Capitulo 5 - Acidos e Bases

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Ácidos e bases 
Prof. Silvio César de Oliveira 
 
Química Geral 2 
 
UFMS -2013 
 
 
 
 
Química Licenciatura 
Reações de Ácidos e Bases 
 
 
- Ácido: latim, “acidus”azêdo 
( Frutas cítricas, vinagre) 
-Papel “tornasol” (líquen) rosa 
(indicador). 
 
-Bases: soluções alcalinas 
Árabe: Al-qali ( cinzas de plantas) 
-Soda, amoníaco, cal. 
-Papel “tornasol”azul. 
Os primeiros químicos aplicaram o termo ácido a substâncias que 
tinham um sabor azedo acentuado. Ex.: vinagre. 
 Função química corresponde a um conjunto de 
substâncias que apresentam propriedades químicas 
semelhantes. 
 As substâncias inorgânicas podem ser classificadas 
em quatro funções: 
Ácidos 
Bases 
Sais 
Óxidos 
 Assim, numa reação química, todos os ácidos, por 
exemplo, terão comportamento semelhante. 
 
Nos restringiremos, neste momento, aos ácidos e bases!
 
Função Química: Ácidos e Bases 
As semelhanças nas propriedades das substâncias foram inicialmente identificadas 
pelo estudo de soluções de ácidos e bases em ÁGUA (meio aquoso), que levaram 
as definições de Arrhenius de ácidos e bases. 
 
Porém os químicos descobriram que as reações entre ácidos e bases também ocorriam 
em meios não-aquosos e até mesmo na ausência de solventes. 
 
A definição geral teve que ser descartada e substituída por uma definição mais ampla 
que contivesse este novo conhecimento. 
 
Ácidos e Bases em solução aquosa 
 
Definição de Svante Arrhenius (de 1884) 
Arrhenius definiu um acido com um composto que uma vez ionizado 
em água libera o cátion hidronio ou hidroxônio (H3O
+ ) ou, mais 
simplificadamente, íon H+) e base um composto que libera íon 
hidróxido (OH-). 
 
 
 
Exemplo: 
HCl é um ácido de Arrhenius pois em meio aquoso libera H+: 
 HCl (g)  H+ (aq) + Cl- (aq) 
A amônia é uma base de Arrhenius: 
 NH3 (aq) + H2O (l)  NH4
+ (aq) + OH- (aq) 
 
O sódio metálico, embora produza íons OH- quando reage 
com a água não conta como uma base de Arrhenius porque é 
um elemento e não um composto como requer a definição. 
2Na (s) + 2H2O (l)  2NaOH (aq) + H2 (g) 
 
O íon H+ interage com a molécula de água: 
 
Ionização de um Ácido 
HCl + H2O  H3O
+ + Cl- 
H2SO4 + 2H2O  2H3O
+ + SO4
2- 
H3PO4 + 3H2O  3H3O
+ + PO4
3- 
 
Outros exemplos: 
O conceito de ácido e base de Arrhenius, embora útil, tem 
limitações. Porque é restrito a soluções aquosas. 
 
Em 1923, os químicos Bronsted (dinamarques) e Lowry (ingles), 
separadamente, propuseram uma definição mais geral. 
 
O conceito deles é baseado no fato de que as reações ácido-base 
envolvem transferência de prótons (ions H+) de uma substancia para 
outra. 
Reações de transferência de Próton 
• Focaremos no H+(aq). 
• Brønsted-Lowry: o ácido doa H+ e a base recebe H+. 
• A base de Brønsted-Lowry não precisa conter OH-. 
• Considere HCl(aq) + H2O(l)  H3O
+(aq) + Cl-(aq): 
– o HCl doa um próton para a água. Conseqüentemente, o HCl é um ácido. 
– a H2O recebe um próton do HCl. Conseqüentemente, a H2O é uma base. 
• A água pode se comportar tanto como ácido quanto como base. 
• As substâncias anfóteras podem se comportar tanto como ácidos quanto como 
bases. 
Qdo um próton é 
transferido de HCl 
para H2O, HCl atua 
como um ácido de 
Bronsted-Lowry e H2O 
atua como uma base 
de B-L. 
Ácidos e Bases de Brønsted-Lowry 
 
Doador de prótons ácido 
 
Aceita prótons base 
-
(aq)(aq)3(l)2(aq) Cl OH OH HCl 

Ácidos e Bases de Lewis 
 
É uma teoria geral sobre o conceito ácido-base, relacionando o compartilhamento de 
elétrons, tanto em soluções como na fase gasosa. 
ácido: substância capaz de aceitar um par de elétrons de um outro átomo para formar 
uma ligação. Em geral são cátions metálicos ou compostos deficientes de elétrons; 
BF3 , o átomo de boro é rodeado de 3 pares de elétrons. 
 
base: substância capaz de doar um par de elétrons para outro átomo formando nova 
ligação. Em geral, são espécies neutras ou aniônicas, como bases de Bronsted. 
NH3 , o átomo de N tem três pares de ligação e um par livre. 
Reações : 
BF3 + :NH3 F3B – NH3 
Ácido base aduto ou complexo 
 Cu2+ (aq) + 4 NH3 (aq) = [Cu(NH3)4]
2+ (aq) 
Equilíbrio ácido base complexo 
ácidos neutros: CO2 (aq) + OH
- (aq) = HCO3
- (aq) 
 ácido base 
 CO2 (aq) + H2O (l) = H2CO3 (aq) 
 ácido base doando um par de elétron para o C 
Hidrogênios ionizáveis 
 Os hidrogênios que fornecem H3O
+ são chamados de 
hidrogênios ionizáveis. São aqueles que se ligam ao 
elemento mais eletronegativo na molécula do ácido. 
 Geralmente a quantidade de hidrogênios do ácido é 
a mesma que pode ionizar, mas existem exceções: 
H3PO3 + 2H2O  2H3O
+ + HPO3
2-  apenas 2H+ 
 
H3PO2 + H2O  H3O
+ + H2PO2
1-  apenas 1H+ 
Ácido fosforoso 
Ácido hipofosforoso 
Classificação dos Ácidos 
Quanto a presença ou ausência de Oxigênio 
 Hidrácidos (HCl, H2S, HBr) 
 Oxiácidos (H2SO4, H3PO4, HClO4) 
Quanto a presença ou ausência de Carboxila (-COOH) 
 Orgânicos (CH3-COOH, HOOC-COOH) 
 Inorgânicos (H2CO3, H2CO2, HCN) 
Classificação dos Ácidos 
Quanto ao número de elementos Químicos: 
 Binário (HCl, HBr, HF) 
 Ternário (H2SO4, H3PO4, HCN) 
 Quaternário (H4[Fe(CN)6]) 
Quanto ao número de Hidrogênios Ionizáveis: 
 Monoácidos (HCl, HI, H3PO2) 
 Diácidos (H2SO4, H2S, H3PO3) 
 Triácidos (H3PO4, H3BO3, H3BO2) 
 Tetrácidos (H4P2O7) 
Quanto ao Grau de Ionização (a) 
Ácidos fracos: 0< a < 5% 
Ácidos moderados: 5%  a 50% 
Ácidos fortes : 50% < a < 100% 
 Nº de Mol Ionizados 
a = 
 Nº Inicial de Mols 
Ácido fraco: HClO 
Ácido moderado: H3PO4 
Ácido forte : H2SO4 
 HClO4 
Quanto ao Grau de Ionização (a) 
Hidrácidos: 
 Fortes: HCl, HBr, HI 
 Moderado: HF 
 *Os demais são fracos!!! 
Oxiácidos: HxEOy 
0 fraco Ex.: HClO 
1 moderado Ex.: H3PO4 
2 forte Ex.: H2SO4 
y-x 
Nomenclatura Oficial: 
Hidrácidos 
 Seguem a seguinte regra: 
 Ácidos + ídrico 
 Radical do Elemento 
Oxiácidos 
Seguem a seguinte regra: 
 ico (+ oxigênio) 
Ácido __________________ + 
 Radical do Elemento oso (- oxigênio) 
Clube dos 6: 
-H2SO4 
-HNO3 
-H3PO4 
-H2CO3 
-H3BO3 
-HClO3 
Ácido Per.....ico 
Ácido .....ico 
Ácido .....oso 
Ácido Hipo.....oso 
Menos 
Oxigênios 
+7 
+6,+5 
+4,+3,+2 
+1 
Ex: H3PO3 – ác. Fosforoso 
 HClO4 – ác. Perclórico 
 H2SO3 – ác. Sulfuroso 
+3 
+7 
+4 
Nomenclatura Oxiácidos: 
Exemplo: 
H2S 
+2 - 2 
Ácido sulfídrico 
H2SO4 
+2 +6 
Ácido sulfúrico 
- 8 
*Para ácidos do enxofre 
usamos o radical em latim 
“sulfur”. 
H2SO3 
+2 +4 
Ácido sulfuroso 
- 6 
Prefixos Orto, Meta e Piro 
- o prefixo orto é usado para o ácido fundamental; 
- o prefixo meta é usado quando do ácido orto retira-se 1H2O; 
- o piro é usado para indicar a retirada de 1H2O de duas 
moléculas do orto. 
H3PO4 
+3 +5 
Ácido fosfórico 
- 8 
HPO3 
+1 +5 
Ácido fosfórico 
- 6 
H4P2O 
+4 +10 
Ácido fosfórico 
-14 
+5 
- 1 H2O 
(orto) 
meta 
- 1 H2O 
2 x 
piro 
7 
H6P2O8 (piro-fosfórico) - 1H2O = H4P2O7 ácido piro - fosfórico 
Características gerais dos ácidos 
Apresentam sabor azedo; 
Desidratama matéria orgânica; 
Deixam incolor a solução alcoólica de fenolftaleína; 
Neutralizam bases formando sal e água; 
Ácidos importantes: 
1) H2SO4 – Ác. Sulfúrico (ácido ou água de bateria) 
É um líquido incolor e oleoso de densidade 1,85 g/cm3, 
é um ácido forte que reage com metais originando 
sulfatos além de ser muito higroscópico. 
 Pode ser obtido a partir das seguintes reações: 
S + O2  SO2 
SO2 + ½O2  SO3 
SO3 + H2O  H2SO4 
*É usado para medir o desenvolvimento industrial de um país. 
2) HCl – Ácido Clorídrico (ácido muriático) 
Solução de hidreto de cloro em água. 
Apresenta forte odor, além de ser sufocante. 
É utilizado na limpeza de peças metálicas e de 
superfícies de mármore. 
É encontrado no suco gástrico humano. 
*A limpeza de superfícies com ácido clorídrico é chamada 
de decapagem. 
Ácidos importantes: 
3) HNO3 – Ác. Nítrico (áqua fortis) 
Líquido incolor fumegante ao ar que ataca 
violentamente os tecidos animais e vegetais, 
produzindo manchas amareladas na pele. 
É muito usado em química orgânica para a produção de 
nitrocompostos. 
As manchas na pele são causadas 
pela reação xantoprotéica*. 
Ácidos importantes: 
+ 3HNO3  
CH3 
-NO2 
CH3 
NO2- 
NO2 
+ 3H2O 
TNT 
*Reação para verificação da existência de proteína num líquido qualquer. Adiciona-se amônia ao 
líquido previamente aquecido com ácido nítrico, aparecendo coloração alaranjada quando há 
presença de proteína. 
4) H3PO4 – Ác. Fosfórico (Acidulante INS-338*) 
É um líquido xaporoso obtido pela oxidação do fósforo 
vermelho com ácido nítrico concentrado. 
É um ácido moderado usado na industria de vidros, 
preparo de águas minerais e nos refrigerantes de 
“cola”. Seus fosfatos são usados como adubo. 
*Seus fosfatos fazem parte da formulação do 
fertilizante “NPK”. 
Ácidos importantes: 
*Acidulantes 
São utilizados principalmente nas bebidas com função parecida com a dos aromatizantes. 
Os acidulantes podem modificar a doçura do açúcar, além de conseguir imitar o sabor de certas 
frutas e dar um sabor ácido ou agridoce nas bebidas. 
Também aparecem codificados nas embalagens, sendo reconhecidos pela letra H. São 
encontrados nos sucos de frutas e refrigerantes, entre outros. 
Bases 
De acordo com Arrhenius, base ou hidróxido é toda 
substância que, dissolvida em água, dissocia-se 
fornecendo como ânion exclusivamente OH- (hidroxila ou 
oxidrila). 
NaOH  Na+ + OH- 
Ca(OH)2  Ca
2+ + 2OH- 
Al(OH)3  Al
3+ + 3OH- 
Possuem OH- (direita); 
Metais; 
Lig. Iônicas; 
Sólidas; 
Fixas. 
Bases 
* NH3 + H2O  NH4OH 
Ametais; 
Lig. covalentes; 
Solução aquosa; 
Volátil. 
(exceção) 
Nomenclatura 
Hidróxido de _________________ 
 Nome do Elemento 
 NaOH hidróxido de sódio 
Fe(OH)2 hidróxido de ferro II 
Fe(OH)3 hidróxido de ferro III 
Classificação 
Quanto ao Número de Hidroxilas 
 
 - Monobases: NaOH; NH4OH 
 
 - Dibases: Ca(OH)2; Mg(OH)2 
 
 - Tribases: Al(OH)3; Fe(OH)3 
 
 - Tetrabases: Pb(OH)4; Sn(OH)4 
Quanto ao Grau de Dissociação Iônica 
 - Fortes: Os hidróxidos de metais alcalinos (A1) 
e metais alcalinos terrosos (A2). 
 - Fracas: Nesse grupo incluem-se o hidróxido 
de amônio (NH4OH) e as demais bases. 
Classificação 
Quanto à Solubilidade em Água 
 - Totalmente solúveis: os hidróxidos dos metais 
alcalinos (A1) e o hidróxido de amônio (NH4OH). 
 - Parcialmente solúveis: hidróxidos dos metais 
alcalino-terrosos (A2). 
 - Insolúveis: todos os demais hidróxidos. 
KOH 
Monobase 
Forte 
Solúvel 
Al(OH)3 
Tribase 
Fraca 
Insolúvel 
Características gerais das bases 
Apresentam sabor caústico; 
Estriam a matéria orgânica; 
Deixam vermelha a solução alcoólica de fenolftaleína; 
Neutralizam ácidos formando sal e água; 
1) NaOH – Hidróxido de sódio (Soda caústica) 
É um sólido branco floculado muito solúvel em água 
além de extremamente caústico. 
É usado na desidratação de gorduras, no 
branqueamento de fibras (celulose) e na fabricação de 
sabões e detergentes e como desentupidor de ralos e 
esgotos. 
*Sabões e detergentes são chamados de agentes 
tensoativos e possuem caráter básico. 
Bases importantes: 
2) Ca(OH)2 – Hidróxido de cálcio (cal apagada, 
hidratada ou extinta) 
É uma suspensão aquosa de aparência leitosa, obtida a 
partir do CaO (cal virgem). 
É usada na caiação de paredes e muros, na 
neutralização de solos ácidos e na fabricação de doces. 
Bases importantes: 
CaO + H2O  Ca(OH)2 
Cal 
Virgem 
Cal 
Apagada 
3) Mg(OH)2 – Hidróxido de magnésio (Leite de magnésia) 
É uma suspensão leitosa, obtida a partir do MgO. 
É usada como antiácido estomacal e também como 
laxante. 
*Antigamente era aplicada nas axilas para impedir a ação dos 
ácidos que causam odores indesejáveis. 
Bases importantes: 
Mg(OH)2 + 2HCl  MgCl2 + 2H2O 
4) Al(OH)3 – Hidróxido de alumínio (Maalox) 
É uma suspensão gelatinosa que pode adsorver 
moléculas orgânicas que por ventura estejam em 
solução aquosa (no tratamento da água). 
É usada como antiácido estomacal, para tingimentos e 
na preparação de lacas (resina ou verniz) para pintura 
artística. 
*Como antiácido estomacal recebe os nomes de Mylantha plus e Gelmax . 
Bases importantes: 
Pares ácido-base conjugados 
• O que quer que tenha sobrado do ácido após o próton ter sido doado é 
chamado de sua base conjugada. 
• Similarmente, o que quer que tenha sobrado da base após ela ter recebido o 
próton é chamado de um ácido conjugado. 
• Considere: 
 
 
– Após o HA (ácido) perder seu próton ele é convertido em A- (base). 
Conseqüentemente o HA e o A- são pares ácido-base conjugados. 
– Após a H2O (base) receber um próton, ela é convertida em H3O
+ (ácido). 
Conseqüentemente, a H2O e o H3O
+ são pares ácido-base conjugados. 
• Os pares ácido-base conjugados diferem entre si apenas em um próton. 
Como vimos, alguns ácidos são melhores doadores de prótons do que outros, 
algumas bases são melhores receptoras de prótons que outras. 
HA(aq) + H2O(l) H3O
+(aq) + A-(aq)
Forças relativas de ácidos e bases 
• Quanto mais forte é o ácido, mais fraca é a base conjugada. 
• O H+ é o ácido mais forte que pode existir no equilíbrio em solução aquosa. 
• O OH- é a base mais forte que pode existir no equilíbrio em solução aquosa. 
1. Os ácidos fortes transferem completamente seus prótons para a água, não 
deixando nenhuma molécula não dissociada. Suas bases conjugadas tem 
tendencia desprezível para ser protonadas (abstrair prótons) em solução aquosa. 
 
1. Os ácidos fracos dissociam-se apenas parcialmente em solução aquosa e, 
consequentemente, existem em solução como uma mistura de moléculas de 
ácido e íons constituintes. As bases conjugadas de ácidos fracos mostram ligeira 
habilidade para remover prótons da água. (As bases conjugadas de ácidos fracos 
são bases fracas). 
 
2. As substâncias com acidez desprezível são aquelas como CH4, que contem 
hidrogênio, mas não demonstram qualquer comportamento ácido em água. Suas 
bases conjugadas são fortes, reagindo completamente, abstraindo prótons das 
moléculas de água para formar íons OH-. 
 
Aqui agrupamos os ácidos e bases em três categorias abrangentes com base em seus 
comportamentos em água: 
Forças relativas de alguns pares ácido-base conjugados, listados um do lado oposto 
do outro, em duas colunas. 
Ácidos e bases conjugadas 
conjugada base ácido 
COCH OH OH OOHHC -2(aq)3(aq)3(l)2(aq)3 

conjugada base ácido
H doa
 

-Reação ácido-base e pares conjugados: 
o produto de um ácido que reagiu pode atuar como uma base, no equilíbrio: 
HCO3
- (aq) + H2O (l) = H3O
+ (aq) + CO3
- (aq) ; 
Ácido Base ácido base 
 
e o produto de uma base que reagiu pode atuar como um ácido, no equilíbrio: 
H3O
+ (aq) + CO3
- (aq) = HCO3
- (aq) + H2O (l); 
ácido base Ácido Base 
 
o par : HCO3
- (aq) e CO3
- (aq) é o par ácido – base conjugado 
(diferindo de um H); 
 
enquanto, 
H3O
+ (aq) e H2O (l) é o outro par conjugado ácido-base. 
-para a reação abaixo qual é o par conjugado ácido-base? 
 
HF(aq) + NH3(aq) = NH4
+(aq) + F- (aq) 
Auto-ionização da água 
H2O(l) + H2O(l) H3O
+(aq) + OH-(aq)
O produto iônico da água 
• Em água pura, estabelece-se o seguinte equilíbrio 
 
 
• a 25 C , em água pura , [H3O
+] = [OH-] = 1 x 10-7 M 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
• O descrito acima é chamado de auto-ionização da água. 
14-
3w
-
3
2
2eq
2
2
-
3
eq
100.1]OH][OH[K
]OH][OH[]OH[K
]OH[
]OH][OH[
K






A Autoionização da H2O: troca de prótons entre moléculas de água 
- a água tanto atua como ácido ou base 
-e dependendo da concentração de H3O
+ ou OH- , estes têm de ser 
considerados em outros equilíbrios em solução aquosa. 
 
 Portanto em equilíbrios a autoionização da água deve ser 
considerada. 
 
Se a concentração de H3O
+ cresce, a concentração de OH- decresce. 
-em água pura , [H3O
+] = [OH-] = 1 x 10-7 M, e a solução é neutra. 
-em solução ácida [H3O
+] > 1 x 10-7 e [OH-] < 1 x 10-7 M 
-em solução básica [H3O
+] < 1 x 10-7 e [OH-] > 1 x 10-7 M 
A escala de pH 
 
• Em geral, para um número X, 
 
 
 
• Por exemplo, pKw = -log Kw. 
 
 
14pOHpH
14]OHlog[]Hlog[
totanpor,14]OH][H[logpK
100.1]OH][H[K
-
-
w
14-
w







XlogpX 
pH é o símbolo para a grandeza físico-química 'potencial hidrogeniônico'. Essa 
grandeza indica a acidez, neutralidade ou alcalinidade de uma solução aquosa. 
Matematicamente, o "p" equivale ao simétrico do logaritmo (cologaritmo) de base 10 
da atividade dos íons a que se refere.No caso, íon H+. 
• A escala de pH é um método para expressarmos a acidez em termos de um 
número mais simples de se escrever. É definido como o negativo do 
logaritmo de base dez da concentração do íon hidrôxonio: 
pH = - log [H3O
+] ; 
 
• ou o antilog : [H3O
+] = 10-pH 
 
• O pOH de uma solução é definido, como: 
pOH = - log [OH-] , ou [OH-] = 10-pOH 
 
• a 25°C, [H3O
+] = [OH-] = 1 x 10-7 M, assim 
• pH = - log (1x10-7 ) = 7 e pOH = - log (1x10-7) = 7 
 
• soluções com pH < 7 são ácidas e pH> 7 são básicas. 
 
• como Kw = aH3O
+ aOH
- = 1.0 x 10-14 ou simplificando: 
 
• Kw = [H3O
+] [OH-] = 1 x 10-14 , pH + pOH = 14. 
e pKa = - log Ka valor grande de pKa significa valor pequeno de 
Ka e o ácido é fraco! 
• A maioria dos valores de pH e de pOH está entre 0 e 14. 
• Não há limites teóricos nos valores de pH ou de pOH, (por exemplo, o pH de HCl 2,0 
mol/L é -0,301). 
Concentrações de H+ e 
valores de pH de algumas 
substâncias comuns a 25oC. 
O pH e o pOH podem ser 
estimados ao se usar 
concentrações de referência 
de H+ e OH-. 
Escala de pH 
pH de água pura = 7 
pH de uma solução ácida < 7 
pH de uma solução alcalina > 7 
 
  7 1x10 log - pH
OH log - pH
7-
3

 
Exemplo 
   
    2 1x10log - pHM 1x10 OH
7,4 4x10log - pHM 4x10 OH
2-2-
3
-8-8
3




Medindo o pH 
• O método mais preciso de medir o pH é usar um medidor de pH. 
• Entretanto, alguns corantes mudam de cor quando o pH varia. 
Esses são indicadores. 
• Os indicadores são menos precisos que os medidores de pH. 
• Muitos indicadores não têm uma mudança acentuada em função 
do pH. 
• A maioria dos indicadores tende a ser vermelho em soluções mais 
ácidas. 
Indicadores 
naturais: 
Faixas de pH para as variações de cor de alguns indicadores ácido-base comuns. A 
maioria do indicadores tem faixa útil de aproximadamente 2 unidades de pH. 
Ácidos e bases fortes 
Ácidos fortes 
• 7 são os ácidos comuns mais fortes: 
 Monopróticos: HCl, HBr, HI, HNO3, HClO3, HClO4, e 
 Diprótico: H2SO4. 
• Ácidos fortes são eletrólitos fortes. 
• Todos os ácidos fortes ionizam completamente em solução: 
HNO3(aq) + H2O(l)  H3O
+(aq) + NO3
-(aq) 
• Uma vez que H+ e H3O
+ são usados de maneira intercambiável, escrevemos: 
HNO3(aq)  H
+(aq) + NO3
-(aq) 
Em uma solução aquosa de ácido forte, o ácido é normalmente a única fonte 
significativa de íons H+. 
Ácidos fortes 
• Em soluções, o ácido forte é geralmente a única fonte de H+. (Se a 
concentração em quantidade de matéria do ácido é menor do que 10-6 mol/L, a 
auto-ionização da água precisa ser considerada.) 
• Assim, o pH da solução é a concentração em quantidade de matéria inicial do 
ácido. 
Bases fortes 
 Existem relativamente poucas bases fortes comuns. A maioria são hidroxidos 
iônicos dos metais alcalinos (1A) e alcalinos terrosos (2A). 
• A maioria dos hidróxidos iônicos são bases fortes (por exemplo, NaOH, KOH, e 
Ca(OH)2) e se dissociam completamente. 
• Hidróxidos de metais 2A mais pesados tem solubilidade limitadas: Sr(OH)2 e 
Ba(OH)2 
• Portanto, uma solução rotulada de 0,30mol/L de NaOH consiste em 0,30mol/L de 
Na+ e 0,30mol/L de OH- quase não existe NaOH não-dissociado. 
Bases fortes 
• As bases fortes são eletrólitos fortes e dissociam-se completamente em solução. 
• O pOH (e, conseqüentemente, o pH) de uma base forte é dado pela concentração 
em quantidade de matéria inicial da base. Tenha cuidado com a estequiometria. 
• Para um hidróxido ser uma base, ele deve ser solúvel. 
Soluções fortemente básicas também são formadas por determinadas substâncias que 
reagem com a água para formar OH-. A mais comum destas contém o íon óxido O2-. 
Os óxidos metálicos iônicos, especialmente Na2O e CaO, são geralmente usados na 
industria quando uma base forte é necessária. 
 Portanto, as bases não têm que conter o íon OH-: 
O2-(aq) + H2O(l)  2OH
-(aq) 
Os hidretos e nitretos iônicos também reagem com água para formar OH-: 
H-(aq) + H2O(l)  H2(g) + OH
-(aq) 
N3-(aq) + 3H2O(l)  NH3(aq) + 3OH
-(aq) 
Ácido e Bases fracas 
 - poucos ácidos doam prótons com facilidade, o mesmo ocorre com as bases que os 
aceitam 
- a maioria dos ácidos e bases são fracos e suas forças relativas podem ser obtidas 
quantitativamente tendo-se a constante de equilíbrio, K, em solução aquosa. 
 
Para um ácido, genérico, HA 
HA (aq) + H2O (l) = H3O
+ (aq) + A- (aq) 
 
Qual é a expressão para a constante de equilíbrio, Ka? 
 
Para uma base, genérica , B 
B (aq) + H2O (l) = BH
+ (aq) + OH- (aq) 
Qual é a expressão para a constante de equilíbrio, Kb ? 
 
 
 
 
 
Quanto mais forte um ácido, mais fraca é a sua base conjugada. Para todos os pares 
ácido-base conjugados, os produtos de suas respectivas constantes de equilíbrio 
igualam o valor da constante de ionização da água. 
Ka . Kb = Kw 
HA(aq) + H2O(l) H3O
+(aq) + A-(aq)
HA(aq) H+(aq) + A-(aq)
]HA[
]A][OH[
K
-
3
a


]HA[
]A][H[
K
-
a


Constante de dissociação ácida 
A ordem de grandeza para Ka de ácido fraco geralmente está entre 10
-3 – 10-10. 
A maioria das substancias ácidas são ácidos fracos e consequentemente ioniza-seapenas parcialmente em soluções aquosas. 
 
• Os ácidos fracos são apenas parcialmente ionizados em solução. 
• Existe uma mistura de íons e ácido onão-ionizado em solução. 
• Conseqüentemente, os ácidos fracos estão em equilíbrio: 
 
 
• Ka é a constante de dissociação de ácido. 
• Observe que a [H2O] é omitida na expresão de Ka (a H2O é um líquido puro) 
 
• Quanto maior o Ka, mais forte é o ácido (neste caso, mais íons estão presentes no 
equilíbrio em relação às moléculas não-ionizadas). 
 
• Se Ka >> 1, o ácido está completamente ionizado e o ácido é 
 um ácido forte. 
Cálculo de Ka a partir do pH 
• Os ácidos fracos são simplesmente cálculos de equilíbrio. 
• O pH fornece a concentração no equilíbrio de H+. 
• Em muitos casos, a pequena ordem de grandeza de Ka permite-nos usar 
aproximações para simplificar o problema. 
• Usando Ka, a concentração de H
+ (e, conseqüentemente, o pH) pode ser 
calculada. 
– Escreva a equação química balanceada mostrando claramente o equilíbrio. 
– Escreva a expressão de equilíbrio. Encontre o valor para Ka. 
– Anote as concentrações iniciais e no equilíbrio para tudo exceto para a água 
pura. Geralmente supomos que a variação na concentração de H+ é x. 
• Substitua na expressão da constante de equilíbrio e resolva. Lembre-se de converter 
x em pH se necessário. 
 
Ex.: Um estudante preparou uma solução de 0,10mol/L de ácido fórmico (HCHO2) e 
mediu seu pH usando um pHmetro. Constatou-se que o pH a 25oC é 2,38. a) 
Calcule Ka para o ácido formico nesta temperatura. Reação: HCHO2 (aq)  H+ (AQ) 
+ CHO2
- (aq) 
A determinação de Ka e Kb 
 Ka e Kb são determinados experimentalmente medindo o pH da solução. 
 
Exemplo: 
 HCO2H (aq) + H2O = H3O
+ (aq) + HCO2
- (aq) 
 1 mol 1 mol 1 mol 
em que 0,0300M de ácido fórmico tem um pH=2,66. Qual é a concentração de 
íons H3O
+. Qual é o Ka
 ? 
Resp.: [H3O
+] = 10-pH = 10-2,66 = 2,2 x 10-3 M 
 HCO2H(aq) H3O
+(aq) HCO2
-(aq) 
Início: 0,030 0 0 
Equilíbrio: 0,030 – 2,2x10-3 2,2 x10-3 2,2 x 10-3 
 
A constante de equilíbrio é : 
4
3
23
2
23 107,1
)102,2030,0(
)102,2(
][
]][[ 




 x
x
x
HHCO
HCOOH
K
E como estimar o pH de uma solução de ácido fraco? 
O ácido benzóico é um ácido fraco com Ka = 6.3x 10
-5 a 25°C. Qual é o pH 
para uma solução deste ácido de 0.020M? 
a) balancear a equação e escrever a constante de equilíbrio: 
C6H5CO2H (aq) + H2O (l) = H3O
+ (aq) + C6H5CO2
- (aq) 
Ka = [H3O
+ ] [C6H5CO2
- ] / [C6H5CO2H] = 6.3x10
-5 
b) em uma tabela temos, 
 C6H5CO2H H3O
+ (aq) C6H5CO2
- 
início: 0.02000 
reação ocorrendo: -x +x + x 
No equilíbrio: 0.020 – x x x 
c) substituindo os valores em Ka : 
6.3x10-5 = x.x / (0.020 – x ) 
ou resolvemos a equação de 2o grau ou; como é um ácido fraco, portanto 
pouco dissociado ( o próprio valor de Ka já indica isto) , de modo que: 
(0.020 – x ) ~ 0.020 
Então, 
6.3x10-5 = x2 / (0.020) = 1.1x10-3 e assim, 
[H3O
+] = 1.1x10-3 M. 
e o pH = - log (1.1x10-3) = 2.95 
A nossa suposição é válida pois, 1.1 x 10-3 << 0.020 . 
Para estimar o pH de uma solução de base fraca o raciocínio é análogo ao 
realizado para uma solução de um ácido fraco. 
A anilina é uma base fraca que fornece a seguinte equação: 
C6H5NH2 (aq) + H2O (l) = C6H5NH3 
+ (aq) + OH- (aq) 
A 0.15 M o pH da solução é de 8.89. Qual é o Kb da base? 
 C6H5NH2 H2O C6H5NH3
+ OH- 
início: 0.15 0 0 
reação ocorrendo: -x +x + x 
no equilíbrio: 0.15– x x x 
a) primeiro defina a concentração da base fraca e o pH da solução; 
b) calcule a concentração de OH- a partir do pH; 
c) faça uma tabela para poder calcular as concentrações da base fraca e do 
ácido conjugado; 
d) substitua as concentrações no equilíbrio na expressão de Kb e calcule Kb. 
No equilíbrio , x = [OH-] = 7.8 x 10-6 . 
 
Kb = [C6H5NH3
+][ OH-] / [C6H5NH2] = (x) (x) / (0.15 –x)= 4 x 10
-10 
 
 
Determinando a constante de equilíbrio da base, Kb 
Calcular o pH de uma solução 0.10 M de acido acético. Sabendo que o valor de Ka = 
1.8 x 10-5. 
Etapa 1: Escreva a constante de ionização do acido acético: 
 
HC2H3O2 (aq) H
+ (aq) + C2H3O2
- (aq) 
Etapa 2: Determinar as concentrações a partir dos dados fornecidos: 
HC2H3O2 (aq) H
+ (aq) + C2H3O2
- (aq) 
 
HC2H3O2 H
+ C2H3O2
- 
Inicial 0.10M 0 0 
Reação -xM +xM +xM 
Equilíbrio (0.10 - x) M xM xM 
Ka = { [H
+][C2H3O2
-] / [HC2H3O2] } = { (x)(x) / (0.10 - x) } = 1.8 x 10
-5 
Etapa 3: substituir os dados: 
Exemplo: ácidos fracos 
Etapa 4: Desde que o valor de Ka é pequeno, podemos considerar que o valor de x 
sera muito pequeno (somente uma pequena quantidade de HC2H3O2 é dissociada). Se 
assumimos que x é muito pequena (menor que 5%) da concentração inicial do ácido, 
podemos evitar a formula quadrática . Assim a equação será: 
1.8 x 10-5 = {(x)(x) / 0.10} 
 x = 1.3 x 10-3 M = [H+]. Este valor é muito menor que 5% da concentração inicial do 
ácido 0.10M. 
Etapa 5: o valor de pH é : 
pH = -log(1.3 x 10-3M) 
pH = 2.89 
Exemplo: Calcular o porcentagem da molécula ionizadas de HF de uma solução de 0.10 
M. O valor de Ka= 6.8 x 10
-4. 
Etapa 1: Equação de ionização: 
HF (aq) H+ (aq) + F- (aq) 
Etapa 2: 
 
HF H+ F- 
INITIAL 0.10M 0 0 
CHANGE -xM +xM +xM 
EQUILIBRIUM (0.10 - x)M xM xM 
Etapa 3: constante de equilíbrio: 
 
Ka = { [H
+][F-] / [HF] } = { (x)(x) / (0.10 - x) } = 6.8 x 10-4 
Etapa 4: Assumindo que x << 0.10: 
 
6.8 x 10-4 = { x2 / 0.10} 
x = 8.2 x 10-3 M 
{ 8.2 x 10-3M / 0.1M } x 100 = 8.2%, 
Este valor é maior que 5% da concentração inicial , então x << 0.10M! 
Etapa 5: Usamos a equação do método quadrado: 
 
x2 + (6.8 x 10-4) x - 6.8 x 10-5 = 0 
 
x = 7.9 x 10-3M = [H+] 
Então, % ionizado = { [ ionizado ] / [ inicial] } x 100: 
 
{ 7.9 x 10-3M / 0.10M } x 100 = 7.9% 
Exemplo: Bases fortes 
 
Calcular o pH de uma solução de 0.010 M de Ba(OH)2. 
 
Etapa 1: Calcular [OH-]: 
Todas as moleculas de Ba(OH)2 dissocia para formar 2 ions hidróxidos e 1 cation Ba
2+. 
Etapa 2: Calcular [H+]: 
 [H+][OH-] = Kw = 1.00 x 10
-14 
[H+] = {1.00 x 10-14 / [OH-]} = {1.00 x 10-14 / 0.020M} = 5.0 x 10-13M 
Etapa 3: Calcular o pH: 
 
pH = -log ( 5.0 x 10-13M) = 12.30 
[OH-]= 0.020M 
 
• Para um par ácido-base conjugado 
 
• Conseqüentemente, quanto maior o Ka, menor o Kb. Isto é, quanto 
mais forte o ácido, mais fraca a base conjugada. 
• Tomando o negativo dos logaritimos: 
 
 
baw KKK 
baw pKpKpK 
Relação entre Ka e Kb 
Equação A: 
 
NH3(aq) + H2O(l) NH4
+(aq)+OH-(aq) Equação B: 
N.B: Outra maneira de expressão de Ka ou Kb é pKa ou pKb. 
 
pKa = -log (Ka) e pKb = -log (Kb) 
pKa + pKb = pKw = 14.00 
NH4
+(aq) NH3(aq)+H
+(aq) 
 
O que acontece em uma solução que contém não somente ácido fraco, como 
ácido acético, HC2H3O2, mas também um sal solúvel de tal ácido, como 
NaC2H3O2? 
HC2H3O2 (aq)  H
+ (aq) + C2H3O2
- (aq) 
Agora, adicionando NaC2H3O2, que se dissocia completamente, nós 
aumentamos a concentração de C2H3O2
- (aq). 
Pelo princípio de Le Chatelier: 
 
• O equilíbrio se deslocará para a esquerda (para reagentes) causando 
• A diminuição de [H+] e portanto o pH aumenta! 
Efeito do Íon Comum 
O efeito do íon comum é o deslocamento no equilíbrio que ocorre qdo um íon 
já presente na reação de equilíbrio é adicionado. 
 
EXEMPLOSe 0.100 mols de NaC2H3O2 são adicionados a 1.0 litro de 0.100 M de solução 
de ácido acético HC2H3O2, qual é o pH resultante ? 
PASSO 1: Identificar as espécies na solução: 
•HC2H3O2 (ácido fraco) 
•Na+ (nem acido nem base que significa um íon espectador) 
•C2H3O2
- (base conjugada de um ácido fraco) 
•H2O (ácido muito fraco ou base, anfotérico) 
 
PASSO 2: Identificar as reações de equilíbrio. 
Neste caso, ela é a reação que envolve o ácido fraco e sua base 
conjugada: 
HC2H3O2 (aq) H
+ (aq) + C2H3O2
- (aq) 
PASSO 3: Fazer uma tabela para determinar a concentração de equilíbrio das 
substâncias: 
HC2H3O2 (aq) H
+ (aq) + C2H3O2
- (aq) 
HC2H3O2 H+ C2H3O2- 
•Inicial 0.100 M 0 0.100 M 
•Variação -x M +x M +x M 
•equilíbrio (0.100 - x) M x M (0.100 + x) M 
 
 
PASSO 4: Determinar e resolver as constantes de equilíbrio da expressão: 
Ka = 1.8 x 10
-5 = { [H+][C2H3O2
-] / [HC2H3O2] } 
1.8 x 10-5 = { x(0.100+x) / (0.100-x) } 
1.8 x 10-5 = { x(0.100) / (0.100) } 
•Assumindo que x << 0.100 M, pois Ka x 1000 é menor que a concentração 
inicial de HC2H3O2 e C2H3O2
-: 
x = [H+] = 1.8 x 10-5, que é muito menor que 0.100M. 
 
•PASSO 5: Calcular pH! 
•pH = -log(1.8 x 10-5) = 4.74 
A adição de um íon comum pode tbém afetar a dissociação de uma base fraca 
de maneira similar. 
Íons comuns gerados por reações ácido base 
Nem todas as situações de íons comuns provém da adição de um sal. Algumas 
provem como resultado de uma reação ácido base. 
HC2H3O2 (aq) + OH
- (aq) C2H3O2
- (aq) + H2O (l) 
Se o número de mols de HC2H3O2 é maior que o número de mols de OH
-, a 
reação terá um excesso de HC2H3O2! 
 
Isso significa que a solução terá íons HC2O3H2 e C2H3O2
- e ocorrerá o efeito do 
íon comum 
Calcular o pH de uma solução produzida a partir da mistura 
de 0.60 L de 0.10 M de NH4Cl com 0.40L de 0.10 M de NaOH. 
PASSO 1: Identificar as espécies que reagem na solução: 
NH4
+ e OH- 
•NH4
+ (aq) + OH- (aq) NH3 (aq) + H2O (l) 
PASSO 2: Cálculo estequiométrico: 
• # mols NH4
+ ANTES da reação : (0.10 mol/L)(0.60L)= 0.060mols 
• # mols OH- ANTES da reação : (0.10 mol/L)(0.40L) = 0.040 mols 
 
 
NH4
+ OH- NH3 
•inicial 0.060 mol 0.040 mol 0 mol 
•variação -0.040 mol -0.040 mol +0.040 mol 
•final 0.020 mol 0 mol 0.040 mol 
 
 
•NH4
+ é o reagente em EXCESSO 
•Todo o OH- (reagente LIMITANTE) é usado 
•O volume total da solução é 1.00L. 
•Então [NH3] = 0.040 mol/1.00L = 0.040 M, 
•e [NH4
+] = 0.020 mol/1.00L = 0.020 M 
PASSO 3: Cálculo do equilíbrio 
•Agora que conhecemos as concentrações de cada reagente, 
podemos determinar o efeito do íon comum. 
NH4
+ (aq) H+ (aq) + NH3 (aq) 
 
 
NH4
+ H+ NH3 
•inicial 0.020 M 0 M 0.040 M 
•variação -x M +x M +x M 
•equilibrio (0.020 - x) M x M (0.040 + x) M 
Ka para NH4
+ = 5.6 x 10-10 
5.6 x 10-10 = { [H+][NH3] / [NH4
+] } = { x(0.040) / (0.020) } 
x << 0.020 
•Resolvendo para x, 
x = [H+] = 2.8 x 10-10 M, que é menor que 5% de 0.020. 
pH = -log(2.8 x 10-10) = 9.55 
Solução que não apresenta variação de pH quando é adicionado 
uma pequena quantidade de ácido ou base. 
Tampão contem espécies acida para neutralizar os ions OH- e 
espécies básicas para neutralizar os ions H+. Deste modo estas 
duas espécies devem ser capaz de coexistir na solução. 
Tampões são formados por um par acido fraco e base conjugada, 
com exemplo: HC2H3O2 e C2H3O2
-. 
HX (aq) H+ (aq) + X- (aq) 
Como preparar uma solução tampão? 
•Adicionando base conjugada a um ácido fraco 
•Adicionando acido forte a uma base fraca 
•Adicionando uma base forte a um acido fraco 
Solução Tampão 
Ka = { [H
+][X-] / [HX] } 
Calcular o pH de uma solução tampão composta por uma solução de 0,12M 
acido láctico (HC3H5O3 Ka=1.4x10
-4) e 0,10M de lactato de sódio (NaC3H5O3) ? 
Etapa 1: Identificar as substancias em solução: 
HC3H5O3 , C3H5O3
- , Na+ , H2O 
Etapa 2: Determinar a equação de equilíbrio: 
HC3H5O3 (aq) H
+ (aq) + C3H5O3
- (aq) 
Etapa 3: 
HC3H5O3 H
+ C3H5O3
- 
Inicial 0.12 0 M 0.10 M 
mudança - x + x + x 
Equilibro ( 0.12 - x ) x ( 0.10 + x ) 
Adicionando base conjugada a um ácido fraco 
Etapa 4: 
Ka = { [H
+][C3H5O3
-] / [HC3H5O3] } = { (x)(0.10 + x) / (0.12 - x) } = 1.4 x 10
-4 
 
Ka x 1000 (=0,14) é maior que 0,10 e 0,12; deste modo a simplificação não é 
possível. . 
0 = x2 + 0.10014x - 1.68x10-5 
x = [H+] = 1.7 x 10-4M or -0.10M 
 pH = - log[H+] = - log( 1.7 x 10-4 ) = 3.77 
Determinar a quantidade de HCl que devera ser adicionada a 
uma solução de 1.00 L de 0.10 M de NaC3H5O3 para preparar 
uma solução tampão de pH = 3.77? 
Etapa 1: Calcular a concentração de H+: 
[H+] = 10-pH 
[H+] = 10-3.77 = 1.7 x 10-4 
Etapa 2: Determinar o equilíbrio para formação de uma solução tampão: 
Deste modo, a solução devera conter o acido fraco HC3H5O3 e sua base 
conjugada. 
HC3H5O3 (aq) H
+ (aq) + C3H5O3
- (aq) 
•Adicionando acido forte a uma base fraca 
Etapa 3: 
Deste vez vamos chamar x a concentração inicial de H+. Como a concentração 
de [H+] é pequena, podemos assumir que a concentração inicial de H+ é toda 
consumida. 
HC3H5O3 (aq) H
+ (aq) + C3H5O3
- (aq) 
HC3H5O3 H
+ C3H5O3
- 
Inicial 0 x 0.10 
Variação + x - x - x 
Equilíbrio x 1.7 x 10-4 ( 0.10 - x ) 
Etapa 4: Substituir o valor das concentrações: 
Ka = 1.4 x 10
-4 = { [H+][C3H5O3
-] / [HC3H5O3] } = { (1.7 x 10
-4)(0.10 - x) / x } 
Etapa 5: determinar o valor de x: 
1.4 x 10-4 = { (1.7 x 10-4)(0.10) - (1.7 x 10-4)x } / { x } 
3.1 x 10-4 x = 1.7 x 10-5 
x = 5.5 x 10-2M = [H+] 
 
Etapa 6: Determinar a concentração de HCl: 
5.5x10-2 M H+ x { 1 mol HCl / 1 mol H+ } x 1 L = 5.5x10-2 M HCl 
Calcular a concentração de NaOH que devera ser adicionada a 
1.00 L de ácido láctico, HC3H5O3 0.10 M , para preparar uma 
solução tampão de pH=3.77 ? 
Etapa 1 : Calcular a concentração de OH- que dará o valor de 
pH: 
[H+] = 10-pH = 10-3.77 = 1.7 x 10-4 M 
[OH-] = { KW / [H
+] } = { 1.0 x 10-14 / 1.7 x 10-4 M } = 5.9 x 10-11 M 
Etapa 2 : Determinar a equação de equilíbrio para preparar uma 
solução tampão. O acido fraco e sua base conjugada deverão 
estar presente. Desta vez, teremos OH- na equação. 
HC3H5O3 (aq) + OH
- (aq) H2O (l) + C3H5O3
- (aq) 
Adicionando uma base forte a um acido fraco 
Etapa 3: 
Vamos chamar de x a concentrarão inicial OH-. 
Assumimos que [OH-] é pequena: 
HC3H5O3 (aq) + OH
- (aq) H2O (l) + C3H5O3
- (aq) 
HC3H5O3 OH
- C3H5O3
- 
inicio 0.10 x 0 
variação - x - x + x 
equilibrio ( 0.10 - x ) 5.9 x 10-11 x 
Etapa 4: Substituir o valor das concentrações: 
Desta vez o valor de K é {1 / Kb}. 
Kb = {Kw / Ka} = (1.0 x 10
-14) / (1.4 x 10-4) = 7.1 x 10-11 
{1 / Kb} = 1 / 7.1 x 10
-11 = 1.4 x 1010 
1.4 x 1010 = { [C3H5O3
-] / [HC3H5O3][OH
-] } = { x / (0.10 - x)(5.9 x 10-11) } 
Etapa 5: Determinar x: 
1.4 x 1010 = { x / (5.9 x 10-11)(0.10) - (5.9 x 10-11)x } 
(8.26 x 10-2) - (8.26 x 10-1)x = x 
x = 4.5 x 10-2M = [OH-] 
Etapa 6: Determinar NaOH: 
4.5 x 10-2 M OH- x { 1 NaOH / 1 OH- } x 1 L = 4.5 x 10-2 mols NaOH 
A capacidade de solução tampão e pH 
A capacidade de tampão é a quantidade de acido ou base que pode ser 
adicionado sem mudança no pH . Quanto mais forte o par acido-base , mais 
resistente a mudança de pH. 
Se escrevemos a constante de equilíbrio e determinamos a [H+]: 
 
[H+]= Ka { [HX] / [X
-] }, 
-log [H+] = -log [Ka { [HX] / [X
-] }] = -log Ka - log { [HX] / [X
-] } 
 -log [H+] = pH e -log Ka = pKa. 
pH = pKa - log { [HX] / [X
-] } = pKa + log { [X
-] / [HX] } 
 
De modo geral temos: 
pH = pKa + log { [base] / [acido] } 
Adição de um ácido e base a solução Tampão 
 1 L da solução de 0.100 mols de HC2H3O2 e 0.100 mols de 
C2H3O2
- formarão uma solução tampão de pH = 4.74. Qual será o 
pH da solução depois que adicionarmos 0.020 mols de NaOH ? 
Etapa 1: O OH- vai reagir com o acido HC2H3O2: 
HC2H3O2 (aq) + OH
- (aq) H2O (l) + C2H3O2
- (aq) 
HC2H3O2 OH
- C2H3O2
- 
Inicial 0.100 0.020 0.100 
Variação -0.020 -0.020 +0.020 
Final 0.080 0 0.120 
Etapa 2: A solução contem o acido fraco e sua base conjugada: 
HC2H3O2 (aq) H
+ (aq) + C2H3O2
- (aq) 
HC2H3O2 H
+ C2H3O2
- 
Inicial 0.080 0 0.120 
Variação -x +x +x 
Equilíbrio (0.080 - x) x (0.120 + x) 
Ka = { [C2H3O2
-][H+] / [HC2H3O2] } = { (0.120 + x)(x) / (0.080 - x) } = 
1.8 x 10-5 
1.8 x 10-5 = { (0.120) x / (0.080) } 
x = [H+] = 1.2 x 10-5 M 
pH = -log (1.2 x 10-5) = 4.92 
Aplicação 
Vários sistemas, como os sistemas biológicos, tem extrema 
sensibilidade a mudança de pH . Para estudar estes sistemas, o 
pH devera ser controlado por uma solução tampão . Como 
podemos determinar qual é a concentração de tampão usar? 
Qual será a concentração mínima de HC2H3O3 sendo 1L de solução tampão 
de of HC2H3O3-C2H3O3
- (pH = 4.74) se a mudança de pH é de 0.1 com a 
adição de 0.050 mols de HCl? 
Etapa 1: O HCl adicionado vai reagir com a a base C2H3O3
-: 
C2H3O3
- + H+ HC2H3O3 
O pH da solução tampão é 4.74. Este valor é igual ao valor de pKa do ácido 
acético. 
HC2H3O3 H
+ C2H3O3
- 
Inicial x mol 0.050 x mol 
Variação +0.050 -0.050 -0.050 
Final (x+0.050) 0 mol (x-0.050) 
Etapa 2: Calcular as concentrações para produzir o pH desejado : 
Adicionando o ácido, o pH diminui. A diminuição será de 0.1, 
pH=4.64. [H+] = 10-pH 
[H+] = 10-4.64 = 2.29 x 10-5 M 
Etapa 3: Calculo das concentrações 
HC2H3O3 H
+ + C2H3O3
- 
HC2H3O3 H
+ C2H3O3
- 
Inicial (x+0.050) 0 (x-0.050) 
Variação -2.29 x 10-5 +2.29 x 10-5 +2.29 x 10-5 
Equilíbrio (x+0.050) 2.29 x 10-5 (x-0.050) 
Ka = { [H
+][C2H3O2
-] } / [HC2H3O2] = { (2.29x10
-5)(x-0.050) } / 
(x+0.050) = 1.8x10-5 
x = [HC2H3O2] = 0.417M 
 
Deste modo as [HC2H3O2] e de [C2H3O2
-] devera ser de 0.417M. 
The end!