAIS 
Ex: Ácido acético e seu sal. A combinação de CH3COOH e CH3COO- tampona a solução porque estabelece o seguinte equilíbrio 
CH3COOH CH3COO- + H+ 
A adição de H+: provoca um deslocamento do equilíbrio para esquerda (possui acetato em quantidade suficiente para isso, devido ao sal): H+ é consumido e o pH da solução não diminui
A adição de OH-: deslocamento do equilíbrio para direita por consumo de H+ (devido ao efeito do íon comum, o acetato dificulta a dissociação, por isso o consumo de H+ permite que a reação se desloque para direita ): OH- é consumido e o pH da solução não aumenta
acetato
Em ambos os casos, grande parte do H+ e OH- adicionado é consumido, sem alterar significativamente o pH da solução
CH3COOH CH3COO- + H+ 
Aplicando logaritmo negativo de ambos os lados:
Equação de HENDERSON-HASSELBACK para tampões ácidos
Exercício 1: Qual o pH de uma solução que contém iguais concentrações de 1 mol/L de ácido acético e acetato de sódio? Ka = 1,8.10-5
Exercício 2: Qual a mudança de pH que resultará pela adição de 0,10 mol/L de solução de OH- nesse tampão (Ex1)
Exercício 3: Qual a mudança de pH da água pura que resultará pela adição de 0,10 mol/L de solução de OH-?
3- TAMPÕES DE BASES FRACAS E SEUS SAIS 
Ex: Hidróxido de amônio e cloreto de amônio. A combinação de NH4OH e NH4+ tampona a solução porque estabelece o seguinte equilíbrio 
NH4OH NH4+ + OH- 
A adição de H+: provoca um deslocamento do equilíbrio para direita (devido ao efeito do íon comum, o íon amônio dificulta a dissociação da base, por isso o consumo de OH- permite que a reação se desloque para direita): H+ é consumido e o pH da solução não diminui
A adição de OH-: provoca um deslocamento do equilíbrio para esquerda (possui amônio em quantidade suficiente para isso, devido ao sal): OH- é consumida e o pH da solução não aumenta
Em ambos os casos, grande parte do H+ e OH- adicionado é consumido, sem alterar significativamente o pH da solução
NH4OH NH4+ + OH- 
Aplicando logaritmo negativo de ambos os lados:
Mas como pOH = 14-pH
Equação de HENDERSON-HASSELBACK para tampões básicos
Exercício 1: Qual o pH de uma solução que contém iguais concentrações de 1 mol/L de hidróxido de amônio e cloreto de amônio? Kb= 1,75.10-5
Exercício 2: Qual a mudança de pH que resultará pela adição de 0,10 mol/L de solução de H+ nesse tampão (Ex1)?
Exercício 3: Qual a mudança de pH da água pura que resultariapela adição de 0,10 mol/L de solução de H+?
4- SOLUÇÕES TAMPÃO DE ÁCIDOS POLIPRÓTICOS
A partir de um ácido fraco, H2A e seus sais NaHA e Na2A é possível preparar dois sistemas tampões
1) H2A HA- + H+
2) HA- A2- + H+
(K1)
(K2)
1) É constituído pelo ácido H2A e o sal NaHA 
H2A HA- + H+
Ácido sal
Onde pKa= pK1
2) É constituído pelos sais NaHA e Na2A, onde o ânion HA- funciona como componente ácido e o ânion A2- como componente salino 
HA- A2- + H+
Ácido sal
Onde pKa= pK2
[ácido] = [HA-]
[sal] = [A2-]
Exercício 1: Calcule o pH de uma solução tampão obtida pela mistura de 2,0 mol/L de ácido fosfórico (H3PO4) e 1,5 mol/L de bifosfato de sódio (NaH2PO4) K1= 6,9.10-3
Importante !!! 
O melhor par-tampão é aquele em que razão das suas concentrações é um, e pH= pKa ou pH = 14 - pKb
Escolhe-se o ácido do tampão como aquele que tenha pKa o mais próximo do pH que se deseja tamponar.
Exemplo: Tampão de pH=5. O ácido acético tem pKa=4,74, e o pH será 4,74 ± 1 (por causa da razão máxima de 10 entre sal e ácido)
5- INDICADORES
INDICADOR: É um par conjugado de ácido e base de Lowry-Bronsted, cujo ácido apresenta uma coloração e a base outra. São moléculas orgânicas com estruturas relativamente complexas 
Exemplo: Fenolftaleína (HC20H13O4) 
HC20H13O4 + H2O HC20H13O4 - + H3O+ 
Ácido incolor base conjugada rosa
De forma mais simplificada, para todos os indicadores
HIn + H2O In - + H3O+ 
Exercício 1: Um certo composto orgânico que é usado como indicador ácido-base, apresenta concentrações iguais de forma ácida HB, e básica B- ,no pH=7,80. Qual o pKb da forma básica do indicador?
HB B - + H+ 
Forma básica
Forma ácida
]
[MA
]
].[A
[M
K
(s)
-
+
=
]
].[A
[M
K
-
ps
+
=
9
9,2.10
8,5.10
]
[Ag
17
-
=
=
-
+
[HA]
]
].[A
O
[H
K
-
3
a
+
=
[B]
]
].[OH
[HB
Kb
-
+
=
]
].[OH
O
[H
K
-
3
w
+
=
]
].[OH
[H
K
-
w
+
=
-7
-14
-
1,0.10
1,0.10
 
]
[OH
]
[H
=
=
=
+
]
[HB
].[B]
O
[H
K
3
a
+
+
=
[B]
]
].[OH
[HB
K
-
b
+
=
[B]
]
].[HB
[OH
]
[HB
].[B]
O
[H
K
.
K
3
b
a
+
-
+
+
´
=
w
3
b
a
K
 
]
[OH
]
O
[H
K
.
K
=
´
=
-
+
w
b
a
K
 
K
.
K
=
b
-
-
h
K
]
[A
]
[HA].[OH
K
=
=
]
[H
]
[H
.
]
[A
]
[HA].[OH
K
-
-
h
+
+
=
a
w
w
-
-
-
h
K
K
K
.
]
][H
[A
[HA]
]
][H
[A
]
][H
[HA].[OH
K
=
=
=
+
+
+
a
w
h
K
K
K
=
a
h
K
]
[M
]
[MOH].[H
K
=
=
+
+
]
[OH
]
[OH
.
]
[M
]
[MOH].[H
K
-
h
-
+
+
=
b
w
-
h
K
K
 
]
][OH
[H
.
]
][OH
[M
[MOH].
K
=
=
+
-
+
b
w
h
K
K
 
K
=
]
CO
[H
]
].[H
[HCO
K
3
2
-
3
1
+
=
]
[HCO
]
].[H
[CO
K
-
3
3
2
-
2
+
=
2
3
2
-
3
1
10
.
3
,
1
]
SO
[H
]
].[H
[HSO
K
-
+
=
=
8
-
3
3
2
10
.
3
,
6
]
[HSO
]
].[H
[SO
K
-
2
-
+
=
=
[B]
]
].[OH
[BH
K
-
b
+
=
]
[OH
[B]
.
K
]
[BH
-
b
=
+
]
[OH
K
]
O
[H
-
w
3
=
+
)
K
.[B]
.(K
]
[OH
1
]
[OH
K
]
[OH
[B]
.
K
]
[OH
w
b
-
w
-
b
sistema
-
-
+
=
+
=
w
b
sistema
2
-
K
.[B]
K
]
[OH
+
=
w
b
sistema
-
K
.[B]
K
]
[OH
+
=
14
-14
-4
-10
sistema
-
4,94.10
10
.10
3,9.10
]
[OH
-
=
+
=
mol/L
2,223.10
]
[OH
7
sistema
-
-
=
w
a
sistema
K
.[ácido]
K
]
[H
+
=
+
]
[HA
K
)
K
]
[HA
(K
K
]
[H
1
w
-
2
1
sistema
-
+
+
+
=
]
COOH
[CH
]
COO
].[CH
[H
K
3
-
3
a
+
=
]
COO
[CH
COOH]
[CH
K
]
[H
-
3
3
a
=
+
]
COO
[CH
COOH]
[CH
log
logK
]
log[H
-
-
3
3
a
-
-
=
+
[sal]
[ácido]
log
pK
pH
a
-
=
OH]
[NH
]
].[OH
[NH
K
4
-
4
b
+
=
]
[NH
OH]
[NH
.
K
]
[OH
4
4
b
-
+
=
]
[NH
OH]
[NH
log
logK
]
log[OH
-
4
4
b
+
-
-
=
-
[sal]
[base]
log
pKb
pOH
-
=
[sal]
[base]
log
pKb
pH
-
14
-
=
[sal]
[base]
log
pKb
14
pH
+
-
=