2 Aula_Equilibrio ácido-base_parte 1

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FUNDAMENTOS DE 
QUÍMICA ANALÍTICA
Profa. Dra. Juliana Cancino Bernardi
e-mail: jucancino@usp.br
Departamento de Química - FFCLRP - USP
EQUILÍBRIO 
ÁCIDO-BASE
Parte 1
1. Arrhenius
Ácido doa H+ em H2O 
Base OH- em H2O
2. BrØnsted-Lowry
Ácido doa H+
Base aceita H+
3. Lewis
Ácido aceita pares de elétrons 
Base doa pares de elétrons
LEWIS
BRØNSTED-
LOWRY
ARRHENIUS
Conceitos de ácido e base
par ácido-base conjugados
par ácido-base conjugados
Ácido
conjugado
Base
conjugado
Base de BrØnsted-
Lowry
Ácido de Bronsted-
Lowry
H2O(l) + HCO3
-
(aq) OH-
(aq) + H2CO3 (aq) 
Conceito BrØnsted-Lowry
Classificam ácidos como doadores de prótons e bases como receptores de prótons
o A definição de BrØnsted-Lowry não requer a formação de H3O+, portanto pode ser estendida a
solventes não aquosos.
A espécie H+ não existe sozinha em solução, pois a carga elétrica +1 do próton ocupa um volume
minúsculo no espaço o que não seria estável, não seria possível sua existência, ele sempre estará
ligado aos orbitais não-ligantes de um solvente, por exemplo, a H2O, por isso:
H+
(aq) + H2O (l) H3O+
(aq) 
O íon hidrônio é uma descrição mais exata quando o ácido doa prótons!
Mas em solução aquosa...
Par ácido-base conjugados
o Generalizando o conceito de BrØnsted-Lowry no equilíbrio ácido-base em solução aquosa.
HA(aq) + H2O(l) H3O+
(aq) + A-
(aq)
ácido base 
conjugada
base Ácido 
conjugado
HA/A- par ácido-base conjugados
H2O/H3O+ par ácido-base conjugados
Ácidos de BrØnsted-Lowry (HA) Bases de BrØnsted-Lowry (B:)
inorgânicos orgânicos inorgânicos orgânicos
HCl Ácido acético H2Ö: metilamina
H2SO4 Ácido cítrico -:Ö:H acetona
HSO4
- :NH3 metóxido
H2O -:¨NH2 etileno
H3O+
Todos os ácidos de BrØnsted-Lowry
contém um próton
Todas as bases de BrØnsted-Lowry
contém um par de elétrons ou uma 
ligação π
A carga líquida pode ser zero, + ou - A carga líquida pode ser zero ou -
Autoprotólise da água
H2O(l) + H2O(l) H3O+
(aq) + OH-
(aq)
A água sofre autoionização na qual ela age tanto como ácido quanto como base.
Molécula anfiprótica!
Exemplos de moléculas anfipróticas
NH3(l) + NH3(l) NH4
+
(aq) + NH2
-
(aq)
H2SO4 (l) + H2SO4 (l) HSO4
-
(aq) + H3SO4 
+ 
(aq)
CH3COOH(aq) + CH3COOH(aq) CH3COO-
(aq) + CH3COOH2
+
(aq) 
Os solventes próticos possuem um íon H+ reativo e todos sofrem autoprotólise.
➢ Amônia
➢ Ácido sulfúrico
➢ Ácido acético
A extensão desse equilíbrio é descrita pela constante de autoprotólise da água
Constante de dissociação da água ou produto iônico da água
A concentração da água (líquida) não muda é constante
Kw = [H3O+] [OH-] = 1,0.10-14
Autoprotólise da água
Como qualquer outra constante de equilíbrio o Kw é afetado pela T, P e presença de espécies em solução.
Kw = [H3O+] [OH-] = 1,0.10-14
Aplicando –log
-log Kw = -log[H3O+]. -log[OH-]
-log (1,0.10-14) = -log[H3O+]. -log[OH-]
14 = pH + pOH
Quando:
[H3O+] = [OH-] = 1,0.10-7 neutralidade 
[H3O+] > [OH-] ácido
[H3O+] < [OH-] base
A partir de Kw definimos pH
Relação pH e pOH
Papel indicador de pH
Ácidos e Bases Fortes
Por definição, os ácidos e bases fortes estão completamente dissociados em solução aquosa, isso é, suas
moléculas não dissociadas praticamente não existem em solução aquosa e suas constantes de equilíbrio
são muito elevadas.
HCl (aq) + H2O(l) H3O+
(aq) + Cl-
(aq)
NaOH (aq) + H2O(l) Na+
(aq) + OH-
(aq)
Poucas moléculas são consideradas fortes:
Ácidos fortes: HCl, HNO3, HBr, HI, HClO4 e H2SO4 (1ª dissociação)
Bases fortes: LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH e R4NOH (hidróxido quaternário de amônio)
Exemplo 1: Calcular o pH de uma solução de HBr 0,10M
HBr é um ácido forte
HBr (aq) + H2O(l) H3O+
(aq) + Br-
(aq)
Dissociação completa, logo [H3O+] = 0,10M
pH = -log[H3O+]
pH = -log(0,10) = 1,00
EXERCÍCIO
Exemplo 2: Calcular o pH de uma solução de KOH 0,10M
KOH é uma base forte, portanto estará completamente dissociada
KOH (aq) + H2O(l) K+
(aq) + OH-
(aq)
Kw = [H3O+] [OH-] = 1,0.10-14
𝐻3𝑂
+ =
𝐾𝑊
[𝑂𝐻−]
= 
1,0.10−14
0,10
= 1,0.10−13 𝑀
pH = -log[H3O+]
pH = -log(1,0.10−13) = 13,00
EXERCÍCIO
ÁCIDO OU BASES FRACOS
MONOPRÓTICOS
Ácidos e Bases Fracos (monopróticos)
Todas as outras moléculas ácidas ou básicas são consideradas fracas pois reagem parcialmente 
para produzir H3O+ e OH-
HA (aq) + H2O(l) H3O+
(aq) + A-
(aq)
B (aq) + H2O(l) BH+
(aq) + OH-
(aq)
Ionização do ácido
Hidrólise da base
𝐾𝑎 =
𝐴− [𝐻3𝑂
+]
[𝐻𝐴]
𝐾𝑏 =
𝐵𝐻+ [𝑂𝐻−]
[𝐵]
Constante de dissociação ácida
Constante de hidrólise da base (Kh) 
ou constante da base (Kb)
HCOOH (aq) + H2O(l) H3O+
(aq) + HCOO-
(aq)
𝐾𝑎 =
𝐻𝐶𝑂𝑂− [𝐻3𝑂
+]
[𝐻𝐶𝑂𝑂𝐻]
+ H2O(l) H3O+
(aq) +
Ácido benzóico
(HBenz)
Benzoato
(Benz-)
𝐾𝑎 =
𝐵𝑒𝑛𝑧− [𝐻3𝑂
+]
[𝐻𝐵𝑒𝑛𝑧]
Exemplos ácido fracos:
Ácido fórmico Formiato
NH3 (aq) + H2O(l) NH4 
+
(aq) + OH-
(aq)
𝐾𝑏 =
𝑁𝐻4
+ [𝑂𝐻−]
[𝑁𝐻3]
(CH3) 3N (aq) + H2O(l) (CH3) 3NH +
(aq) + OH-
(aq)
𝐾𝑏 =
(CH3) 3NH + [𝑂𝐻−]
[(CH3) 3N]
trimetilamina
amônia íon amônio
íon trimetilamina
Exemplos de bases fracas:
O pK é o negativo do logaritmo de uma constante de equilíbrio
pKw = -logKw pKa = -log Ka pKb = -logKb
Quanto maior for K menor será pK e vice-versa (valores tabelados de Ka e pKa )
HCOOH (aq) + H2O(l) H3O+
(aq) + HCOO-
(aq)
Ácido fórmico Formiato
Ka = 1,80.10-4 pKa = 3,744
+ H2O(l) H3O+
(aq) +
Ácido benzóico Benzoato
Ka = 6,28.10-5 pKa = 4,202 
Lembrando que:
o O ácido HA e sua base conjugada A-, são denominados par ácido-base conjugados porque são
relacionados entre si pelo ganho ou pela perda de um próton. De maneira semelhante, B e BH+ são
um par conjugado.
o A relação entre Ka e Kb de um par conjugado é: Ka.Kb = Kw
A-
(aq) + H2O(l) HA (aq) + OH-
(aq)
HA (aq) + H2O(l) H3O+
(aq) + A-
(aq)
H2O(l) + H2O(l) H3O+
(aq) + OH-
(aq)
Ka
Kb
Kw
o Fraco é conjugado com fraco: A base conjugada de um ácido fraco é uma base fraca. O
ácido conjugado de uma base fraca é um ácido fraco. Considere um ácido fraco HA com Ka
= 10-4, a base conjugada A- tem Kb = 10-10 . Ou seja, se o HA é um ácido fraco, A- é uma
base fraca.
o Independente do sistema monoprótico o equilíbrio da água e sua constante estará sempre
presente.
o A partir das correlações entre esses equilíbrios é que conseguimos calcular a sua extensão
em termo de concentração das espécies e o pH da solução. E para isso devemos assumir o
tratamento sistemático do equilíbrio químico.
Exemplo: Encontre o pH de uma solução de ácido fraco, HA considerando sua 
concentração formal (ou concentração analítica) CF= 0,050 M e Ka=1,0.10-3
Vamos resolver essa relação para um ácido fraco
Etapa 1: reações 
HA (aq) + H2O(l) H3O+
(aq) + A-
(aq)
H2O(l) + H2O(l) H3O+
(aq) + OH-
(aq)
Etapa 2: constante de equilíbrio 𝐾𝑎 =
𝐴− [𝐻3𝑂
+]
[𝐻𝐴]
Kw = [H3O+] [OH-] = 1,0.10-14
Etapa 3: balanço de carga (b.c.): A-, OH- e H3O+
[OH-] + [A-] = [H3O+]
Etapa 4: balanço de massa (b.m.): CF = [HA] + [A-] = 0,050 
Etapa 5: contagem de incógnitas: 4 equações e 4 incógnitas
Etapa 6: resolução
Temos que fazer algumas considerações:
✓ A [H3O+] resultante da ionização do HA tem que ser muito maior que a [H3O+] da autoionização 
da H2O
✓ Quando HA se ioniza ocorre a produção de A-
✓ Quando H2O se ioniza ocorre a produção de OH-
✓ Se ionização do HA for muito maior que a autoionização da H2O podemos dizer que [A-] >>[OH-]
1. Se [A-] >>>[OH-] do b.c. podemos assumir que [OH-] + [A-] = [H3O+]
[A-] = [H3O+]
0
2. Então e [A-] = [H3O+][H3O+] = x
3. Temos [A-] = [H3O+] = x
CF = [HA] + [A-] 4. e do b.m. teremos: 
[HA] = CF - x 
Substituímos na equação de ionização: 
𝐾𝑎 =
𝐴− [𝐻3𝑂
+]
[𝐻𝐴]
𝐾𝑎 =
𝑥 . 𝑥
CF − 𝑥
1,0.10−3 =
𝑥2
0,050 − 𝑥
𝑥2 + 𝐾𝑎 . 𝑥 + 𝐾𝑎𝐶𝐹= 0
x = [H3O+] = [A-] = 6,8.10-3
[HA] = CF - x Então: 
resolvendo 
[HA] = 0,050 - 6,8.10-3 [HA] = 0,043 M 
pH = -log[H3O+] pH = -log(6,8.10−3) = 2,17
porque [A-] = [H3O+] = x
Em muito casos podemos simplificar os cálculos, sem a utilização de uma função quadrática.
Podemos assumir que a dissociação de HA não reduz significativamente sua concentração.
Se
𝐾𝑎 =
𝐴− [𝐻3𝑂
+]
[𝐻𝐴] [A-] = [H3O+] = xCF = [HA] + [A-] 
Teremos
𝐾𝑎 =
𝐴− [𝐻3𝑂
+]
[𝐻𝐴]
𝐾𝑎 =
𝑥 . 𝑥
CF − 𝑥
0
CF = [HA] + [A-] 
0
pois CF >>> [H3O+] 
𝐾𝑎 =
𝑥2
CF
𝑥 = 𝐾𝑎. 𝐶𝐹
x = [H3O+] = [A-] = 7,07.10-3 pH = -log(7,07.10-3) = 2,15
Considerando que...
Exemplo. Determine o pH de uma solução de ácido acético 0,10M, sendo pKa = 4,756
CH3COOH (aq) + H2O(l) H3O+
(aq) + CH3COO-
(aq)
H2O(l) + H2O(l) H3O+
(aq) + OH-
(aq)
Kw = [H3O+] [OH-] = 1,0.10-14
𝐾𝑎 =
H3O+ [CH3COO−]
[CH3COOH]
Balanço de carga: [OH-] + [CH3COO-] = [H3O+] [CH3COO-] = [H3O+] = x
Balanço de massa: CF = [CH3COOH] + [CH3COO-] [CH3COOH] = CF - [CH3COO-]
[CH3COOH] = CF - x
0
EXERCÍCIO
𝐾𝑎 =
CH3COO− [𝐻3𝑂
+]
[CH3COOH]
𝑥 = 𝐾𝑎. 𝐶𝐹
x = [H3O+] = [A-] = 1,32.10-3
𝑥 =1,32.10-3 M
pH = -log [H3O+] = -log 1,32.10-3 
pH = 2,88
Balanço de carga: [OH-] + [CH3COO-] = [H3O+] [CH3COO-] = [H3O+] = x
Balanço de massa: CF = [CH3COOH] + [CH3COO-] [CH3COOH] = CF - [CH3COO-]
[CH3COOH] = CF - x
0
Teremos
Exemplo. Determine o pH de uma solução de ácido fórmico
0,075 M, sendo pKa=3,744.
Faça você!
Resposta: pH = 2,43
1. SKOOG, D.A.; WEST, D.M.; HOLLER, F.J. Fundamentos de Química Analítica. Tradução 8 
ed. Norteamericana. Thomson, 2006. 
2. HARRIS, D.C. Análise Química Quantitativa. 9ed. São Paulo: LTC, 2017
3. CHRISTIAN. G. D. Analytical Chemistry, sixth edition, Wiley India Pvt. Limited, 2007
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ATÉ A
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