Equilíbrio Ácido-Base

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Universidade Federal de Juiz de Fora 
Instituto de Ciências Exatas 
Departamento de Química 
 
Disciplina 
Química das Soluções QUI084 
I semestre 2017 
 
AULA 01 
Equilíbrio Ácido-base 
 
Profa. Maria Auxiliadora Costa Matos 
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Bibliografia 
1 – Theodore L. Brown, H. Eugene Lemay e Bruce E. Bursten, Química: 
A ciência central, 9a edição, Editora Pearson Prentice Hall, 2005. 
 
2 – Arthur Israel Vogel, Química Analítica Qualitativa, Mestre Jou, 5a 
edição, 1981. 
 
3 – Daniel C. Harris, Análise Química Quantitativa, Editora LTC, 5a 
edição, 2001. 
 
4 - Skoog, D. A, West, D. M., Holler, F. J., Crouch, S. R. Fundamentos 
de Química Analítica, Editora Thomson, tradução da 8ª edição, 2006. 
Equilíbrio Ácido - Base 
 
O comportamento dos ácidos e das bases é muito importante em todas as áreas da 
Química e em outras áreas das ciências. 
 
 Processos industriais, 
 Laboratoriais, 
 Biológicos 
 
Efeito do pH - O pH do meio é um parâmetro extremamente importante para muitas 
reações em Química Analítica. 
 
 
 
 
 
 
Conceitos, 
Principais propriedades, 
Força relativa de ácidos e bases, 
Cálculo de pH em soluções 
Revisão Ácido – Base 
 
 
 
 
 
 Relacionou o caráter ácido a presença do íon “H+” 
 Relacionou o caráter básico a presença do íon “OH-” 
 Conceito Limitado e restrito a soluções aquosas 
 
S.ARRHENIUS (s.IX): Ácidos são substâncias que o produto de 
dissociação em água incluem íons H+. Bases são substâncias que o 
produto de dissociação em água incluem íons OH-. 
 
 Bronsted (Dinamarca) e Lowry (Inglaterra) propuseram de forma 
independente uma teoria ácido-base mais ampla. 
 Transferência do íon “H+” entre duas Substâncias; 
 Conceito mais utilizado em Química Analítica. 
J. N. BRONSTED (1923) e J.M. LOWRY (1923): Ácidos são 
substâncias capazes de doar um próton em uma reação química. Bases 
são substâncias capazes de receber um próton em uma reação 
química. 
 
1. O íon H+ em Água 
 
O íon H+ é um próton sem elétrons. 
Em água, o H+ (aq) forma aglomerados. 
O íon H+ interage com os pares de elétrons não ligantes das moléculas da H2O 
para formar os íons de hidrogênio hidratos: íon Hidrônio 
 
2. Possíveis estruturas para o íon hidrônio 
 H3O
+ 
O aglomerado mais simples é formado pela interação de um 
próton com uma molécula de H2O. 
Geralmente usamos H+ (aq) e H3O
+(aq) de maneira intercambiável. 
Hidrogênio tem: 
Um próton; 
Um elétron; 
Nenhum nêutron. 
 
 
CONCEITO BRONSTED & LOWRY 
 H5O2
+ 
 H9O4
+ 
 (H2O)21H
+ 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Possíveis estruturas para o 
íon hidrônio: 
 
(a) H9O4
+ 
Observada em sólidos e pode ser 
uma espécie importante em 
soluções aquosas 
 
(b) (H2O)21H
+ 
3. REAÇÕES DE TRANSFERÊNCIA DE PRÓTON 
 
 
 
 
 
Conceito de transferência de prótons pode ser aplicado a outros meios outros, 
outros solventes, inclusive aquoso. 
Para uma molécula se comportar como ácido (doar H+) é necessário da 
presença da molécula que atue como base (receptora H+) 
 
 
 
 
ÁCIDO 
Deve ter um átomo de H 
 Doa H+ 
BASE 
Deve ter um par de elétrons não ligante 
 Recebe H+ 
 Não precisa conter OH- 
A água pode se comportar tanto como ácido quanto como base. 
As substâncias que 
podem se comportar 
tanto como ácidos 
quanto como bases são 
denominadas anfóteras 
ou anfipróticas. 
Ex1. HA (aq) + H2O(l) H3O
+
(aq) + A-
(aq) 
 (ácido) (base) 
Ex2. B (aq) + H2O(l) BH+
(aq) + OH-
(aq) 
 (base) (ácido) 
4.PAR ÁCIDO E BASE CONJUGADO 
Um ácido doa próton apenas na presença de um receptor de próton. Assim 
como, uma base só recebe próton somente diante de um doador de próton. 
 
O que quer que tenha sobrado do ácido após o próton ter sido doado é 
chamado de sua base conjugada. 
 
O que quer que tenha sobrado da base após ela ter recebido o próton é 
chamado de um ácido conjugado. 
 
Ácido hipotético representado por HA 
 
 
HA (aq) + H2O (l) A - (aq) + H3O
+
(aq) 
Um par de substâncias que diferem apenas pela presença de um próton na 
estrutura é chamado de par ácido-base conjugado 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Exemplos???? 
 
 
HA (aq) + H2O (l) A
- 
(aq) + H3O
+
(aq) 
Após a H2O (base) receber um próton, ela é 
convertida em H3O
+ (ácido) 
“HÁ” e o “A-“ 
Par ácido-base 
Conjugado. 
H2O e o H3O
+ 
Par ácido-base 
Conjugado. 
Forças relativas de alguns 
pares ácido-base conjugados. 
 
Após o HA (ácido) perder seu próton ele é 
convertido em A-(base). 
A extensão com que a reação ocorre depende das tendências relativas dos 
dois ácidos de doar um próton ou das duas bases em receber o próton. 
 
Substâncias que possuem ambas propriedades ácidas e básicas. Podem se 
comportar como ácido ou com base dependendo do meio. 
Ex.: H2PO4
-, HCO3
-, H2O 
 
Solventes anfipróticas: Solventes que dependendo do meio 
apresentam comportamento ácido ou básico. 
 
Solvente prótico: Solventes que apresentam H+ reativo 
Todo solvente prótico sofre auto protólise. 
 
Solvente aprótico: Solventes que não apresentam H+ reativo. 
 
Auto protólise ou Auto ionização: Reação espontânea entre 
moléculas de uma mesma substância para formar par de íons. 
SUBSÂNCIAS ANFIPRÓTICAS 
   
 
2
2
3
OH
OHOH
K
EQ



     
 OHOHOHK
EQ 3
2
2
   
 OHOHKw
3
AUTO PROTÓLISE DA ÁGUA 
 
A água é um eletrólito tipicamente fraco. Do ponto de vista da Teoria de 
BRÖNSTED, pode sofrer reação de auto dissociação ou auto protonação, 
representada por: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
2 H2O (l) H3O
+ 
(aq) + OH-
(aq) 
 kw = 1,008 X 10-14 (25C) 
 kw  1,00 X 10-14 (25C) 
Ácidos e Bases de Lewis 
 
Ácido de Lewis 
Receptor de par de elétrons 
Base de Lewis 
Doador de par de elétrons 
 
 Os ácidos e as bases de Lewis não precisam conter prótons. 
Consequentemente, a definição de Lewis é a definição mais geral de 
ácidos e bases. 
 
 Os ácidos de Lewis geralmente têm um octeto incompleto. Um 
orbital vazio para o qual os pares de elétrons possam ser doados. 
Ex. NH3 + H 2O NH4
+ + OH - 
 
 
Concentração de H3O
+ & Escala de pH 
 
Na maioria das soluções aquosas diluídas, a concentração da água é 
grande ([H2O]) e a concentração do íon hidrônio ([H3O
+]) é bem 
pequena. 
 
Na água pura a 25 C: [H3O
+] = 1,00  10-7 mol/L 
 [OH-] = 1,00  10-7 mol/L 
 
 
Na maioria das soluções os valores de [H3O
+] e de [OH-] são muito 
pequenos. Expressar estes valores em números decimais positivos, que 
variam de 0 a 14, facilita a manipulação dos mesmos. 
 
pH é o logaritmo negativo da concentração de [H3O
+] 
Concentração entre [ ] é expressa em “mol/L” 
 
Kw = [H3O
+] · [OH-] pKw = pH + pOH 
 14 = pH + pOH (25 C) 
pH = - log [H3O
+] 
SÖRENSEN estabeleceu, em 1926, 
a atual escala de pH, baseada no 
valor da constante de dissociação 
ou auto-protonação da água. 
Escala de pH 
 Em água neutra a 25 C, pH = pOH = 7,00. 
 Em soluções ácidas, [H3O
+] > 1,0  10-7 mol/L (pH < 7,00) 
 Em soluções básicas, [H3O
+] < 1,0  10-7 mol/L (pH > 7,00) 
 Quanto maior o valor do pH, menor é o valor pOH e mais básica é a 
solução ou mais básico será o meio. 
 Na prática os valores de pH situam-se na faixa de 0 a 14, porém não há 
limites para valores teóricos. Ex: Qual o pH da solução [H3O
+] = 10 mol/L? 
Força dos ácidos e Bases 
 
Tanto os ácidos quanto as bases são classificados em fortes e fracos 
dependendo se eles se dissociam completamente ou parcialmente para 
produzir H3O
+ e OH- quando considerada a sua reação com o solvente. 
 
 
Há um faixa continua de possibilidades para uma reação ser considerada 
“parcial”. Não há umadistinção nítida, ou seja, um limite entre fraco e forte. 
 
 
Algumas Substâncias reagem de forma tão completamente, que são facilmente 
classificadas como ácidos ou bases fortes e por, convenção todos os outros 
são considerados fracos. 
ÁCIDOS FORTES 
 
 
 
 
Ex. Considere a solução aquosa de HNO3: 
 HNO3(aq) H+
(aq) + NO3
-
(aq) 
Inicial 0,1 mol/L 0 0 
Equilíbrio 0 0,1 mol/L 0,1 mol/L 
 
A constante de equilíbrio para a reação é grande e praticamente não existe 
HNO3 não dissociado em solução. 
Concentração é a relação entre 
quantidade do ácido e o volume da solução 
A Força do ácido está relacionada a 
capacidade de doar prótons 
Ácidos Fortes: Encontram-se completamente dissociados em solução aquosa. Não 
restam moléculas do ácido não dissociadas. O equilíbrio da reação está totalmente 
deslocado no sentido dos produtos. Ex: HCl, HBr, HI, HNO3, HClO4, HClO3 e H2SO4. 
BASES FORTES 
 
 
 
Considere a solução aquosa de NaOH: 
 NaOHaq) Na+
(aq) + OH-
(aq) 
Inicial 0,1 mol/L 0 0 
Equilíbrio 0 0,1 mol/L 0,1 mol/L 
A constante de equilíbrio para a reação é grande e praticamente não existe 
NaOH não dissociado em solução. 
Concentração é a relação entre 
quantidade da base e o volume da solução 
A Força da base está relacionada a 
capacidade de receber prótons 
Bases Fortes: Encontram-se completamente dissociadas em solução aquosa. Não restam 
moléculas da base não dissociadas. O equilíbrio da reação está totalmente deslocado no 
sentido dos produtos formando OH-. 
As bases fortes mais comuns incluem hidróxidos de metais alcalinos, alcalinos terrosos e 
amônio quaternário. Ex: NaOH, KOH, LiOH, Ba(OH)2, Ca(OH)2, R4NOH, etc. 
   
 HA
AOH
K
a



3HA(aq) + H2O(l) H3O
+ 
(aq) + A-
(aq) 
   
 HA
AH
K
a


HA(aq) H
+ 
(aq) + A-
(aq) 
ÁCIDOS FRACOS 
Considere a solução aquosa de um ácido fraco representado por HA: 
 
 
 
Ou simplesmente, 
 
 
 
A constante de equilíbrio, denominada Constante de dissociação do ácido e 
representada por Ka, é pequena para a reação. 
Exemplos de ácidos fracos? 
Ácidos fracos são apenas parcialmente ionizados em solução. Reagem com o solvente (H2O) 
doando um próton. Existe uma mistura de íons e ácido não-ionizado em solução em 
quantidades significativas (par ácido e base conjugado). Consequentemente, os ácidos 
fracos estão em equilíbrio. 
 
   
 B
OHBH
K
b


B(aq) + H2O(l) 
 
 BH+ 
(aq) + OH-
(aq) 
BASES FRACAS 
 
Considere a solução aquosa de uma base fraca representada por B: 
 
 
 
 
 
A constante de equilíbrio, denominada Constante de dissociação da base e 
representada por Kb, é pequena para a reação. 
Exemplos de bases fracas? 
Bases Fracas são apenas parcialmente ionizadas em solução. Reagem com o solvente (H2O) 
retirando um próton. Existe um equilíbrio entre a base e os íons resultantes, com 
quantidades significativas de ambos. 
Relação entre Ka e Kb de ácidos e bases fracas 
 
Para um par ácido e base conjugado: Kw = Ka  Kb 
 
Ex. Demostre que a relação Kw = Ka  Kb é válida para um par ácido e base 
conjugado em solução aquosa. 
 
Tanto o ácido como a base do par ácido e base conjugado são fracos. 
Quanto maior o Ka, menor será o Kb e a recíproca é verdadeira. 
 
Tomando o negativo dos logaritmos ( “p = -log”): pKw = pKa + pKb 
 
Exemplos? 
 
 
pH = -log a H3O
+ = -log [H3O
+]· 
H3O
+ 
 pH = -log [H3O
+] 
 
Equilíbrio Ácidos e Bases Fortes 
 
1. Cálculo pH em solução de ácido forte; 
Exemplo 1: Calcule a concentração dos íons H+ e OH- , pH e pOH em uma 
solução aquosa de HNO3 0,10 mol/L: 
 
 HNO3(aq) H+
(aq) + NO3
-
(aq) 
Inicial 0,10 mol/L - - 
Equilíbrio - 0,10 mol/L 0,10 mol/L 
 
 
 
 
 
pH = -log a H3O
+ = -log [H3O
+]· H3O
+ 
 
Atividade e Coeficiente de Atividade 
 
 
 
A atividade (a ) de um espécie está relacionada a sua concentração (mol/l) e por 
parâmetro chamado coeficiente de atividade (): a x = [x ]· x 
 
 
 
 
 
 
Coeficiente de atividade () representa 
a medida da efetividade com que uma 
espécie influência em um equilíbrio no 
qual é participante. 
Soluções diluídas a força iônica é mínima e o 
coeficiente de atividade tende a 1 e a 
Atividade é aproximadamente igual a 
concentração mol/L. 
 = 1 a x = [x ] 
 
Atividade (a ) é utilizada para contabilizar os efeitos de eletrólitos sobre os equilíbrios químicos. 
A atividade ou concentração efetiva, de uma espécie X depende da força iônica do meio. 
pH = -log a H3O
+ = -log [H3O
+] 
Equilíbrio solução aquosa:Ácidos e Bases Fortes 
 
[ ], A concentração expressa entre colchetes representa a concentração (mol/L) no 
equilíbrio da solução. 
 
Ca é chamada de Concentração analítica, representa a quantidade real de uma 
substância adicionada em um determinado solvente para formar uma solução de 
concentração conhecida “Ca”. 
 
1. Cálculo pH em solução de ácido forte; 
Exemplo 1: Calcule a concentração dos íons H+ e OH- , pH e pOH em uma solução aquosa de HNO3 
0,10 mol/L: 
 HNO3(aq) H+
(aq) + NO3
-
(aq) 
Inicial 0,10 mol/L - - 
Equilíbrio - 0,10 mol/L 0,10 mol/L 
 
 
pH = - log [H3O
+] 
[H3O
+] = [NO3
-] = Ca HNO3 
pH = -log Ca = -log 0,10 
pH = 1,00 
 
 Ca HNO3 = 0,10 mol/L 
(Quantidade total de HNO3 presente na solução) 
 
 Concentrações no equilíbrio (desprezando auto ionização da H2O): 
[H3O
+]  [NO3
-] = 0,10 mol/L 
Equilíbrio solução aquosa:Ácidos e Bases Fortes 
 
[ ], A concentração expressa entre colchetes representa a concentração (mol/L) no 
equilíbrio da solução. 
 
Ca é chamada de Concentração analítica, representa a quantidade real de uma 
substância adicionada em um determinado solvente para formar uma solução de 
concentração conhecida “Ca”. 
 
1. Cálculo pH em solução de base forte; 
Exemplo 1: Calcule a concentração dos íons H+ e OH- , pH e pOH em uma solução aquosa de NaOH 
0,20 mol/L: 
 NaOH(aq) Na+
(aq) + OH-
(aq) 
Inicial 0,20 mol/L - - 
Equilíbrio - 0,20 mol/L 0,20 mol/L 
 
 
pOH = - log [OH-] 
[Na+] = [OH-] = Ca NaOH 
pOH = -log Ca = -log 0,20 
pOH = 0,698 
 
 Ca HNO3 = 0,20 mol/L 
(Quantidade total de NaOH presente na solução) 
 
 Concentrações no equilíbrio (desprezando auto ionização da H2O): 
[Na+]  [OH-] = 0,20 mol/L 
 
Se a concentração do ácido forte (Ca) ou da base forte (Ca) for: 
 
1) Ca  10-6 mol/L - Cálculo simplificado: 
 pH = -log Ca ácido forte ou pOH = -log Ca Base forte 
 
2) Ca  10-8 mol/L - Equilíbrio da auto ionização da água. 
 
3) 10-6 mol/L  Ca  10-8 mol/L – Efeito da auto-ionização do 
solvente e do ácido ou da base são comparáveis – cálculo 
sistemático 
Considerações sobre cálculo de pH em 
soluções de ácidos e bases fortes: 
 
   



AHA
A

 
   



BHB
BH

Ca
x

Grau de Dissociação 
Grau de dissociação do ácido é a fração do ácido fraco (HA) que se encontra 
forma dissociada (A-) 
 
 
 
 
Grau de dissociação () da base é a fração da base fraca (B) que se encontra 
forma dissociada (BH+) 
 
 
 
 
 
 
Fração dissociada do ácido fraco () 
Fração dissociada da base fraca () 
Grau de Dissociação – Ácidos e bases fracas 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
O erro introduzido pela consideração de que [H3O
+]  Ca do ácido fraco (HA) 
aumenta à medida que a concentração molar do ácido torna-se menor e sua constante 
de dissociação se torna maior. 
Concentração do eletrólito 
O grau de dissociação de um eletrólito fraco 
aumenta com a diluição da solução. 
 
Constante de Dissociação 
Quanto maior K, mais forte é o eletrólito, e 
mais dissociado, em toadas as concentrações. 
 Grau de Dissociação 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Skoog, D. A, West, D. M., Holler, F. J., Crouch, S. R. Fundamentos de Química Analítica, Editora Thomson, tradução da 8ª edição, 2006 
Erro Introduzidopela aproximação 
que considera que a 
concentração de 
H3O
+ é pequena 
quando comparada 
com a concentração 
do ácido fraco 
([H3O
+]  Ca) 
 
X = [H3O
+] 
 
XCa
X
K
a


2
 
A previsão quanto a validade da simplificação pode ser realizada pelo 
calculo da razão ente Ca e Ka do ácido fraco ou Ca e Kb da base fraca. 
 
a
K
Ca
 
Exercícios 
 
Ex1. Calcule o pH de uma solução 0,10 mol/L de CH3COOH. Dado Ka = 1,8  10-5. 
 
Ex2. Qual o pH de uma solução 0,0010 mol/L de CH3COOH. Dado Ka = 1,8  10-5. Qual 
a fração do ácido ionizado? 
 
Ex3. Uma solução 0,10 mol/L de um ácido fraco mono pórtico apresenta pH = 2,38 a 
25 C. Qual o valor da constante de dissociação (Ka) deste ácido? 
 
Ex4. Calcular o pH de uma solução de NH3 0,0750 mol/L. Dado Ka NH4
+ = 5,7  10-10. 
 
Ex5. Calcular o pH de uma solução de NH3 0,0010 mol/L. Dado Ka NH4
+ = 5,7  10-10.