G2 Aula 11 Equilíbrio Ácido e Base

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Química GeralQ
Professor Alessandro Kappel Jordão
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Equilíbrio Ácido e Base
• Os primeiros químicos aplicavam o termo ácido a
substâncias que têm sabor azedo acentuado. O vinagre,
por exemplo, contém ácido acético (CH3COOH).
• As soluções em água das substâncias que eram
chamadas de bases ou álcalis eram reconhecidas pelo
gosto de sabãogosto de sabão.
• Os ácidos e bases mudam a cor de certos corantes
conhecidos como indicadores.
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Equilíbrio Ácido e Base
• O equilíbrio entre ácidos, bases e água em células
animais e vegetais são essenciais para a sobrevivência
dos organismos.
• Está presente na fabricação de materiais como tintas,
tecidos etc.
• Existem algumas definições para ácidos e bases:
• Ácidos e Bases de Arrhenius
• Ácidos e Bases de Bronsted-Lowry
• Ácidos e Bases de Lewis
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Equilíbrio Ácido e Base
Ácidos e bases de Arrhenius
• Dentre as primeiras definições úteis estava a que foi
proposta pelo químico sueco Svante Arrhenius, por volta
de 1884:
• Um ácido é um composto que contém hidrogênio e
reage com água para formar íons hidrogênio.
• Uma base é um composto que produz íons hidróxido na
água.
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Equilíbrio Ácido e Base
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• Em 1923, o químico dinamarquês Johannes Bronsted e o
químico inglês Thomas Lowry propuseram as seguintes
definições:
• Um ácido é um doador de prótons.
• Uma base é um aceptor de prótons
Equilíbrio Ácido e Base
Ácidos e bases de Bronsted-Lowry
• Uma base é um aceptor de prótons.
• O termo próton refere-se ao íon hidrogênio, H+.
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• Algumas considerações:
• A definição de Bronsted-Lowry é mais geral que a
definição de Arrhenius.
• Na dissociação do ácido clorídrico em água, cada
molécula de HCl transfere um íon H+ para uma molécula
Equilíbrio Ácido e Base
Ácidos e bases de Bronsted-Lowry
molécula de HCl transfere um íon H para uma molécula
de H2O. Este processo é uma reação de transferência de
próton, uma reação em que um próton se transfere de
uma molécula para outra. Dizemos que a molécula de HCl
fica desprotonada.
• O íon H3O+ é chamado de íon hidrônio.
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• Na teoria de Bronsted-Lowry, a força de um ácido
depende de quanto ele doa prótons ao solvente. Desta
forma:
• Um ácido forte está completamente desprotonado em
solução. Ou seja, no equilíbrio, praticamente todas as
suas moléculas doam seus prótons A reação de
Equilíbrio Ácido e Base
Ácidos e bases de Bronsted-Lowry
suas moléculas doam seus prótons. A reação de
transferência de prótons é praticamente completa.
• Um ácido fraco está parcialmente desprotonado em
solução. Ou seja, no equilíbrio, somente uma pequena
fração de suas moléculas doam seus prótons.
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• Na teoria de Bronsted-Lowry, a força de uma base
depende de quanto ela aceita prótons em um solvente.
Desta forma:
• Uma base forte está completamente protonada em
solução. Ou seja, no equilíbrio, praticamente todas as
suas moléculas receberam prótons formado o íon
Equilíbrio Ácido e Base
Ácidos e bases de Bronsted-Lowry
suas moléculas receberam prótons, formado o íon
hidroxila.
• Uma base fraca está parcialmente protonada em
solução. Ou seja, no equilíbrio, somente uma pequena
fração de suas moléculas recebem prótons.
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• Os produtos da transferência de prótons em uma
solução em água também podem doar ou aceitar um
próton da água e serem classificados como ácidos ou
bases.
• Por exemplo, o íon CN-, produzido quando HCN se perde
um próton pode aceitar um próton de uma molécula
Equilíbrio Ácido e Base
Ácidos e bases de Bronsted-Lowry
um próton, pode aceitar um próton de uma molécula
vizinha de H2O para formar HCN novamente.
• Assim de acordo com a definição de Bronsted-Lowry,
CN-, é uma base. Ela é chamada de “base conjugada” do
ácido HCN.
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• Em geral, a base conjugada é a espécie produzida
quando um ácido doa um próton:
• Como HCN é o ácido que se forma quando um próton se
transfere para um íon cianeto ele é o “ácido conjugado”
Equilíbrio Ácido e Base
Ácidos e bases de Bronsted-Lowry
transfere para um íon cianeto, ele é o ácido conjugado
da base CN-. Em geral, o ácido conjugado é a espécie
quando uma base aceita um próton:
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• As definições de Bronsted-Lowry de ácidos e bases
também se aplicam a espécies em outros solventes que
não a água e mesmo a fase gás, em que não há solvente.
• Um ácido de Bronsted-Lowry é um doador de prótons e
uma base de Bronsted-Lowry é um aceptor de prótons.
Equilíbrio Ácido e Base
Ácidos e bases de Bronsted-Lowry
• A base conjugada de um ácido é a base formada quando
o ácido doou o próton. O ácido conjugado de uma base é
o ácido que se formou quando a base aceitou o próton.
• Um ácido forte está completamente desprotonado em
solução; um ácido fraco está parcialmente desprotonado
em solução.
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• Uma base forte está completamente protonada em
solução; uma base fraca está parcialmente protonada em
solução.
Equilíbrio Ácido e Base
Ácidos e bases de Bronsted-Lowry
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• A teoria de Bronsted-Lowry focaliza a transferência de
um próton entre duas espécies. Entretanto, os conceitos
de ácido e base são mais amplos do que a simples
transferência de prótons. Muitas outras substâncias
podem ser classificadas como ácidos ou bases pela
definição por G. N. Lewis:
Equilíbrio Ácido e Base
Ácidos e bases de Lewis
• Um ácido de Lewis é um aceptor de par de elétrons.
• Uma base de Lewis é um doador de par de elétrons.
Exemplos ácidos de Lewis: BF3, AlCl3, FeCl3, SnCl4, ZnCI2, LiCl, MgCl2.
Exemplos de bases de Lewis: H2O, NaOH, NaF, NaCN, CH3NH2, H3OH, CH3OCH3.
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Equilíbrio Ácido e Base
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• 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.
• Entretanto, uma molécula de água pode doar um próton
a uma base (como O2- ou NH ) e torna se um íon OH-
Equilíbrio Ácido e Base
Troca de prótons entre moléculas de água
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a uma base (como O2 ou NH3) e torna-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 aceitadora de prótons.
• Como a água é anfiprótica porque funciona como ácido
e base, ocorre transferência de prótons entre moléculas
de água até mesmo em água pura, com uma molécula
agindo como doador de prótons e outra como aceptor de
prótons:
Equilíbrio Ácido e Base
Troca de prótons entre moléculas de água
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• O tipo de reação em que uma molécula transfere um
próton para outra molécula igual, é chamado de
autoprotólise.
• A constante de equilíbrio para a reação é:
Equilíbrio Ácido e Base
Troca de prótons entre moléculas de água
K = aH3O
+ aOH-
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• Em soluções diluídas em água, o solvente está quase
puro, logo sua atividade pode ser considerada igual a 1. A
expressão resultante é chamada de constante de
autoprotólise da água e é escrita como Kw:
Kw = [H3O+] [OH-]
K
(aH2O)2
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• Em água pura, em 25oC, as concentrações molares de
H3O+ e OH- são iguais e têm o valor experimental 1,0 X 10-7
mol L-1.
Kw = [H3O+] [OH-]
Equilíbrio Ácido e Base
Troca de prótons entre moléculas de água
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Kw [H3O ] [OH ]
Kw = (1,0 X 10-7) X (1,0 X 10-7) = 1,0 X 10-14
• Exemplo: Quais as concentrações de íons H3O+ e OH- em
uma solução 0,0030 mol L-1 de Ba(OH)2 em 25oC?
Resolução:
Ba(OH)2(s)→ Ba2+(aq) + 2 OH-(aq)
Equilíbrio Ácido e Base
Troca de prótons entre moléculas de água
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Ba(OH)2(s) Ba (aq) 2 OH (aq)
1 mol Ba(OH)2 ~ 2 mol OH-
[OH-] = 2 X 0,0030 mol L-1 = 0,0060 mol L-1 
Equilíbrio Ácido e Base
Troca de prótons entre moléculas de água
Kw = [H3O+] [OH-]
[H3O+] = Kw / [OH-]
[H3O+] = 1,0 X 10-14 / 0,0060
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[H3O+] = 1,7 X 10-12 mol L-1
• Nas soluções em água, as concentrações dos íons H3O+e OH- estão relacionadas pelo equilíbrio de autoprotólise.
Se uma concentração aumenta o outra diminui para
Equilíbrio Ácido e Base
Troca de prótons entre moléculas de água
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Se uma concentração aumenta, o outra diminui para
manter o valor de Kw.
• Uma dificuldade em descrever quantitativamente as
concentrações de ácidos e bases é que a concentração de
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.
• Desta forma é utilizado a escala de pH uma faixa
Equilíbrio Ácido e Base
Escala de pH
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• Desta forma, é utilizado a escala de pH, uma faixa
extensa de valores indicando a concentração do íon
hidrônio.
pH = - log [H3O+]
[H3O+] = 10-pH
• O pH de uma solução básica é maior do que 7.
• O pH da água pura é 7.
• O pH de uma solução ácida é menor do que 7.
Equilíbrio Ácido e Base
Escala de pH
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Equilíbrio Ácido e Base
Escala de pH
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• Exemplo: Qual é o pH de uma solução 0,020 mol L-1 de
HCl(aq)?
Resolução:
pH = - log [H3O+]
Equilíbrio Ácido e Base
Escala de pH
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pH log [H3O ]
pH = - log 0,020
pH = 1,7
• Exemplo: Calcule o pH de amônia para limpeza caseira,
para qual a concentração em quantidade de matéria do
OH- é cerca de 3,0 X 10-3 mol L-1 ?
Equilíbrio Ácido e Base
Escala de pH
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• O pOH é conveniente para expressar as concentrações
dos íons OH- em solução.
pOH = - log [OH-]
• O valor de pH e pOH estão relacionados por:
Equilíbrio Ácido e Base
O pOH de soluções
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O valor de pH e pOH estão relacionados por:
pH + pOH = pKw
pH + pOH = 14
• A equação anterior mostra que o pH e o pOH de uma
solução têm valores complementares: se um aumenta, o
outro diminui, para que a soma permaneça constante.
• Soluções de ácidos diferentes com a mesma
concentração podem não ter o mesmo pH. Por exemplo, o
pH de uma solução 0,10 mol L-1 de CH3COOH(aq) é
próximo de 3. Já o pH de uma solução 0,10 mol L-1 de
HCl(aq) é próximo de 1.
Equilíbrio Ácido e Base
Ácidos e Bases fracos
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• Conclui-se que a concentração de H3O+ na solução 0,10
mol L-1 de CH3COOH(aq) é menor do que na solução 0,10
mol L-1 de HCl(aq).
• Do mesmo modo, a concentração de OH- é menor em
uma solução 0,10 mol L-1 de NH3(aq) (pH 11) do que em
uma solução 0,10 mol L-1 de NaOH(aq) (pH 13)
• A explicação é que, em água, CH3COOH(aq) não está
completamente desprotonado e NH3 não está
completamente protonado.
• Em outras palavras, o ácido acético e a amônia são,
respectivamente, um ácido fraco e uma base fraca.
Equilíbrio Ácido e Base
Ácidos e Bases fracos
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• A desprotonação incompleta de CH3COOH(aq) explica
porque as soluções de HCl e CH3COOH(aq) com a mesma
concentração reagem a diferentes velocidades.
• A protonação incompleta do NH3 explica porque as
soluções de NaOH(aq) e NH3 com a mesma concentração
reagem a diferentes velocidades.
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• Como os ácidos e bases conjugados 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,
Equilíbrio Ácido e Base
Constantes de acidez e de basicidade
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Por exemplo, para o ácido acético em água,
• A expressão resultante é chamada de constante de
acidez, Ka e o valor experimental em 25oC é de 1,8 X 10-5.
• Por exemplo, para a amônia em água,
Equilíbrio Ácido e Base
Constantes de acidez e de basicidade
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• A expressão resultante é chamada de constante de
basicidade, Kb e o valor experimental em 25oC é de 1,8 X
10-5.
• Para expressar as forças relativas de um ácido e sua
base conjugada (um “par ácido-base conjugados”),
examinaremos o caso especial do equilíbrio de
transferência de prótons da amônia.
Equilíbrio Ácido e Base
Constantes de acidez e de basicidade
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• O equilíbrio de transferência de prótons do ácido
conjugado da amônia, NH4+, em água é:
• A multiplicação das duas constantes de equilíbrio, Ka
para NH4+ e Kb para NH3, dá
• Do lado direito reconhecemos K e podemos escrever:
Equilíbrio Ácido e Base
Constantes de acidez e de basicidade
Ka X Kb =
[H3O+] [NH3]
[NH4+]
X
[NH4+] [OH-]
[NH3]
= [H3O+] [OH-]
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• Do lado direito reconhecemos Kw e podemos escrever:
Ka X Kb = Kw
pKa + pKb = pKw
• A capacidade de doação de prótons de um ácido é
medida por sua constante de acidez.
• A capacidade de aceitação de prótons de uma base é
medida por sua constante de basicidade.
• Quanto maior for a constante maior a respectiva
Equilíbrio Ácido e Base
Constantes de acidez e de basicidade
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• Quanto maior for a constante, maior a respectiva
capacidade.
• Quanto maior for o valor de pK, mais fraco será o ácido
ou a base.
 ÁCIDOS E BASES FRACOS
 pKa = -log Ka pKb = -log Kb
Quanto + FORTE é o ácido, + fraca é a base conjugada
Quanto + FORTE é a base, + fraco é o ácido conjugado
Quanto MAIOR
K, mais dissocia
Mais FORTE é o
molécula (menor pK)
Equilíbrio Ácido e Base
Constantes de acidez e de basicidade
 Ka e Kb são determinados experimentalmente
 Trabalha-se como em qualquer outro equilibrio.
HA  A- + H+ 
n 0 0
n-x x x
X = quanto 
dissocia/ioniza
n -100
X - y = x * 100
n
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• A concentração inicial do ácido é a concentração em que
ele foi preparado, como se as moléculas ácidas não
tivessem doado prótons.
• No caso de um ácido forte, HA, a concentração de H3O+
em solução é igual à concentração inicial do ácido forte
Equilíbrio Ácido e Base
Soluções de ácidos fracos
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em solução é igual à concentração inicial do ácido forte,
porque todas as moléculas estão desprotonadas.
• Entretanto, para encontrar a concentração de H3O+ nas
soluções de ácidos fracos, temos de levar em conta o
equilíbrio entre o ácido HA e sua base conjugada A- e a
água.
• A percentagem de desprotonação é a percentagem de
moléculas HA que estão desprotonadas em solução:
Equilíbrio Ácido e Base
Soluções de ácidos fracos
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• Ka << 1 para ácidos fracos.
• A percentagem de protonação é a percentagem de
moléculas de base que foram protonadas em solução:
Equilíbrio Ácido e Base
Soluções de bases fracas
39
• Kb << 1 para bases fracas.
• Os sais que contêm ácidos conjugados de bases fracas
produzem soluções ácidas em água.
• O mesmo fazem os sais que contêm cátions de metal
pequenos e com carga elevada.
Equilíbrio Ácido e Base
O pH de soluções de sais
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• Os sais que contêm bases conjugadas de ácidos fracos
produzem soluções básicas em água.
• Um ácido poliprótico é um composto que pode doar
mais de um próton.
•Exemplos: H2SO4, H2CO3, H3PO4
• Uma base poliprótica é uma espécie que pode aceitar
Equilíbrio Ácido e Base
Ácidos e bases polipróticos
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p p p q p
mais de um próton.
• Exemplos: CO32-, SO32-, PO43-
• Um ácido poliprótico doa os prótons em etapas
sucessivas de desprotonação. Por exemplo, o ácido
carbônico pode perder um próton para formar HCO3-, que,
por sua vez, pode doar o próton remanescente para
formar CO32-.
Equilíbrio Ácido e Base
O pH de soluções de ácidos polipróticos
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• Os prótons são doados sucessivamente pelos ácidos
polipróticos e a constante de acidez decresce
significativamente, em geral por um fator de cerca de 103,
em cada perda de próton:
Equilíbrio Ácido e Base
O pH de soluções de ácidos polipróticos
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Ka1 >> Ka2 >> Ka3 >> ...
• Esta diminuição está ligada à atração entre cargas
opostas: é mais difícil para um íon de carga negativa
(como HCO3-) perder um próton, que tem carga positiva,
do que para a molécula neutra original (H2CO3).
• O ácido sulfúrico é o único ácido poliprótico comum
Equilíbrio Ácido eBase
O pH de soluções de ácidos polipróticos
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• O ácido sulfúrico é o único ácido poliprótico comum
para qual a primeira desprotonação é completa. A
segunda desprotonação aumenta ligeiramente a
concentração de H3O+, logo, o pH será ligeiramente menor
do que o devido somente à primeira desprotonação.
• Exemplo: Em uma solução 0,010 mol L-1 de H2SO4(aq) a
primeira desprotonação é completa:
H2SO4(aq) + H2O(l) → H3O+(aq) + HSO4-(aq)
• Isto faz a concentração de H3O+ ser igual à concentração
1
Equilíbrio Ácido e Base
O pH de soluções de ácidos polipróticos
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original do ácido, 0,010 mol L-1. Este valor corresponde a
pH = 2,0. Entretanto, a base conjugada, HSO4-, também
contribui com prótons para a solução e o segundo
equilíbrio de transferência de prótons tem de ser levado
em consideração:
• Portanto, para calcular o pH de uma solução de ácido
sulfúrico, é preciso montar uma tabela de equilíbrio, em
que as concentrações iniciais são as da primeira
desprotonação [HSO4-] = 0,010 mol L-1, [H3O+] = 0,010 mol
L-1, [SO42-] = 0, e, então, resolver a equação para obter o
novo valor da concentração do íon hidrônio:
Equilíbrio Ácido e Base
O pH de soluções de ácidos polipróticos
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novo valor da concentração do íon hidrônio:
• que leva a x = 4,3 X 10-3, [H3O+] = 0,014 mol L-1 e pH = 1,9,
que é ligeiramente menor que do que o pH = 2,0 calculado
na base da primeira desprotonação somente.
• Calcule o pH de uma solução de H2S(aq) 0,020 mol L-1,
utilizando os seguintes dados:
Dados:
Ka1 = 1,3 x 10-7
K = 7 1 x 10-5
Equilíbrio Ácido e Base
O pH de soluções de ácidos polipróticos
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Ka2 = 7,1 x 10 5
• Um indicador ácido-base é um corante, solúvel em água,
cuja cor depende do pH.
• Um indicador ácido-base muda de cor com o pH porque
ele é um ácido fraco que tem uma cor na forma de ácido
(Hin em que In significa indicador) e outra na forma de
Equilíbrio Ácido e Base
Indicadores ácido-base
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(Hin, em que In significa indicador) e outra na forma de
base conjugada (In-).
• A mudança de cor acontece porque o próton muda a
estrutura da molécula de HIn e faz a absorção de luz ser
diferente na forma HIn e na forma In-.
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• Quando a concentração de HIn é muito maior do que a
de In-, a solução tem a cor da forma ácida do indicador.
• Quando a concentração de In- é muito maior do que a de
HIn, a solução tem a cor da forma básica do indicador.
Equilíbrio Ácido e Base
Indicadores ácido-base
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• Como é um ácido fraco, o indicador participa de um
equilíbrio de transferência de próton:
• O ponto final de um indicador é o ponto em que as
concentrações de suas formas ácida e básica são iguais:
[HIn] = [In-].
Equilíbrio Ácido e Base
Indicadores ácido-base
pH = pKIn
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• Exemplos de indicadores ácido-base: Fenolftaleína, azul
de timol, alizarina etc.
As leis de proteção ambiental não permitem o lançamento de rejeitos em rios se
estes não estiverem dentro de determinadas especificações. Rejeitos com valores
de pH inferiores a 5,0 ou superiores a 9,0 devem ser tratados antes de serem
lançados aos rios. Considere que os rejeitos X, Y e Z, a 25°C, possuem as
características apresentadas na tabela abaixo.
Rejeito [H+]
(mol L-1)
[OH-]
(mol L-1)
pH pOH
X 1,0 x 10-3
Equilíbrio Ácido e Base
1a P2 090508
a) Complete a tabela acima com as informações que faltam para os rejeitos X, Y e Z.
b) Qual destes efluentes é mais ácido? Justifique.
c) Qual(is) deste(s) efluentes poderia(m) ser lançado(s) nos rios considerando a faixa 
de pH apropriada.
d) Calcule o valor de Ka para o ácido hipocloroso, HClO, sabendo que este é o único 
ácido presente no efluente Y e que sua concentração inicial é de 0,3 mol L-1. 
HClO(aq) + H2O(l) → ClO-(aq) + H3O+(aq)
Y 1,0 x 10-4
Z 1,0 x 10-6