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
\u2022 Em uma solução, é usualmente a única fonte de H+;
\u2022 Se a concentração mol L-1 do ácido é menor que 10-6mol L-1
deve-se considerar a auto-ionização da água;
\u2022 O pH da solução é dado pela concentração inicial em mol L-1
do ácido;
\u2022 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
\u2022 A grande maioria dos hidróxidos iônicos são bases fortes (NaOH, 
KOH, Ca(OH)2);
\u2022 São eletrólitos fortes e se dissociam completamente em solução.
\u2022 pOH (e portanto o pH) de uma base forte é dado pela 
concentração mol L-1 inicial da base. Atenção para a 
estequeometria!!
\u2022 Bases não precisam ter o íon OH- na fórmula:
O2- (aq) + H2O (l) \u2192 2OH
- (aq)
H- (aq) + H2O (l) \u2192 H2 (g) + OH
- (aq)
N3
- (aq) + H2O (l) \u2192 NH3 (aq) + 3OH
- (aq)
Bases fortes
Ácidos e Bases Fortes
[ ]
+ \u2212\uf8ee \uf8f9 \uf8ee \uf8f9\uf8f0 \uf8fb \uf8f0 \uf8fb
=
3
a
H O A
K
HA [ ]
+ \u2212\uf8ee \uf8f9 \uf8ee \uf8f9\uf8f0 \uf8fb \uf8f0 \uf8fb
=b
BH OH
K
B
HCl(aq) \u21c6\u21c6\u21c6\u21c6 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 \u21c6\u21c6\u21c6\u21c6 H3O+ + A- B + H2O \u21c6\u21c6\u21c6\u21c6 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 \u2013 [CH3COO
- ] ou
[CH3COOH] = 0,05 M \u2013 [H3O
+]
HA + H2O \u21c6\u21c6\u21c6\u21c6 H3O+ + A-
\u2022 Equilíbrio ácido-base mais comum ocorre em água;
\u2022 Considerando o equilíbrio entre um ácido HA e água:
HA \u21c6\u21c6\u21c6\u21c6 H3O+ + A- [ ]a
H A
K
HA
+ \u2212\uf8ee \uf8f9 \uf8ee \uf8f9\uf8f0 \uf8fb \uf8f0 \uf8fb
=
Ka é a constante de dissociação do ácido
ConstantesConstantes de de dissociadissociaççãoão
áácidocido--basebase
\u2022 O mesmo raciocínio pode ser realizado para uma 
base BOH dissociada em água:
BOH \u21c6\u21c6\u21c6\u21c6 B+ + OH-
[ ]b
B OH
K
BOH
+ \u2212\uf8ee \uf8f9 \uf8ee \uf8f9\uf8f0 \uf8fb \uf8f0 \uf8fb
=
Kb é a constante de dissociação da base
[ ]
+ \u2212\uf8ee \uf8f9 \uf8ee \uf8f9\uf8f0 \uf8fb \uf8f0 \uf8fb
=
4
3
b
NH OH
K
NH
B) NH3 + H2O \u21c6\u21c6\u21c6\u21c6 NH4+ + OH-
[ ]
+ \u2212\uf8ee \uf8f9 \uf8ee \uf8f9\uf8f0 \uf8fb \uf8f0 \uf8fb
=
3 2
2
a
H O NO
K
HNO
A) HNO2 + H2O \u21c6\u21c6\u21c6\u21c6 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
[ ]
+ \u2212\uf8ee \uf8f9 \uf8ee \uf8f9\uf8f0 \uf8fb \uf8f0 \uf8fb
=
4
3
b
NH OH
K
NH
[ ] +
+
\uf8ee \uf8f9\uf8f0 \uf8fb
=
\uf8ee \uf8f9\uf8f0 \uf8fb
3 3
4
a
NH H O
K
NH
[ ]
[ ] \u3c9
+ + \u2212
+ \u2212
+
\uf8ee \uf8f9 \uf8ee \uf8f9 \uf8ee \uf8f9\uf8f0 \uf8fb \uf8f0 \uf8fb \uf8f0 \uf8fb \uf8ee \uf8f9 \uf8ee \uf8f9= =\uf8f0 \uf8fb \uf8f0 \uf8fb\uf8ee \uf8f9\uf8f0 \uf8fb
3 3 4
3
34
NH H O NH OH
x H O x OH K
NHNH
NH3 + H2O \u21c6\u21c6\u21c6\u21c6 NH4+ + OH-
NH4
+ + H2O \u21c6\u21c6\u21c6\u21c6 NH3 + H3O+
Ka x Kb=
Algumas constantes de dissociação ácida a 25ºC
\u2022A maior parte dos ácidos e bases têm comportamento de eletrólitos 
fracos;
\u2022Os ácidos e bases fortes constituem exceções a uma regra geral;
\u2022Fórmulas 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
_____ \u2265 104 ??
KA
SIM
Cálculo 
empregando a 
equação 
simplificada
Cálculo 
empregando 
a equação 
completa
[H+]2 + Ka[H
+] \u2013 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
\u2022 Perda de prótons em etapas, a cada etapa corresponde 
um valor de Ka;
\u2022 As constantes sucessivas variam na ordem: Ka1 > Ka2 > .....
\u2022 Quanto maior a carga negativa do ânion, mais difícil é
remover o próton.
Diagrama de distribuição das espécies em equilíbrio
H2CO3 HCO3- CO32-fração
(\u3b1\u3b1\u3b1\u3b1)
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