Equilíbrio Químico   ácido base(2)
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Equilíbrio Químico ácido base(2)

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Cap 3: Cap 3: EquilEquilííbriobrio QuQuíímicomico

EquilEquilííbriobrio áácidocido--basebase
continuacontinuaççãoão

Profa Alessandra Smaniotto

QMC 5325 - Química Analítica
Curso de Graduação em Farmácia

Turmas 02102A e 02102B

• Em uma solução, é usualmente a única fonte de H+;

• Se a concentração mol L-1 do ácido é menor que 10-6mol L-1

deve-se considerar a auto-ionização da água;

• O pH da solução é dado pela concentração inicial em mol L-1

do ácido;

• Ácidos fortes mais comuns: HCl, HBr, HI, HNO3, HClO3, HClO4,

H2SO4.

HCl (0,01mol/L)

Ácidos fortes

HCl em água= ácido forte (100% dissociado)

pH = 2

• A grande maioria dos hidróxidos iônicos são bases fortes (NaOH,

KOH, Ca(OH)2);

• São eletrólitos fortes e se dissociam completamente em solução.

• pOH (e portanto o pH) de uma base forte é dado pela

concentração mol L-1 inicial da base. Atenção para a

estequeometria!!

• Bases não precisam ter o íon OH- na fórmula:

O2- (aq) + H2O (l) → 2OH
- (aq)

H- (aq) + H2O (l) → H2 (g) + OH
- (aq)

N3
- (aq) + H2O (l) → NH3 (aq) + 3OH

- (aq)

Bases fortes

Ácidos e Bases Fortes

[ ]
+ −      

=
3

a

H O A
K

HA [ ]
+ −      

=b

BH OH
K

B

HCl(aq) ⇆⇆⇆⇆ H3O+ + Cl-

Constante de dissociação

ácida é pequena

Constante de dissociação

da base fraca é pequena

Completamente dissociados em solução aquosa, as constantes
de equilíbrio são valores grandes

Ácidos e Bases Fracas

Dissociação parcial em água, as constantes de dissociação são
valores pequenos

HA + H2O ⇆⇆⇆⇆ H3O+ + A- B + H2O ⇆⇆⇆⇆ BH+ + OH-

Ácido forte: após a dissociação, [HA] é muito pequeno,
então Ka é muito grande, pois a dissociação é
completa.

HA H+ A-
Antes da dissociação Após a dissociação

Ácido fraco: após a dissociação, [HA] é considerável,
então Ka é pequena, pois a dissociação é incompleta

HA

H+ A-

Antes da dissociação Após dissociação

HA

Conceito da neutralidade de cargas
A soma de todas as espécies químicas positivamente
carregadas é igual à soma das espécies químicas
negativamente carregadas em solução.

Exemplo: uma solução contendo 0.025 M of KH2P04 e 0.03 M
de KOH.

Balanço de cargas será:

Balanço de cargas de um sistema em condição de
equilíbrio químico

Exemplo: uma solução contendo 0.025M of KH2P04 e 0.03 M
de KOH.

Expressão geral para balanço de cargas:

onde:
n = carga do cátion
[C] = concentração do cátion
m = carga do ânion
[A] = concentração do ânion

Balanço de massas: conceito de conservação da matéria
Exemplo: solução 0,05 M em ácido acético

Ácido acético é um ácido fraco, logo, a dissociação em seus
íons não será completa. Na condição de equilíbrio químico,
existirá uma quantidade de ácido acético não dissociado.
Então, no equilíbrio:

0,05 M = [CH3COOH] + [CH3COO
-] ou

[CH3COOH] = 0,05 M – [CH3COO
- ] ou

[CH3COOH] = 0,05 M – [H3O
+]

HA + H2O ⇆⇆⇆⇆ H3O+ + A-

• Equilíbrio ácido-base mais comum ocorre em água;

• Considerando o equilíbrio entre um ácido HA e água:

HA ⇆⇆⇆⇆ H3O+ + A- [ ]a
H A

K
HA

+ −      
=

Ka é a constante de dissociação do ácido

ConstantesConstantes de de dissociadissociaççãoão

áácidocido--basebase

• O mesmo raciocínio pode ser realizado para uma
base BOH dissociada em água:

BOH ⇆⇆⇆⇆ B+ + OH-

[ ]b
B OH

K
BOH

+ −      
=

Kb é a constante de dissociação da base

[ ]
+ −      

=
4

3
b

NH OH
K

NH

B) NH3 + H2O ⇆⇆⇆⇆ NH4+ + OH-

[ ]
+ −      

=
3 2

2
a

H O NO
K

HNO

A) HNO2 + H2O ⇆⇆⇆⇆ H3O+ + NO2-

Ka é a constante de acidez

Exemplos:

Kb é a constante de basicidade

Relação entre Constantes de Dissociação
para Pares Conjugados Ácido/Base

[ ]
+ −      

=
4

3
b

NH OH
K

NH

[ ] +
+

  
=

  

3 3

4
a

NH H O
K

NH

[ ]
[ ] ω

+ + −

+ −

+

              = =     

3 3 4
3

34

NH H O NH OH
x H O x OH K

NHNH

NH3 + H2O ⇆⇆⇆⇆ NH4+ + OH-

NH4
+ + H2O ⇆⇆⇆⇆ NH3 + H3O+

Ka x Kb=

Algumas constantes de dissociação ácida a 25ºC

•A maior parte dos ácidos e bases têm comportamento de eletrólitos
fracos;

•Os ácidos e bases fortes constituem exceções a uma regra geral;

•Fórmulas estruturais de alguns ácidos fracos:

1.Ácido cianídrico

HO C N

2. Ácido hipocloroso

ClHO H C

O

OH
3.Ácido fórmico OH

O

CCH3
4.Ácido acético

C

O

OH

5. Ácido benzóico

ReaReaççõesões e e ccáálculoslculos de pH de pH emem

solusoluççõesões de de áácidoscidos fracosfracos

ÁÁcidos fracos em cidos fracos em ááguagua

Ácido
Fórmula

molecular
Fórmula

estrutural
Base

conjugada

Próton ionizável em azul

Fenol

Cianídrico
Hipocloroso

Acético

Benzóico

Nitroso

Fluorídrico H
H

H

H

H
H

H

Reação de dissociação em água de um ácido fraco genérico:

Ou simplesmente:

No equilíbrio:

HA + H2O H3O
+

(Aq.) + A
-

(Aq.)
ÁCIDO (1) BASE (2) ÁCIDO (2) BASE (1)

HA + H2O H3O
+

(Aq.) + A
-

(Aq.)
ÁCIDO (1) BASE (2) ÁCIDO (2) BASE (1)

HA H3O
+

(Aq.) + A
-

(Aq.)

KA = [H3O
+] [A-]

[HA]

Reações e cálculos de pH em soluções de ácidos fracos

Para o cálculo, considere que a concentração analítica éMA mol L
-1

No equilíbrio, sabe-se que [H3O
+] = [A-]

Ka pode ser escrita como:

Lembre que: [HA] = MA - [H
+]

Obs: quando MA >>> Ka [H
+] =

Ka = [H3O
+]2

[HA]

[H3O
+] 2 = Ka [HA]

MAKa

Qualquer cálculo de pH ou de concentração hidrogeniônica de
ácidos monobásicos fracos segue o esquema proposto abaixo:

Qualquer cálculo de pH ou de concentração hidrogeniônica de
ácidos monobásicos fracos segue o esquema proposto abaixo:

NÃO
MA

_____ ≥ 104 ??
KA

SIM
Cálculo
empregando a
equação
simplificada

Cálculo
empregando
a equação
completa

[H+]2 + Ka[H
+] – KaMA = OMAKa[H

+] =

100]HA[
][H

ionização %
0

.

×=
+

equ

GrauGrau de de ionizaionizaççãoão x x concentraconcentraççãoão

Concentração do ácido (mol/L)

%

i o
n

i z
a

ç ã
o

A ionização de um ácido fraco diminui com o

aumento da concentração da solução

ÁÁcidoscidos PoliprPolipróóticosticos

• Perda de prótons em etapas, a cada etapa corresponde

um valor de Ka;

• As constantes sucessivas variam na ordem: Ka1 > Ka2 > .....

• Quanto maior a carga negativa do ânion, mais difícil é

remover o próton.

Diagrama de distribuição das espécies em equilíbrio

H2CO3 HCO3- CO32-fração
(αααα)

0

0,2

0,4

0,6

0,8

0 2 4 6 8 10 12
pH

HCO3- (aq) H+(aq) + CO32-(aq) K2 = 5,6 x 10-11
H2CO3(aq) H+(aq) + HCO3- (aq) K1 = 4,3 x 10-7

SoluSoluçção aquosa de ão aquosa de áácido fosfcido fosfóórico (Hrico (H33POPO44))

H3PO4(aq) H
+(aq) + H2PO4

- (aq)

K1 = 7,5 x 10
-3

H2PO4
- (aq) H+(aq) + HPO4

2- (aq)

K2 = 6,2 x 10
-8

HPO4
2- (aq) H+(aq) + PO4

3- (aq)

K3 = 4,2 x 10
-13

Somando-se as três equações de dissociação:

H3PO4(aq) 3H
+(aq) + PO4

3- (aq)

* A diferença de eletronegatividade entre C e H é pequena; a

ligação C-H é não-polar; CH4 = propriedade nem ácida nem básica.

Propriedades nem
ácida nem básica

Propriedades nem
ácida nem básica

Base fraca

Base fraca Ácido fraco

Ácido fraco

Ácido forte

Período 2

Período 3

Grupo ou Família

Aumento da força do ácido

Aum
ento da força do ácido

Aumento da força da base

Aum
ento da força da base

ÁÁcidoscidos BinBinááriosrios

**

**

*

** HF, HCl, HBr, HI

Ácido fraco Ácidos