Ácidos e Bases

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ÁCIDOS E BASES 
1 
Definição restrita ao solvente água. 
 ÁCIDO: Substância que em meio aquoso sofre ionização formando 
como cátion, o íon H+(aq.) (próton hidratado). 
 
 HCl(g)  H
+
(aq.) + Cl
-
(aq.) (em água) 
 H2SO4(l)  2H
+
(aq.) + SO4
2-
(aq.) (em água)
 
 CH3COOH(l) ↔ H
+
(aq.) + CH3COO
-
(aq.) (em água) 
Ácidos e Bases de Arrhenius 
2 
Definição restrita ao solvente água. 
 BASE: Composto que produz íons hidróxido em água. 
 
 NH3(l) ↔ NH4
+
(aq.) + OH
-
(aq.) (em água) 
 NaOH(s)  Na
+
(aq.) + OH
-
(aq.) (em água) 
 Ca(OH)2(s)  Ca
2+
(aq.) + 2OH
-
(aq.) (em água) 
 
Quando os químicos estudaram solvente diferentes as água, como a 
amônia líquida, encontraram um certo número de substâncias que 
mostraram o mesmo padrão de comportamento ácido-base, mas 
obviamente as definições de Arrhenius não podiam ser usadas. 
 
Ácidos e Bases de Arrhenius 
3 
Definição mais ampla que a de Arrhenius; é caracterizada pela 
transferência de prótons (um íon hidrogênio) de uma substância para 
outra. Formando o par conjugado ácido-base. 
 ÁCIDO: É um doador de prótons. 
 
 HCl(g) + H2O(l)  H3O
+
(aq.) + Cl
-
(aq.) 
 HF(l) + H2O(l)  H3O
+
(aq.) + F
-
(aq.) 
 Ácido 1 Base 2 Ácido 2 Base 1 
 
 
 
Ácidos e Bases de Bronsted-Lowry 
4 
 BASE: É um receptor de prótons. 
 
 NH3(aq.) + H2O(l) ↔ OH
-
(aq.) + NH4
+
(aq.) 
 
A definição de Bronsted-Lowry é mais abrangente e permite classificar 
espécies em ácidas e básicas, sem necessariamente estarem em 
soluções aquosas e apresentar o íon OH-. 
 HCl(g) + NH3(aq.) ↔ NH4
+
(aq.) + Cl
-
(aq.) 
 Ácido 1 Base 2 Ácido 2 Base 1 
 
 
Ácidos e Bases de Bronsted-Lowry 
5 
Definição mais abrangente que a de Bronsted-Lowry; é caracterizada 
pela transferência de pares de elétrons. 
 Ácido: É um receptor de pares de elétrons. 
 Base: É um doador de pares de elétrons. 
Quando uma base de Lewis doa um par de elétrons a uma ácido de 
Lewis, forma-se uma ligação covalente coordenada, isto é, uma 
ligação em que os elétrons provêm de um dos átomos. 
Um próton (H+) é um receptor de par de elétrons e portanto, um ácido 
de Lewis, porque ele pode unir-se a um par de elétrons isolados de 
uma base de Lewis. 
 
 
Ácidos e Bases de Lewis 
6 
Um íon hidróxido (OH-) é uma base de Lewis. Ela forma uma ligação 
covalente coordenada com o próton, um ácido de Lewis, fornecendo o 
par de elétrons da ligação. 
 H+ + [:O – H]- ↔ H – O – H 
 Ácido Base 
 
 
 ↔ 
 
 Ácido Base 
Ácidos e Bases de Lewis 
7 
 Um ácido forte está completamente desprotonado em solução. 
 
Ex.: O cloreto de hidrogênio é um ácido forte em água. 
 Uma solução de cloreto de hidrogênio em água, contém íons cloreto (Cl-) e 
praticamente nenhuma molécula de HCl. 
 
 HCl(aq.) + H2O(l)  H3O
+
(aq.) + Cl
-
(aq.) 
 
 
 
 
 
Ácidos e Bases Fortes e Fracos 
8 
Um ácido fraco está parcialmente desprotonado em solução. 
 
 O ácido acético, por outro lado, é um ácido fraco em água. Somente uma 
pequena fração de suas moléculas sofre desprotonação, de acordo com a 
equação: 
 CH3COOH(aq.) + H2O(l) ↔ H3O
+
(aq.) + CH3COO
-
(aq.)
 
 
 E a solução contém principalmente moléculas de CH3COOH. 
 
 
Ácidos e Bases Fortes e Fracos 
9 
 Uma base forte está completamente protonada em solução. 
 
Ex.: Dissolução CaO. 
 
 O2-(aq.) + H2O(l)  2OH
-
(aq.) 
 
O íon óxido fica totalmente protonado em solução. 
 
Ácidos e Bases Fortes e Fracos 
10 
 Uma base fraca está parcialmente protonada em solução. 
 
Ex.: 
 NH3(aq.) + H2O(l) ↔ NH4
+
(aq.) + OH
-
(aq.) 
 
 
Uma pequena porção de NH3 converte-se em NH4
+ 
Ácidos e Bases Fortes e Fracos 
11 
 Bases fracas >> Amônia e seus derivados orgânicos, as aminas. 
 
 
Ácidos e Bases Fortes e Fracos 
Bases Fortes 
Hidróxidos do grupo 1 
Hidróxidos de metais alcalinos terrosos Ca(OH)2, Sr(OH)2, 
Ba(OH)2 (exceção, Mg(OH)2) 
Óxidos dos grupos 1 e 2 (CaO) 
Ácidos Fortes 
Ác. Bromídrico, HBr 
Ác. Clorídrico, HCl 
Ác. Iodídrico, HI 
Ác. Nítrico, HNO3 
Ác. Clórico, HClO3 
Ác. Perclórico, HClO4 
Ác. Sulfúrico, H2SO4 
12 
 Uma importante consequência das definições de Brosnted-Lowry de 
ácidos e bases é que a mesma substância pode funcionar como ácido 
e como base. 
 
 Por exemplo, uma molécula de água aceita um próton de uma 
molécula de ácido (como HCl ou HCN) para formar um íon H3O
+. 
Logo, a água é uma base. 
 
 
 
Dissociação da Água 
13 
 Entretanto, uma molécula de água apode doar um próton a uma 
base (como O2- ou NH3) e tonar-se um íon OH
-. Assim, a água é, 
também, um ácido. 
 Dizemos, então, que a água é anfiprótica, isto é, que ela pode agir 
como doadora e como receptora de prótons. 
 
 Como a água é anfiprótica – porque ela funciona como ácido e 
como base – ocorre transferência de prótons entre as moléculas de 
água até mesmo em água pura. 
 
 
 
Dissociação da Água 
14 
 A reação é muito rápida e o equilíbrio 
 
 2H2O(l) ↔ H3O
+
(aq.) + OH
-
(aq.) 
 
 está sempre presente na água e em suas soluções. 
 
Esse tipo de reação, em que uma molécula transfere um próton para 
outra molécula igual, é chamado autoprotólise. 
 
Dissociação da Água 
15 
 Como as ligações O – H são fortes, podemos esperar que a fração 
de prótons transferida seja muito pequena (aproximadamente uma em 
5 milhões de moléculas de água está ionizada a 25 oC). 
 
 A constante de equilíbrio para a reação é: 
 
 
 
 Em soluções diluídas, o solvente está quase puro, logo, sua 
atividade pode ser considerada igual a 1. 
 
Dissociação da Água 
 2
2
3
OH
OHOH
a
aa
K


16 
 A expressão resultante é chamada de constante de autoprotólise da 
água e é escrita Kw: 
 
 
A atividade de um soluto em uma solução diluída é aproximadamente 
igual à molaridade, logo uma forma mais prática desta expressão: 
 
 >>> Produto iônico da água ou 
 constante de ionização da água 
 
 
Dissociação da Água 
 OHOHw aaK 3
   OHOHKw 3
17 
Em água pura, em 25 oC, as concentrações molares de H3O
+ e OH- são 
iguais e têm o mesmo valor experimental 1,0 x 10-7 mol L-1. Assim, 
 
 
As concentrações de H3O
+ e OH- são muito pequenas em água pura, o 
que explica por que a água pura é má condutora de eletricidade. 
 
Como Kw é uma constante de equilíbrio, o produto das concentrações dos 
íons H3O
+ e OH- é igual a Kw. 
 
 
 
Dissociação da Água 
   1477 100,1100,1100,1   xxxKw
18 
 Podemos aumentar a concentração de íons H3O
+ por adição de 
ácido, porém, a concentração de íons OH- decresce para manter o 
valor de Kw. E vice-versa. 
 
 O equilíbrio de autoprotólise interliga as concentrações de H3O
+ e 
OH- como uma gangorra; quando um sobe, a outra desce. 
 
 
 
 
Dissociação da Água 
19 
 A acidez de uma solução aquosa está diretamente relacionada à 
concentração de íons H3O
+. 
 
 Uma pequena dificuldade é que a molaridade dos íons H3O
+ pode 
variar em muitas ordens de grandeza:em algumas soluções pode ser 
maior do que 1 mol L-1 e, em outras, menor do que 10-14 mol L-1. 
 
 Os químicos evitam a dificuldade de lidar com essa faixa extensa 
de valores usando logaritmos. 
 
 
Escala de pH 
20 
 Indicando a molaridade do íon hidrônio em termos do pH da 
solução, isto é, o logaritmo negativo (na base 10) da molaridade do 
íon hidrônio: 
 
 pH = - log [H3O
+] 
 
Assim, o pH da água pura, em que a [H3O
+] = 1,0 x 10-7 mol L-1, em 25 
oC, é: 
 pH = - log 1,0 x 10-7 = 7,00 
Escala de pH 
21 
 A maior parte das soluções usadas em química tem o pH no 
intervalo de 0 a 14, mas valores fora dessa faixa também são 
possíveis. 
 
 O sinal negativo na definição do pH indica que quanto maior a 
concentração molar de H3O
+, menor será o pH. 
 pH da água pura é 7. 
 pH de uma solução ácida é < 7. 
 pH de uma solução básica é >7. 
 
Escala de pH 
22 
 Ex.1: Qual é o pH de (a) sangue humano, no qual a molaridade dos 
íons [H3O
+] = 4,0 x 10-8 mol L-1; (b) 0,020 M HCl(aq.); (c) 0,040 M 
KOH(aq.)? 
 
>> Para converter o pH em molaridade de [H3O
+]: 
 [H3O
+] = 10–pH mol L-1 
 
Escala de pH 
23 
 
 Ex.2: Qual é o pH em 0,030 M Ba(OH)2(aq.), a 25 
oC? 
 
 
 Ex.3: Qual é a concentração de íon hidrônio em uma solução cujo 
pH é 4,83? 
Escala de pH 
24 
ÁCIDOS E BASES FRACOS 
 
 Soluções de ácidos diferentes com a mesma concentração podem 
não ter o mesmo pH. 
Por exemplo, 
 O pH de 0,10 M CH3COOH(aq) é próximo de 3,0. 
 Já o pH de 0,10 M HCl(aq) é próximo de 1,0.
 
Conclui-se que a molaridade de H3O
+ em 0,10 M CH3COOH(aq) é 
menor que em 0,10 M HCl(aq) . 
Dissociação de eletrólitos fracos 
25 
ÁCIDOS E BASES FRACOS 
 
 A explicação é que, em água, CH3COOH não está completamente 
desprotonado. 
 
 CH3COOH(aq.) + H2O(l) ↔ H3O
+
(aq.) + CH3COO
-
(aq.) 
 
 
Dissociação de eletrólitos fracos 
26 
ÁCIDOS E BASES FRACOS 
 
 Do mesmo modo, a molaridade de OH- é menor em 0,10 M NH3(aq) 
do que em 0,10 M NaOH(aq). 
 A explicação é que, em água, NH3 não está completamente 
protonada. 
 NH3(aq.) + H2O(l) ↔ NH4
+
(aq.) + OH
-
(aq.) 
 
 
 
Dissociação de eletrólitos fracos 
27 
 Como os ácidos e bases estão em equilíbrio em solução, podemos 
expressar a força de um ácido ou de uma base em termos da 
constante de equilíbrio da transferência de prótons entre o soluto e o 
solvente. 
 Por exemplo, para o ácido acético em água: 
 CH3COOH(aq.) + H2O(l) ↔ H3O
+
(aq.) + CH3COO
-
(aq.) 
 A constante de equilíbrio é: 
 
 
 
 
Constantes de Acidez e Basicidade 
  
 COOHCH
COOCHOH
Ka
3
33


28 
 A expressão resultante é chamada de constante de acidez 
(constante de ionização), Ka. 
 O valor experimental de Ka, para o ácido acético, em 25 
oC é 1,8 x 
10-5. 
 Esse valor pequeno indica que só uma pequena parte das 
moléculas de CH3COOH doa seus prótons quando dissolvida na 
água. 
 
 
 
 
Constantes de Acidez e Basicidade 
29 
 Em geral, a constante de acidez de um ácido HA é: 
 
 HA(aq.) + H2O(l) ↔ H3O
+
(aq.) + A
-
(aq.) 
 
 
 
 
 
 
Constantes de Acidez e Basicidade 
  
 HA
AOH
Ka

 3
30 
 Podemos escrever também uma constante de equilíbrio para o 
equilíbrio de transferência de prótons de uma base em água. No caso 
da amônia em água, por exemplo: 
 
 NH3(aq.) + H2O(l) ↔ NH4
+
(aq.) + OH
-
(aq.) 
 
 
 
 
 
 
Constantes de Acidez e Basicidade 
  
 3
4
NH
OHNH
Kb


31 
 Em geral, a constante de basicidade de uma base B em água é: 
 
 B(aq.) + H2O(l) ↔ HB
+
(aq.) + OH
-
(aq.) 
 
 
 
 
 
 
Constantes de Acidez e Basicidade 
  
 B
OHHB
Kb


32 
 As constantes de acidez e de basicidade são comumente 
registradas na forma de seus logaritmos negativos. 
Por definição, 
 pKa = - log Ka 
 pKb = - log Kb 
• Quanto menor for o valor de Ka, maior será o valor de pKa >>> mais 
fraco é o ácido; 
• Quanto menor for o valor de Kb, maior será o valor de pKb >>> mais 
fraca é a base. 
 
 
Constantes de Acidez e Basicidade 
33 
RELAÇÃO ENTRE Ka E Kb 
 Para a reação da amônia: NH3(aq.) + H2O(l) ↔ NH4
+
(aq.) + OH
-
(aq.) 
 
 
O equilíbrio de transferência do ácido conjugado da amônia, NH4
+ em 
água: NH4
+
(aq.) + H2O(l) ↔ H3O
+
(aq.)+ NH3(aq.) 
 
 
 
Constantes de Acidez e Basicidade 
  
 3
4
NH
OHNH
Kb


  
 


4
33
NH
OHNH
Ka
34 
RELACAO ENTRE Ka E Kb 
 A multiplicação das duas constantes de equilíbrio dá: 
 
Ka x Kb = x = [H3O
+] [OH-] 
 
Ka x Kb = Kw 
pKa + pKb = pKw 
 Nessa expressão, Ka é a constante de acidez de um ácido fraco e Kb é 
constante de basicidade da base conjugada desse ácido, um par ácido-base 
conjugado. 
 
Constantes de Acidez e Basicidade 
  
 3
4
NH
OHNH 
  
 

4
33
NH
OHNH
35 
Ex.1: Calcule o pH e a percentagem de desprotonação de 0,10 M de 
CH3COOH(aq) sabendo que a constante Ka do ácido acético é 1,8 x 
10-5. 
pH de soluções de ácidos e bases fracos 
36 
Ex.2: Calcule o pH e a percentagem de protonação de uma solução 
0,20 M de metilamina, CH3NH2(aq), em água. A constante Kb de 
CH3NH2 é 3,6 x 10
-4. 
pH de soluções de ácidos e bases fracos 
37 
Ex.3: O pH de uma solução 0,010 M do antisséptico ácido mandélico, 
em água, é 2,95. Qual é a constante de acidez, Ka, do ácido 
mandélico? 
pH de soluções de ácidos e bases fracos 
38 
 Um tipo de solução importante é o tampão. Uma solução em que o 
pH tende a permanecer o mesmo após a adição de ácidos ou bases 
fortes. É formada por ácido fraco e seu respectivo sal ou base fraca e 
seu respectivo sal. 
 
 Nosso plasma sanguíneo é tamponado em pH = 7,4. O oceano é 
tamponado em torno de pH = 8,4. 
 
 Quando uma gota de ácido forte é adicionada à água, o pH muda 
significativamente. 
 
O EFEITO TAMPÃO 
39 
 Quando a mesma quantidade, porém, é adicionada a um tampão, o 
pH praticamente não muda. 
 
 Analisando o equilíbrio dinâmico entre um ácido fraco e sua base 
conjugada em água: 
 
 CH3COOH(aq.) + H2O(l) ↔ H3O
+
(aq.) + CH3COO
-
(aq.) 
 
O EFEITO TAMPÃO 
40 
 Quando um ácido forte é adicionado a uma solução que contem íons 
CH3COO
- e moléculas CH3COOH, em concentrações 
aproximadamente iguais, os íons H3O
+ recém chegados transferem 
prótons para os íons CH3COO
- para formar moléculas de CH3COOH e 
H2O. 
 
 Como os íons hidrônio (H3O
+) adicionados são removidos pelos íons 
acetato (CH3COO
-), o pH se mantém quase inalterado. 
 
 
O EFEITO TAMPÃO 
41 
 Se, ao contrário, uma pequena quantidade de base forte for 
adicionada, os íons OH- da base removem os prótons das moléculas de 
CH3COOH para produzir CH3COO
- e H2O. 
Neste caso, as moléculas de ácido acético agem como fonte de 
prótons. 
 Como uma base forte foi substituída por uma base fraca, a 
concentração de íons OH- permanece praticamente inalterada. 
 
 Consequentemente, a concentração de H3O
+ (e o pH) também se 
mantém quase constante. 
 
O EFEITO TAMPÃO 
42 
Ex.1: Suponha que estamos preparando culturas de bactérias que 
exigem um ambiente ácido e queremos preparar um tampão próximode pH = 4. Preparamos, então, uma solução tampão que é 0,040 M 
NaCH3COO(aq) e 0,080 M CH3COOH(aq) em 25 
oC. Qual é o pH da 
solução tampão? pKa = 4,75
 
 
 
CÁLCULO DO pH DE UMA SOLUÇÃO TAMPÃO 
43 
Ex.2: Calcule o pH de uma solução tampão 0,040 M NH4Cl(aq) e 0,030 
M NH3(aq) ? pKb = 4,75.
 
 
 
CÁLCULO DO pH DE UMA SOLUÇÃO TAMPÃO 
44 
A análise ácido-base de uma solução de concentração desconhecida 
é geralmente feita por um procedimento conhecido com titulação. 
 
Na titulação de uma solução de um ácido de concentração 
desconhecida, um volume medido do ácido é adicionado a um frasco 
e um titulante, uma solução de concentração conhecida de base, é 
adicionada com uma bureta até o ponto de equivalência. 
 
Titulações ácido-base 
45 
Ponto de equivalência: Ponto da titulação onde números iguais de 
equivalentes de ácido e base foram adicionados. É em geral, indicado 
pela mudança de cor de um indicador adicionado antes do início da 
titulação. 
 
O pH próximo ao ponto de equivalência muda rapidamente com a 
adição de pequenas quantidades de titulante; assim, uma nítida 
mudança de cor fornece uma indicação clara do ponto de 
equivalência. 
Titulações ácido-base 
46 
Indicador é uma substância que é adicionada à solução a ser titulada 
e que nos indica o ponto final da titulação por meio de uma mudança 
de coloração. 
 Um indicador é um par conjugado de ácido e de base de Bronsted-
Lowry cujo ácido apresenta uma coloração e a base, outra. 
 Pelo menos umas das duas colorações é suficientemente intensa 
para ser visualizada em soluções diluídas. 
 A maioria dos indicadores são moléculas orgânicas com estruturas 
relativamente complexas; 
INDICADORES ÁCIDO - BASE 
47 
Um deles é a fenolftaleína (HC20H13O4). 
 
A interconversão entre suas duas formas: 
 
 HC20H13O4(aq.) + H2O(l) ↔ C20H13O4
-
(aq.) + H3O
+
(aq.) 
 INCOLOR VERMELHO 
 
INDICADORES ÁCIDO - BASE 
48 
• A interconversão é semelhante para todos os indicadores, e assim, 
podemos usar a abreviatura HIn para representar a forma ácida, e In- 
para a forma básica conjugada, de qualquer indicador. 
Desta forma, o equilíbrio anterior pode ser escrito como 
 
 HIn(aq.) + H2O(l) ↔ In
-
(aq.) + H3O
+
(aq.) 
 FORMA ÁCIDA FORMA BÁSICA 
INDICADORES ÁCIDO - BASE 
49 
• A concentração de um indicador em solução é geralmente tão baixa 
que sua influência sobre o pH da mesma é desprezível. 
• O equilíbrio anterior pode ser deslocado tanto para a esquerda como 
para a direita de acordo com mudanças na acidez, por isto pode ser 
usado para indicar o pH da solução à qual foi adicionado. 
Como é um ácido fraco, o indicador participa de um equilíbrio de 
transferência de próton: 
 
 
 
INDICADORES ÁCIDO - BASE 
  
 HIn
InOH
K In

 3
50 
• O ponto final da titulação ocorre quando as concentrações das 
formas ácida e básica do indicador são iguais: [HIn] = [In-]. Quando 
substituímos essa igualdade na expressão de Kin, vemos que, no 
ponto final, [H3O
+] = Kin. 
 
 Isto é, a mudança de cor ocorre quando pH = pKIn 
 
A cor começa a mudar perceptivelmente em torno de 1 unidade de pH 
antes do pKIn e está efetivamente completa em torno de 1 unidade de 
pH após o pKIn. 
INDICADORES ÁCIDO - BASE 
51 
• O indicador escolhido deve ter seu ponto final próximo ao ponto 
estequiométrico da titulação. 
INDICADORES ÁCIDO - BASE 
52 
Titulações ácido-base 
O gráfico do pH da solução do analito em função do volume do titulante 
adicionado durante a titulação é chamado de curva de pH. 
53 
A forma da curva de pH é típica de titulações em que um ácido forte é 
adicionado a uma base forte. 
Titulações Ácido FORTE – Base FORTE 
ÁCIDO FORTE 
BASE FORTE 
54 
 
• Inicialmente, o pH cai lentamente. Então, quando o ponto 
estequiométrico se aproxima, ocorre um decréscimo repentino do pH, 
passando pelo valor 7. 
• Neste ponto, um indicador muda de cor. 
• As titulações terminam, tipicamente, neste ponto. 
• Se continuarmos a titulação, veremos que o pH cai lentamente. 
Titulações Ácido FORTE – Base FORTE 
55 
A figura abaixo mostra a curva de pH de uma titulação em que o 
analito é um ácido forte e o titulante é uma base forte. 
Titulações Ácido FORTE – Base FORTE 
ÁCIDO FORTE 
BASE FORTE 
 Essa curva é a imagem no espelho da curva de titulação de uma base forte 
com um ácido forte. 
56 
 
 
• Na titulação de um ácido forte com uma base forte ou de uma base 
forte com um ácido forte, o pH muda lentamente no início, depois 
muda rapidamente, passando por pH = 7 no ponto estequiométrico, e 
então, novamente muda lentamente. 
 
Titulações Ácido FORTE – Base FORTE 
57 
• Por exemplo, titulação do ácido fórmico com hidróxido de sódio. 
 
Titulações: Ácido FORTE – Base FRACA 
 Ácido FRACO – Base FORTE 
ÁCIDO FRACO 
BASE FORTE 
58 
• O pH no ponto estequiométrico depende das propriedades do tipo de 
sal formado na reação de neutralização. 
• No ponto estequiométrico da titulação de ácido fórmico, HCOOH 
com hidróxido de sódio, NaOH: 
 HCOOH(aq) + NaOH(aq)  NaCOOH(aq) + H2O(l) 
 (Na+COOH-) 
• A solução contém formato de sódio, NaCOOH, e água. 
• Como os íons Na+ praticamente não afetam o pH e o íon formato, 
COOH-, é uma base, em geral a solução é básica, e o pH > 7. 
59 
Titulações: Ácido FORTE – Base FRACA 
 Ácido FRACO – Base FORTE 
• O mesmo é verdade para o ponto estequiométrico da titulação de 
uma base fraca com um ácido forte. Por exemplo, titulação da amônia 
com ácido clorídrico. 
 
Titulações: Ácido FORTE – Base FRACA 
 Ácido FRACO – Base FORTE 
ÁCIDO FORTE 
BASE FRACA 
60 
• No ponto estequiométrico da titulação da amônia em água com ácido 
clorídrico, o soluto é cloreto de amônio: 
 
 NH3(aq.) + HCl(aq.)  NH4
+
(aq.) + Cl
-
(aq.) 
 
• Como os íons Cl- não afetam apreciavelmente o pH e o íon amônio, 
NH4
+, é um ácido, espera-se pH < 7. 
Titulações: Ácido FORTE – Base FRACA 
 Ácido FRACO – Base FORTE 
61 
Ex. 1: Qual é o pH no ponto de equivalência em uma titulação de 
25,00 mL HCl 0,10 mol L-1 com 25,00 mL de NaOH 0,10 mol L-1 
 
Exemplos: Titulação Ácido FORTE com Base FORTE 
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Ex. 2: Estime o pH do ponto estequiométrico da titulação de 25,00 mL 
de 0,100 M HCOOH com 0,150 M NaOH. 
Exemplos: Titulação Ácido FRACO com Base FORTE 
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