Aula Equilíbrio Iônico

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ÁCIDOS E BASESÁCIDOS E BASES
DEFINIÇÃO DE ARRHENIUS:
Svante Arrhrenius (~ 1883)
a) Um ácido é um composto que contém hidrogênio e dissocia-se em água formando íons
hidrogênio (H+);
HCl H+ + Cl-H2O
b) Uma base é um composto que dissocia-se em água formando íons hidróxido (OH-);
NaOH Na+ + OH-
Ácidos e bases reagem neutralizando-se, o que resulta na formação de um sal e de água.
HCl + NaOH H2O + NaCl
H2O
Falhas da definição de Arrhenius: 
1) Restrita a soluções aquosas. 
Não descreve reações em solventes não-aquosos, como a amônia.
2) Restrita a compostos que contém íons H+ e OH-. 
Não explica o comportamento ácido/básico de compostos orgânicos, da
amônia e de íons metálicos
DEFINIÇÃO DE BRØNSTED E LOWRY:
Thomas Lowry e Johannes Brønsted (1923)
Hidrônio (10-13 s)
H3O+
H
O
H H
H3O
H9O4
+
H+ não existe na forma livre
Transferência de prótons entre espécies:
ÁCIDO: é todo o composto que libera íons hidrogênio no meio.
BASE: é todo o composto que captura íons hidrogênio do meio.
Em meio aquoso:
HCl + H2O Cl
- + H3O
+
NH3 + H2O NH4
+ + OH-
Pares conjugados ácido-base
ácido base ácido
conjugado
base
conjugada
ácidobase ácido
conjugado
base
conjugada
Vantagens da definição de Bronsted-Lowry:
a) Ácidos e base podem ser considerados independentes do solvente utilizado: 
Solventes não-aquosos:
HCl + NH3 NH4
+ + Cl-
HCl + C H OH C H OH + + Cl-HCl + C2H5OH C2H5OH2
+ + Cl-
b) Ampliação do conceito de base, não apenas compostos que possuem OH-.
c) O produto da reação entre ácido e base não é necessariamente sal + água. 
DEFINIÇÃO DE LEWIS:
Gilbert Newton Lewis (1923)
ÁCIDO: é todo o composto que recebe um par de elétrons.
BASE: é todo o composto que doa um par de elétrons.
Produto da reação pode ser um complexo.
Exemplos de ácidos e bases de Lewis.
Ácido de Lewis Base de Lewis “Complexo”
H+ OH- H2O
H+ NH3 NH4
+
BF3 NH3 BF3·NH3
Cu2+ 4NH3 [Cu(NH3)4]
2+
SO3 H2O H2SO4
Ag+ 2Cl- [AgCl2]
-
AUTOPROTÓLISE OU AUTO-IONIZAÇÃO DA ÁGUA:
H2O + H2O H3O
+ + OH- Ke = 3,267 x 10
-18
2
OH3OH
2
OHOH
e
33
a
]OH[y]OH[y
a
aa
K
−+
−+−+ ⋅
=
⋅
=
Em soluções muito diluídas:
[H2O] = 55,55 mol/L
Kw = [H3O
+]·[OH-]
[ ] [ ]
[ ]22
3
OH
OHOH
K
e
−+
⋅
=
2
OH
2
OH 22
aa
Produto iônico da água
Por condutibilidade da água pura a 25oC: [H3O
+] = [OH-] = 1,004 x 10-7mol/L
Kw = [H3O
+]·[OH-] = 1,008 x 10-14 (25oC)
Tabela 39. Constante de autoprotólise de água Kw em dependência da temperatura.
Temperatura [ºC] Kw [mol2/L2] pKw
0 1,15·10-15 14,94
25 1,008·10-14 14,00
37 2,089·10-14 13,68
60 9,5·10-14 13,02
100 7,413·10-13 12,13
Kw depende da temperatura
25oC
pKw = - log Kw
Uso do cologarítmo:
Colog x = log (1/x) = log x- = - log x
Kw = [H3O
+]·[OH-] 
(- log Kw) = (- log [H3O
+]) + (- log [OH-]) pKw = pH + pOH(- log Kw) = (- log [H3O
+]) + (- log [OH-]) pKw = pH + pOH
- log (1,008 x 10-14) = pH + pOH
pH + pOH = 14
Escala de pH:
Grau de ionização (α):
α = concentração do ácido ou base que se dissociou
concentração total
0 < α < 1 ou 0 < α < 100%
α = 1 (100%) para ácidos e bases fortes
pKa = - log Ka
pKb = - log Kb
Tabela 42. Classificação da força de ácidos.
Força Constante de acidez [mol/L] pKa
Muito forte > 55,34 < -1,74
Forte 55,35 - 3,16 · 10-5 -1,74 - 4,5Forte 55,35 - 3,16 · 10 -1,74 - 4,5
Fraco 3,16 · 10-5 - 3,16 · 10-10 4,5 - 9,5
Muito fraco 3,16 · 10-10 - 1,82 · 10-16 9,5 - 15,74
Extremamente fraco. < 1,82 · 10-16 > 15,74
Tabela 41. Valores pKa e pKb a 25 ºC para diferentes ácidos e suas bases conjugadas.
Ácido Base conjugada pKa pKb
FSO3H·SbF5 (FSO3·SbF5)- ? ?
HI I- -11 25
HClO4 ClO4- -10 23
HBr Br- -9 23
HCl Cl- -6 20
H2SO4 HSO4- -3 17
H3O+ H2O -1,74 15,74
HNO3 NO3- -1,32 15,32
CCl3COOH CCl3COO- 0,89 13.11
HClO3 ClO3- 0 14
CHCl2COOH CHCl2COO- 1,30 12,7
HSO4- SO42- 1,92 12,08
H2SO3 HSO3- 1,96 12,04
H3PO4 H2PO4- 1,96 12,04
[Fe(H2O)6]3+ [Fe(OH)(H2O)5]2+ 2,2 11,8
CH2ClCOOH CH2ClCOO- 2,81 11,19
HF F- 3,14 10,86
HCOOH HCOO- 3,7 10,30
CH3COOH CH3COO- 4,75 9,25
[Al(H O) ]3+ [Al(OH)(H O) ]2+ 4,9 9,1[Al(H2O)6]3+ [Al(OH)(H2O)5]2+ 4,9 9,1
(H2CO3) HCO3- 6,46 7,54
H2S HS- 7,06 6,94
HSO3- SO32- 7,2 6,8
H2PO4- HPO42- 7,21 6,79
HClO ClO- 7,25 6,75
NH4+ NH3 9,21 4,79
HCN CN- 9,4 4,6
[Zn(H2O)6]2+ [Zn(OH)(H2O)5]+ 9,66 4,34
H4SiO4 H3SiO3O- 10 4
HCO3- CO32- 10,40 3,60
H2O2 HO2- 11,62 2,38
HPO42- PO43- 12,32 1,68
HS- S2- 12,89 1,1
H2O OH- 15,74 -1,74
CH3CH2OH CH3CH2O- 17 -3
NH3 NH2- 23 -9
OH- O2- 24 -10
CH4 CH3- 34 -20
H2 H- 39 -25
(CH3)2CH2 (CH3)2CH- 51 -37
CÁLCULO DE pH
Cálculo de pH para ácidos fortes:
Cálculo de pH para bases fortes:
Cálculo de pH para ácidos fracos:
Cálculo de pH para bases fracos:
ACIDEZ E BASICIDADE DE SAIS
Hidrólise de sais
SOLUÇÕES TAMPÃO:
- Definição:
Solução que resiste à variação brusca de pH quando pequenas quantidades de
ácidos ou bases fortes são adicionadas a elas.
Ex: SangueEx: Sangue
- Composição:
Ácido fraco + sal do ácido fraco
Base fraca + sal da base fraca
É o quanto uma solução tampão é capaz de resistir a variações bruscas de pH.
EXERCÍCIOS:
1 - Calcule o pH das seguintes soluções: 
a) [H+] = 1,4 x 10-2mol/L
b) [H+] = 7,8 x 10-7mol/L
c) [H+] = 5,0 x 10-13mol/L
d) [OH-] = 3,2 x 10-4mol/L
e) [OH-] = 8,2 x 10-9mol/L
f) [OH-] = 1,0 x 10-7mol/Lf) [OH-] = 1,0 x 10-7mol/L
2 - Calcule a [H+] para as soluções com o seguinte pH: 
a) pH = 7,0
b) pH = 9,2
c) pH = 2,5
d) pH = 1,7
e) pOH = 5,8
f) pOH = 14
3 - Calcule o pH de uma solução de ácido clorídrico 0,1 mol/L.
4 - Calcule o pH de uma solução de hidróxido de sódio 0,1 mol/L.
5 - Calcule pH de: (Dado: pKa CH3COOH = 4,75)
a) uma solução de acido acético de 0,0085 mol/L
b) uma solução de acetato de sódio 0,0045 mol/L
c) uma solução contendo 0,0085 mol/L de CH3COOH e 0,0045 mol/L de CH3COONa.
RESPOSTAS:
1 – a) 1,85; b) 6,11; c) 12,40; d) 10,51; e) 5,91; f) 7,0
2 – a) 1,0 x 10-7mol/L; b) 6,3 x 10-10mol/L; c) 3,2 x 10-3mol/L; d) 2,0 x 10-2mol/L; e) 6,9 x 10-9mol/L; f) 1,0 mol/L
3 – 1
4 – 13
5 - a) 3,42; b) 8,20; c) 4,47