Aula 4_equilibrio quimico _ soluções eletroliticas

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20/03/2024
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Equilíbrio Químico
Soluções eletrolíticas 
(reações de neutralização)
Química analítica e análise instrumental 
Profa. Renata Gomes
Objetivos de aprendizagem 
•Conceituar soluções eletrolíticas;
•Destacar os equilíbrios iônicos de soluções
eletrolíticas;
•Descrever os cálculos de pH e pOH
Ionização Dissociação
Compostos Iônicos 
(ligação iônica)
Moléculas 
(ligação covalente)
Soluções eletrolíticas 
Ácidos são substâncias que, em solução aquosa, aumentam a concentração
de íons hidrogênio ( H+)
Teoria de Arrhenius (1887)
Bases são substâncias que, em solução aquosa, aumentam a
concentração de íons hidroxila (OH-).
Teorias ácido-base
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Teoria de Arrhenius (1887)
O cloreto de hidrogênio, HCl, por exemplo, a temperatura
ambiente, é um gás. Quando dissolvido em água, o HCl forma
íons H+(aq) e Cl-(aq) e é chamado de ácido clorídrico.
Ionização
H+
ÁCIDO
Ligação 
covalente 
rompida
Teorias ácido-base
Ionização
Teoria de Arrhenius (1887)
Já o hidróxido de sódio, NaOH, é um sólido iônico. Nele, a
ligação não é entre átomos, mas entre os íons Na+ e OH-.
Ao contrário das moléculas de HCl que sofrem ionização em
solução aquosa, os íons do NaOH se dissociam.
Teorias ácido-base
Dissociação
Johannes Nicolaus Bronsted (1879-1947) 
Thomas Martin Lowry (1874-1936)
Para a teoria de Bronsted-Lowry, ácidos são 
doadores de prótons e bases são aceptoras de 
prótons:
E quando ácido e bases 
não estão em solução 
aquosa ??? 
Teorias ácido-base
ATENÇÃO !
Uma substância pode funcionar como um ácido apenas se outra substância comportar-se
simultaneamente como uma base. Para ser um ácido de Bronsted-Lowry, uma molécula ou íon deve ter
um átomo de hidrogênio que ela possa perder como um íon H+. Para ser uma base de Broosted-Lowry,
uma molécula ou íon deve ter um par de elétrons não-ligante que possa ser usado para ligar o íon H+.
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PRÓTONS????
O íon H+ em água
Teorias ácido-base
Em qualquer equilíbrio ácido-base tanto a reação direta (para a direita) 
quanto a reação inversa (para a esquerda) envolvem transferências de 
próton.
Par ácido-base 
conjugados 
Teorias ácido-base conjugados
Grau de ionização (α )
HX H+ + x-
α = n° de moléculas ionizadas
n° de moléculas dissolvidas
X 100 % 
Grau de ionização (α )
α = n° de moléculas ionizadas
n° de moléculas dissolvidas
X 100 % 
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Equilíbrios iônicos 
Ácidos ou bases fracas, tendem a entrar em equilíbrio iônico, 
pois não se dissociam/ionizam por completo
Ki
Essa constante irá expressar/comparar a forma de 
ácidos/bases em soluções aquosas de mesma concentração 
(mol/L) numa mesma temperatura.
Relação Ki e grau de ionização (α )
(α )
(α )
Ki
Ki
Ácido Forte
Ácido Fraco
1. Calcule a constante de ionização (Ki) de uma solução a
0,2 mol/L de ácido iodídrico (HI) (ácido forte).
Não há equilíbrio químico, a reação esta totalmente 
deslocada para direita
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1. Calcule a constante ácida (Ka) de uma solução a 0,2
mol/L de ácido acético (CH3COOH), considere que este
ácido apresenta grau de ionização igual a 1%
Para ácidos/eletrólitos fracos, a concentração do ácido 
no equilíbrio químico é aproximadamente igual à 
concentração do ácido/eletrólito inicial (adicionado)
1. Calcule a constante ácida (Ka) de uma solução a 0,2
mol/L de ácido acético (CH3COOH), considere que este
ácido apresenta grau de ionização igual a 1%
Ka= 2 . 10 -5
NH4OH NH4
+ + OH-
Constante de basicidade (Kb)
Kb
Kb
Base Forte
Base Fraca
Lei de diluição de Ostwald
Usa a relação matemática entre o grau de ionização;
Concentração e Constantes de ionização
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Lei de diluição de Ostwald
Para eletrólitos fracos, em que o α é muito pequeno,
podemos simplificar essa relação
1. Calcule a constante ácida (Ka) de uma solução a 0,2
mol/L de ácido acético (CH3COOH), considere que este
ácido apresenta grau de ionização igual a 1%
Lei de diluição de Ostwald
Permite prever o que acontece quando diluímos uma
solução de ácido ou base fracos
HX (aq) H+ 
(aq) + x-
(aq)
O que acontece se adicionar água a essa solução?
Lei de diluição de Ostwald
Permite prever o que acontece quando diluímos uma
solução de ácido ou base fracos
HX (aq) H+ 
(aq) + x-
(aq)
Ki = ? 
[HX] = ? 
(α ) = ? 
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Lei de diluição de Ostwald
Permite prever o que acontece quando diluímos uma
solução de ácido ou base fracos
HX (aq) H+ 
(aq) + x-
(aq)
Ki = ?  Const.
[HX] = ?  Diminuir
(α ) = ?  aumentar ( desloca o equilíbrio para )
Água – Substância anfótera
H2O + NH3 HO- + NH4
+
H2O + CH3COOH H3O + CH3COO-
ácido
Base
aminoácidos
Auto – ionização da água 
H2O + H2O HO- + H3O
+
Equilíbrio químico na auto ionização 
H2O HO- + H3O
+
Ki = ? 
1 .109 moléculas de água , apenas 
duas sofrem a auto ionização.
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Produto iônico da água
H2O HO- + H3O
+
Produto iônico da água
H2O HO- + H3O
+
Processo endotérmico 
à 25 °C Kw = 1 . 10-14
Produto iônico da água
O Kw é utilizado nos estudos de EQ para fazer o calculo da
concentração de íons [H+] e [OH-] em soluções aquosas
Produto iônico da água
Neutro Ácido Básico
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pH e pOH
Potencial hidrogeniônico (pH) Potencial hidroxiliônico (pOH) 
pH = - Log [H+] pH = - Log [OH-] 
pH = - Log [10 -7] pH = - Log [10 -7] 
a 25 °C pH + pOH = 14
Exercício 1. 
2. Qual o pH de uma solução de HCl a 0,1 mol/L ? Lembre-se que 
trata-se de um ácido forte. 
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3. Qual o pH de uma solução de NaOH a 0,1 mol/L ? Lembre-se que 
trata-se de uma base forte. 
4. Qual o pH de uma solução de NH4OH a 0,5 mol/L ? Sabe-se que o 
grau de ionização dessa base é igual a α = 2%
ATENÇÃO :
pH e pOH indica a característica 
da solução, ela não indica a força 
do ácido/base
5. Calcule o pH de uma solução de ácido acético ( CH3COOH) a 0,1 mol/L 
a 25°C, sabendo-se que seu Ka = 1 . 10-5 .
[CH3COOH]i = [CH3COOH]eq
[CH3COO-] = [H+]
Indicações Bibliográficas
• Lista de exercícios de fixação;