Aula 8 Balanço de carga no equilíbrio ácido base de Bronsted

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1 
•Balanço de Carga 
Princípio da eletroneutralidade no 
meio reacional 
[+]= [-] 
O somatório das concentrações de equilíbrio 
das espécies de carga positiva é igual ao 
somatório das concentrações de equilíbrio 
das espécies de carga negativa 
2 
Usando razão estequiométrica ou molar, responda 
a) Quantos mol de carga positiva (ou negativa) um cátion (ânion) fornece em 
solução ? 
 
b) Qual a concentração de cargas positivas (ou negativas) devido a um cátion 
(ânion) presente em uma solução? 
 
?
?
cátiondemoldenúmero
)( cargademoldenúmero
n
n
cátion
)(




Importante: Para saber os íons (positivos e negativos) que 
existem em solução é necessário escrever todas as reações 
químicas do sistema. 
?
?
âniondemoldenúmero
)( cargademoldenúmero
n
n
ânion
(-)



3 
]3.[PO][n3.n
1
3
n
n
:POPara
]2.[SO][n2.n
1
2
n
n
:SOPara
][OH][nn
1
1
n
n
:OHPara
]3.[Al][3.nn
1
3
n
n
:AlPara
]2.[Ca][2.nn
1
2
n
n
:CaPara
][H][nn
1
1
n
n
:HPara
3
4POíoncarga
POíon
carga3
4
2
4SOíoncarga
SOíon
carga2
4
OHíoncarga
OHíon
carga
3
Alíoncarga
Alíon
carga3
2
Caíoncarga
Caíon
carga2
Híoncarga
Híon
carga
3
4
3
4
2
4
2
4
3
3
2
2




































Dividindo ambos os lados por V 
Exercício resolvido em sala de aula 
1)Na3PO4 C =4,3.10
-2 mol/L pH = 6,5 com HCl 
2) H3PO4 C =4,3.10
-2 mol/L pH = 6,5 com NaOH 
 
Dados úteis: H3PO4 pKa1= p1,96 pKa2=7,13 pKa3=12,23 pKw=14 
 
Em pH =6,5 0=2,326.10
-5; 1=0,8083; 2=0,1917 3=3,569.10
-7 
 
Para as soluções 1 e 2: 
a) Reações 
b) Equação do Balanço de matéria 
c) Concentrações analíticas das espécies conjugadas de Bronsted 
d) Concentrações no equilíbrio das espécies conjugadas de Bronsted 
e) Equação do Balanço de carga 
f) Concentração analítica de ácido forte (ou base forte) para ajustar o 
pH do meio 
g) Concentração de equilíbrio de ácido forte (ou base forte) 
5 
H2O(l) ⇌ H+(aq) + OH-(aq) pKw=14 
Na3PO4(s) → 3 Na+(aq) + PO43- 
H3PO4(aq) ⇌H+(aq) + H2PO4-(aq) pKa1= 1,96 
H2PO4-(aq) ⇌H+(aq) + HPO42-(aq) pKa2=7,13 
HPO42-(aq) ⇌H+(aq) + PO43-(aq) pKa3=12,23 
Ajuste de pH: HCl(g) → H+(aq) + Cl-(aq) pKa=-6,2 
 
1 A) Reações 
 
2 A) Reações 
Ajuste de pH: 
1)Na3PO4 C =4,3.10
-2 mol/L pH = 6,5 ajuste com HCl 
2) H3PO4 C =4,3.10
-2 mol/L pH = 6,5 ajuste com NaOH 
6 
1 B e 2 B) 
 Equação do Balanço de matéria dos pares ácido-base conjugados 
 
 
 
 
 
1C e 2 C) Concentrações analíticas ou totais das espécies ácido-base 
conjugados em solução 
 
 
 
 
 
1D e 2 D) Concentrações de equilibrio das espécies ácido-base 
conjugados em solução 
[H3PO4]=0CT = 2,33.10-5.4,3.10-2 mol/L =1,00.10-6mol/L 
[H2PO4-]=1CT = 0,8083.4,3.10-2 mol/L = 3,48.10-2 mol/L 
[HPO42-]=2CT = 0,1899.4,3.10-2 mol/L = 8,17.10-3 mol/L 
[PO43-]=3CT = 3,789.10-7.4,3.10-2mol/L = 1,63.10-8 mol/L 
 
 mol/L 4,3.10 CCCCC -2
POHPOPOHPOH -34
-2
4
-
4243
 mol/L 4,3.10 ][PO][HPO]PO[H]PO[HC 2-
3
4
2
44243 

1e) Considerando que na solução inicial se partiu do sal da base conjugada 
+[Cl-] 
Para escrever o balanço de carga preciso de todas as reações: 
H2O(l) ⇌ H
+
(aq) + OH
-
(aq) pKw=14 
Na3PO4(s) → 3 Na
+
(aq) + PO4
3- 
H3PO4(aq) ⇌H
+
(aq) + H2PO4
-
(aq) pKa1= 1,96 
H2PO4
-
(aq) ⇌H
+
(aq) + HPO4
2-
(aq) pKa2=7,13 
HPO4
2-
(aq) ⇌H
+
(aq) + PO4
3-
(aq) pKa3=12,23 
Ajuste de pH: HCl(g) → H
+
(aq) + Cl
-
(aq) pKa=-6,2 
2e) Considerando que na solução inicial se partiu do ácido conjugado 
 
Ajuste de pH: 
[+]= [-] 
 reagente sobrea não completa é reação sua porque zero [HCl] 1g) 
T3T2T1
14)(pH
T
pH .C3α.C2α.Cα103.C10  
2722)145,6(25,6 10.3,410.789,3310.3,41899,0210.3,480101,01010.3,4310  
0507,0129,0
10.07,510.29,1
10.89,5410.63,110.44,31010.29,110.16,3
21
822817





+[Cl-] 
+[Cl-] 
+[Cl-] 
+[Cl-] 
+[Cl-] 
+[Cl-] 
[+]= [-] 
[Cl-] = + 0,0783 mol/L 
Resposta 1f) mol/L 0,0783C em
pH o ajustar para e HCl com satisfeito é cargas de balanço O
HCl do completa ionização da provém Cl todo porque 
 L mol/ 0,0783 CC][Cl
HCl
HClCl





T3T2T1
14)(pHpH .C3α.C2α.Cα1010][Na   2722)145,6(5,6 10.3,410.789,3310.3,41899,0210.3,480101,01010][  Na LmolNa
Na
Na
/.0507,010.16,30507,0][
0507,010.16,3][
10.89,410.63,110.44,31010.16,3][
7
7
82287






reagente sobra não seja ou completa, é reação sua porque zero [NaOH] 2g) 
Resposta 2f) 
[+]= [-] mol/L0,0507 C a e
pH o ajustar para NaOH com satisfeito é cargas de balanço O
NaOH do completa odissociaçã da vem sódio todo porque
 mol/L0,0507CC][Na
NaOH
NaOHNa




10 
 Comparações entre os 2 sistemas estudados 
 
1) Na3PO4 CT=4,3.10
-2 mol/L;pH=6,5 com HCl CHCl=0,0783 mol/L 
 
2) H3PO4 CT=4,3.10
-2 mol/L;pH=6,5 com NaOH CNaOH=0,0587 mol/L 
 
 
 Os 2 sistemas têm o mesmo balanço de matéria 
 
Ou seja CT=[H3PO4]+[H2PO4
-]+[HPO4
2-]+[PO4
3-] 
 
 Porque tanto faz partir da base conjugada ou da espécie mais 
protonada, irão ocorrer os mesmos equilíbrios ácido-base em ambos 
os casos 
Porém os balanços de carga são diferentes, devido ao reagente 
usado no ajuste de pH 
Em 1) 
 
Em 2) 
 
+[Cl-] 
Como determinar se o ajuste de 
pH será realizado com ácido forte 
(HCl, por exemplo) ou com base 
forte (NaOH, por exemplo). 
Exercícios resolvidos em sala de aula 
 
3) solução NH4NO3 0,5 mol/L pH=9 
4)solução NH3 0,5 mol/L pH=9 
 
NH4
+ α0=0,63474 α1=0,36526 pKa = 9,24; HCl pKa= - 6,2 pKw=14 
 
Para as soluções 3 e 4 
 
a) Reações 
b) Equação do Balanço de matéria 
c) Concentrações analíticas das espécies conjugadas de Bronsted 
d) Concentrações no equilíbrio das espécies conjugadas de Bronsted 
e) Foi usado ácido forte ou base forte para ajustar o pH em 9 ? 
f) Calcule a concentração analítica de ácido forte (ou base forte) necessária para 
ajustar o pH do meio 
g) Qual a concentração de equilíbrio de ácido forte (ou base forte) no meio 
reacional 
13 
Como determinar se o ajuste de pH será realizado com 
ácido forte (HCl, por ex) ou com base forte (NaOH, por exemplo). 
Exemplo 3: solução NH4NO3 0,5 mol/L pH=9 
(partindo do ácido ou da espécie mais protonada, NH4
+) 
NH4
+ α0=0,63474 pKa = 9,24; HCl pKa= - 6,2 pKw=14 
 
a) Reações: H2O(l) ⇋ H
+
(aq) + OH
-
(aq) pKw=14 
 NH4NO3(s) → NH4
+
(aq) + NO3
-
(aq) 
 NH4
+
(aq) ⇋ NH3(aq) + H
+
(aq) pKa=9,24 
 Possibilidades para Ajuste de pH : A: NaOH(s) → Na
+
(aq) + OH
-
(aq) 0U 
 B: HCl(g) → H
+
(aq) + Cl
-
(aq) pKa= - 6,2 
b) Balanço de matéria: C = [NH4
+] + [NH3] =0,5 mol/L 
 
 
d) [NH4
+] = 0.C e [NH3] = 1.C 
 
e) Fazendo a suposição de que o pH foi ajustado com NaOH 
 Balanço de carga na situação A: [NH4
+] + [H+] + [Na+] = [OH-] + [ NO3
-] 
 0.Ca + 10
-pH + [Na+] = 10(pH-14) + CT 
 0,63474.0,5 + 10-9 + [Na+] = 10-5 + 0,5 
 0,317 + [Na+] = 0,5 [Na+]= +0,183 
 → [Na+]= CNa+=CNaOH = + 0,183 mol/L (possível) Obalanço de cargas é satisfeito 
 
g) [NaOH]=0 pois ele dissocia completamente, não sobra reagente 
 
 
 mol/L CCC c)
34
NHNH
5,0 
14 
Outra possibilidade é mostrar o balanço de cargas supondo que o pH foi 
ajustado com HCl (B) 
 
Balanço de carga na situação B: [NH4
+] + [H+] = [OH-] + [NO3
-] + [Cl-] 
 0.Ca + 10
-pH = 10(pH-14) + C T + [Cl
-] 
0,63474.0,5 + 10-9 = 10-5 + 0,5 + [Cl-] 
0,317 = 0,5 + [Cl-] 
[Cl-] =- 0,18263 
→ [Cl-]= CCl-=CHCl = - 0,183 mol/L (impossível) 
14 
E se eu adicionar HCl até que sua concentração seja + 0,183 mol/L qual será o pH? 
[NH4
+] + [H+] = [OH-] + [NO3
-] + [Cl-] 
[NH4
+]-[NO3
-] - [Cl-] = [OH-] - [H+] 
0,317-0,5-0,183= [OH-] - [H+] 
 -0,366 = [OH-] - [H+] 
4,0/366,0][
2
)10.1.1.4(366,0366,0
][
0][366,0][
][][366,0
][
][
366,0
142
2
2













pHLmolH
H
KHH
HKH
H
H
K
w
w
w
Resp. O balanço de cargas não é satisfeito com 
HCl, então o pH tem que ser ajustado em 9 
com NaOH, Sendo que CNaOH = +0,183 mol/L 
Ainda (partindo do ácido ou da espécie mais protonada, NH4
+ 
15 
Exemplo 4: solução NH3 0,5 mol/L pH=9 
NH4
+ α0=0,63474 pKa = 9,24; HCl pKa= - 6,2 pKw=14 
 
a) Reações: H2O(l) ⇋ H
+
(aq) + OH
-
(aq) pKw= 14 
 NH4
+
(aq) ⇋ NH3(aq) + H
+
(aq) pKa=9,24 
Ajuste de pH : A: NaOH(s) → Na
+
(aq) + OH
-
(aq) 0U 
 B: HCl(g) → H
+
(aq) + Cl
-
(aq) pKa= - 6,2 
 
b) Balanço de matéria: C = [NH4
+] + [NH3] =0,5 mol/L 
 
 
 d) [NH4
+] = 0.C e [NH3] = 1.C 
 
e) Fazendo a suposição de que o pH foi ajustado com HCl 
Balanço de carga na situação B: [NH4
+] + [H+] = [OH-] + [Cl-] 
 0.CT + 10
-pH = 10(pH-14) +[Cl-] 
 0,63474.0,5 + 10-9 = 10-5 + [Cl-] 
0,317 + 10-9 = 10-5 + [Cl-] 
0,317 = 10-5 + [Cl-] 
[Cl-] = 0,317 - 10-5 = + 0,317 → [Cl-]= CCl-=CHCl = + 0,317 mol/L (possível) 
O balanço de cargas é satisfeito. 
 
g) [HCl]=0 pois ele ioniza completamente ( não sobra reagente) 
Partindo da base conjugada NH3 
 mol/L CCC c)
34
NHNH
5,0 
16 
Balanço de carga na situação A: [NH4
+] + [H+] + [Na+] = [OH-] 
 0.CT + 10
-pH + [Na+] = 10(pH-14) 
 0,63474.0,5 + 10-9 + [Na+] = 10-5 
 0,317+ [Na+] = 10-5 
 
[Na+]= - 0,317→ [Na+]= CNa+=CNaOH= - 0,317 mol/L (impossível) 
 
O balanço de cargas não é satisfeito 
E se for adicionado NaOH até que sua concentração seja + 0,317 mol/L 
Qual será o valor de pH? 
 
Supondo que [Na+] = 0,317mol/L 
[NH4
+] + [H+] + [Na+] = [OH-] 
0.CT + [H
+] + [Na+] = [OH-] 
0.CT
 + [Na+] = [OH-] - [H+] 
 
 
122/634,0][
2
)10.1.1.4(634,0634,0
][
0][634,0][
][][634,0
][
][634,0
][][317,0317,0
142
2
2















pHpOHLmolOH
OH
KOHOH
KOHOH
OH
K
OH
HOH
w
w
w
Resp. O balanço de cargas não é satisfeito com 
NaOH, então o pH tem que ser ajustado em 9 
com HCl, Sendo que CHCl = +0,317 mol/L 
Ainda partindo da base conjugada , NH3 , ouutra possibilidade é mostrar o balanço de cargas 
supondo que o pH foi ajustado com NaOH (A) 
17 
Importante: Finalidades do balanço de matéria e de carga 
 
 O balanço de matéria é útil para o cálculo das concentrações 
de Equilíbrio das espécies mais protonadas e das bases 
conjugadas presentes em um equilíbrio químico ácido-base de 
Bronsted em um dado pH 
 
 O balanço de cargas é útil para se calcular a concentração 
analítica ou total de ácido forte (por ex HCl) ou base forte 
(por ex. NaOH) necessário para ajustar o pH de uma solução 
em um valor desejado. 
 
 É importante nos cálculos para preparo de solução tampão 
 
 Estudaremos solução tampão mais adiante!