Eletrólitos em Solução Aquosa

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SOLUÇÃO AQUOSA DE ELETRÓLITOS
Todas as substâncias iônicas no estado puro e todas 
as substâncias não iônicas no estado puro que 
dissolvem em água produzindo íons são chamadas 
eletrólitos
Tipos de eletrólitos 
sais
ácidos
bases
1
FUNDAMENTOS DE QUÍMICA ANALÍTICA
24/03/2023
E o HCl, amônia, ácido acético? Seriam 
eletrólitos de acordo com essa definição?
• Auto-ionização da água (ou auto-protólise)
• Keq e Kw
2 H2O H3O+ + OH-
Kw = 1,8 x 10-16 x 55,6 = 1,00 x 10-14
H2O + H2O OH- + H3O+
ácido1 base1 
Porque [H2O] não aparece na 
expressão da constante de 
equilíbrio para soluções 
aquosas? 
2
][
]][[
2OH
OHH −+
Keq = = 1,8 x 10-16 
H2O H+ + OH-
Na forma abreviada:
Keq x [H2O] = [ H+] [OH-] = Kw
Exerc. 9-3: Livro Skoog 
p.223 ver destaque 9.2
Concentração extremamente 
alta, comparando às conc de 
[H+] p.ex., pH 1 ou 2, conc. 10-1
ou 10-2 mol/L
OLH
OgH
2
21000 x
OgH
OmolH
2
2
18
1 [H2O] = = 55,6 mol/L 
Kw = [ H+] [OH-] = 1,00 x 10-14
a 25 oC 
De acordo com Bronsted e Lowry
Exercício 1 Lab1
base2 ácido2
3
ÁCIDO ALCALINO (BÁSICO) 
[H+] > [OH-] [OH-] > [H+] 
[H+] > 10-7 [OH-] > 10-7 
[OH-] < 10-7 [H+] < 10-7 
pH < 7 pH > 7 
pOH > 7 pOH < 7 
 
pH = - log [H+]
Kw = [ H+] [OH-] = 1,00 x 10-14
[H+] = [OH-] = = 10-7
pH = - log 10-7
pH = 7
Adição de ácido forte?
de base forte?
Fazer os cálculos do pH esperado
De pelo menos 3 pontos da
Tabela 2 - Coluna 1
Tabela 3 – Coluna 1
Tab 1 
Linha 1 - pH da água destilada?
....
CO2(g)
H2CO3(aq) H+ + HCO3
-
Ka1 = 4,2 x 10-7
Solubilidade do CO2(g)
em água 8,4 x 10-8 mol/L 
pH = 5,8
Exercício 2 Lab1
na aula
4
pH = - log [H+]
Kw = [ H+] [OH-] = 1,00 x 10-14
[H+] = [OH-] = = 10-7
pH = - log 10-7
pH = 7
Adição de ácido forte?
de base forte?
Fazer os cálculos do pH esperado
De pelo menos 3 pontos da
Tabela 2 - Coluna 1
Tabela 3 – Coluna 1
Tab 1 
Linha 1 - pH da água destilada?
....
CO2(g)
H2CO3(aq) H+ + HCO3
-
Ka1 = 4,2 x 10-7
Solubilidade do CO2(g)
em água 8,4 x 10-8 mol/L 
pH = 5,8Exercício 2 Tabela 2. Efeito da adição de HCl 0,1 mol/L na 
água e nas soluções tampão No quadro
Adição de ácido forte? Cálculo de pH
ELETRÓLITOS FRACOS
+ +
+
CH3COOH(l) H2O(l) CH3COO(aq) H3O
-
(aq)
Reação do ácido acético puro em água
5
Consultar 
Tabela constantes de equilíbrio
Constantes de ionização de ácidos e bases
No quadro - expressão Ka =
Em que unidade devem ser expressas?
Experimento 1.1, pág. 1 – Dissociação/ionização de ácidos e bases fracas
Exercício 3 (HAc) Lab1
Tab 1 
Linha 2 - pH do HAc?
....
1HAc + H2O Ac– + H3O+ 
 Passo 1 -
6
a aproximação [HAc] ≈ CHAc é válida
1. Calcular a concentração de H+ e o pH de uma solução de
HAc 0,10 mol L-1. Concentração analítica é 0,1 mol/L ( HAc)
Passo 3 
Ácido fraco
[Ac-] = [H+] 3
Passo 4 - [HAc] = HAc – [H+] 4.
.
.
.
[H+] = 1,34 x 10-3 pH = 2,87
Ka = = 1,8 x 10-5 2Passo 2 -
 
][
]][[ 3
HAc
OHAc +−
Passo 6 - Ka = = 1,8 x 10-5
 
HAcC
H 2][ +
[H+]2 = Ka x HAc
 C
[H+] = 10,0108,1 5 xx − 
• Ácidos fracos (CH3COOH, HNO2, HF, H2CO3)
ELETRÓLITOS FRACOS
Exercício 3 (HAc) Lab1
Tab 1 
Linha 2 - pH do HAc?
....
7
2. Cálculo das concentrações de [OH-], [H+]) e o pH de
uma solução de NH3 0,1 mol L-1
NH3 + H2O NH4
+ + OH- 1
NH3 que tipo de base? forte ou fraca?
Passo 1 -
Passo 2 -
Passo 3 -
Base fraca
[NH4
+] = [OH-] 3
Passo 5 -
Kb = = 1,8 x 10-5 2
Kb = = 1,8 x 10-5 5
Passo 4 - [NH3] = NH3 – [OH-] 4
[OH-]2 = 1,8 x 10-5 x 0,10 
[OH-] = 6108,1 −x 
[OH-] = 1,34 x 10-3 mol L-1 [H+] = 1,0 x 10-14/1,34 x 10-3 = 7,46 x 10-12
 ]][[ −+= OHHKw
][
][
−
+ =
OH
K
H w 
pH = 11,3 [H+] = 7,46 x 10-12 molL-1
ELETRÓLITOS FRACOS
Exercício 7 mesmo que 3 
(NH3) Lab1
Tab 1 
Linha 4 - pH da amônia?
....
ELETRÓLITOS FRACOS
Reação da amônia NH3 pura em água
NH3(g) + H2O(l) NH4
+
(aq) + OH-
(aq)
8
No quadro - expressão Kb =
Tabela constantes de equilíbrio
Constantes de ionização de ácidos fracos
Bases fracas (NH3, (CH3)2NH, C6H5NH2) 
H
¨
H 
H:N: + O:H: 
H¨
H
¨
H 
H:N: H ++¨
¨ ¨
HO:¨
¨
-
Exercício 7 - 3 (NH3) Lab1
Tab 1 
Linha 4 - pH da amônia?
....
9
Teoria de Bronsted e Lowry
Ácido é um doador de próton
ácido 1 base 1 + próton
CH3COOH CH3COO- + H+
Base é um receptor de próton
H2O + H+ H3O
+
base 2 + próton ácido 2
Combinando os dois processos
CH3COOH + H2O CH3COO- + H3O
+
ácido 1 base 2 base ácido
conjugada 1 conjugado 2
NH3 + H2O NH4
+ + OH-
base 1 ácido 2
ácido base
conjugado 1 conjugada 2
Temos a neutralização 
em termos do conceito de Bronsted e Lowry
10
Ka = = 1,8 x 10-5 2
 
][
]][[ 3
HAc
OHAc +−
HAc + H2O Ac– + H3O+ 
 
Tab 1 
Linha 3 – Efeito do íon comum, adição de Ac- à solução de HAc. Estava ácida (pH 2,5-3,0), o que 
se espera?
Ac- (Base de B&L) tem afinidade por H+, retira H + do sistema, pH aumenta 
4,5 - 5,0. Desloca o equilíbrio no sentido de formar mais HAc. 
A solução não será mais de um ácido fraco, e sim de um tampão:
Tubos 1 e 3 – Tampão HAc/Ac-
Efeito do íon comum e solução tampão HAc/Ac-
Alta concentração de HAc – um ácido B&L – doador de prótons
Alta concentração de Ac- – uma base B&L – receptor de prótons
Tampão: HAc - ácido de reserva e
Ac- - base de reserva
Sistema tampão HAc/Ac-
é expressa pela 
mesma equação de equilíbrio
de ionização do HAc
Cálculo de [H+] e pH?
111111
HA H+ + A-
A dissociação geral de um ácido fraco é dada pela equação:
(1)
][
]][[
HA
AH
Ka
−+
=
 
(2)
Explicando o efeito tampão 
Tampão ácido: 
HA/A-
Condição Tampão
HA e A- altasC C 
O pH se mantém constante quando se adiciona H+, porque este reage imediatamente
com A- (base de reserva) e perturba momentaneamente o equilíbrio.
O pH se mantém constante quando se adiciona OH-, porque este reage imediata-
mente com HA (ácido de reserva), formando mais A-, e perturba momentaneamente 
o equilíbrio. 
HA se ioniza, 
para restabelecer o equilíbrio e repõe A- consumido . Ou seja a relação das concen-
trações [H+][A- ]/[HA] satisfaz o valor de Ka que é uma constante.
O equilíbrio se restabelece quando A- reage com H+ , repondo o HA
consumido. Ou seja a relação das concentrações [H+][A- ]/[HA] satisfaz o valor 
de Ka que é uma constante.
Tampão ÁCIDO
12
Tab 1 
Linha 5 – Efeito do íon comum, adição de NH4
+ à solução de NH3. Estava básica (pH 11,0), o que se 
espera?
NH4
+ (ácido de B&L) doa próton para OH-, [OH-] do sistema diminui, [H+] aumenta e 
pH diminui para cerca de 9. Desloca o equilíbrio no sentido de formar mais NH3. 
Alta concentração de NH3 – uma base B&L – receptor de prótons
Alta concentração de NH4
+ – um ácido B&L – doador de prótons
NH3 + H2O NH4
+ + OH- 1
Kb = = 1,8 x 10-5 2
Tubos 2 e 4 – Tampão NH3 / NH4
+
Efeito do íon comum e solução tampão NH3 / NH4
+
A solução não será mais de apenas uma base fraca, e sim de um tampão:
Tampão: NH3 – base de reserva 
NH4
+ – ácido de reserva
Sistema tampão NH3 / NH4
+
é expressa pela 
mesma equação de equilíbrio
de ionização da NH3
Cálculo de [H+], [OH-] e pH?
13
B + H2O BH+ + OH-
A dissociação geral de uma base fraca é dada pela equação:
(1)
(2)
Kb = 
][
]][[
B
OHBH −+
 
Tampão básico: 
B/BH+
Explicando o efeito tampão
Condição Tampão
B e BH+ altasC C 
O pH se mantém constante quando se adiciona OH-, porque este reage imediata-
mente com BH+ (ácido de reserva), e perturba momentaneamente oequilíbrio. Para 
restabelecer o equilíbrio B se ioniza repõe BH+ consumido. Ou seja a relação das
concentrações [BH+][OH-]/[B] satisfaz o valor de Kb que é uma constante.
Tampão BÁSICO
O pH se mantém constante quando se adiciona H+, porque este reage imediatamente
com a base de reserva B formando BH+ e perturba momentaneamente o equilíbrio.
Para restabelecer o equilíbrio BH+ reage com OH- repondo a base B consumida.
Ou seja a relação das concentrações [BH+][OH-]/[B] satisfaz o valor de Kb que é uma
constante.
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