Equilibrio Acido e Base

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Química Analítica Qualitativa 
Aula 1 – Equilibrio ácido e Base 
Prof. Delatorre 
e-mail: delatorrestacio@gmail.com 
 
 
Ácidos e Bases Fortes 
HCl(aq) ⇆ H3O
+ + Cl- 
 
       

3
a
H O A
K
HA
Constante de dissociação 
ácida é pequena 
 
       
b
BH OH
K
B
Constante de dissociação 
da base fraca é pequena 
Completamente dissociados em solução aquosa, constantes de 
equilíbrio são grandes 
Ácidos e Bases Fracas 
Dissociação parcial em água, constantes de dissociação são 
pequenas 
HA + H2O ⇆ H3O
+ + A- B + H2O ⇆ BH
+ + OH- 
FORÇAS RELATIVAS DOS ÁCIDOS E BASES 
Ácido forte: quando após a dissociação, [HA] é muito 
pequeno  Ka muito grande, pois a dissociação é 
completa. HA H+ A- 
Antes da dissociação Após a dissociação 
Ácido fraco: quando após a dissociação, [HA] é 
considerável  Ka é pequena, pois a dissociação é 
incompleta HA 
H+ A- 
Antes da dissociação Após dissociação 
HA 
FORÇAS RELATIVAS DOS ÁCIDOS E BASES 
ÁCIDOS E BASES FRACOS 
A grande maioria dos ácidos e das bases são fracas. 
CONSTANTE DE EQUILÍBRIO: A força relativa de um ácido ou de 
uma base que pode ser expressa quantitativamente. 
Ka – constante de equilíbrio para ácidos fracos 
Kb – constante de equilíbrio para bases fracas 
Constante de Equilíbrio (Kc) – É a maneira mais adequada para definir a 
força de um ácido ou de uma base. 
aA + bB cC + dD 
Kc = [C]c.[D]d 
[A]a.[B]b 
Quanto MAIOR o valor de Kc mais deslocado para DIREITA o equilíbrio; 
Quanto menor o valor de Kc mais deslocado para esquerda o equilíbrio; 
Hidrácidos: 
Fortes: HCl, HBr, HI 
Moderado: HF 
Os demais são fracos 
CONSTANTES DE DISSOCIAÇÃO ÁCIDO-BASE 
Equilíbrio ácido-base mais comum ocorre em água. 
Considerando o equilíbrio entre um ácido HA e água: 
HA + H2O ⇆ H3O
+ + A- 
HA ⇆ H3O
+ + A- 
 a
H A
K
HA
       

Ka é a constante de dissociação do ácido 
Em soluções diluídas a concentração de água é 
aproximadamente constante. 
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 base22 
 
CONSTANTES DE DISSOCIAÇÃO ÁCIDO-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 
HCl(g) + H2O(l) H3O
+
(aq) + Cl
- (aq) 
Kc = [H3O
+]1.[Cl-]1 
[HCl]1 .[H2O]
1 
Kc.[H2O] = Ka 
Ka = [H3O
+]1.[Cl-]1 
[HCl]1 
NaOH(s) + H2O(l) OH
-
(aq) + Na
+ (aq) 
Kc = [OH-]1.[Na+]1 
[NaOH]1.[H2O]
1 
Kc.[H2O] = Kb 
Kb = [OH-]1.[Na+]1 
[NaOH]1 
Quanto MAIOR o valor de Ka ou Kb mais FORTE será o Ácido ou a Base, respectivamente. 
Quanto MENOR o valor de Ka ou Kb mais FRACO será o Ácido ou a Base, respectivamente. 
pKa = - log Ka pKb = - log Kb 
Quanto MAIOR o valor de pKa ou pKb mais FRACO será o Ácido ou a Base, respectivamente. 
Quanto MENOR o valor de pKa ou pKb mais FORTE será o Ácido ou a Base, respectivamente. 
Constante de Equilíbrio 
Auto ionização da água: a água pura é uma substância neutra, porém sofre 
ionização formando íons H+ e íons OH-. 
H2O H
+ + OH- 
Kc = [H+]1.[OH-]1 
[H2O]
1 
A 25 oC a constante de equilíbrio da água (Kc) é 1,8.10-16. 
Kc . [H2O] = Kw 
1 L de água a 25 oC apresenta M = 55,6 mol.L-1. 
Kw = 1,8.10-16. 55,6 Kw = 1,01.10-14 
Kw = [H+] . [OH-] 
[H+] = 10-7 [OH-] = 10-7 
SUBSTÂNCIA NEUTRA [H+] = [OH-]; 
SUBSTÂNCIA ÁCIDA [H+] > [OH-]; 
SUBSTANCIA BÁSICA [H+] < [OH-]; 
[H+].[OH-] = 10-14 mol.L-1 
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
NH3 + H2O ⇆ NH4
+ + OH- 
NH4
+
 + H2O ⇆ NH3 + H3O
+ 
 
  
  
 

                    
3 3 4
3
34
NH H O NH OH
x H O x OH K
NHNH
Ka x Kb= 
Ka x Kb.............................=.................................Kw 
PRODUTO IÓNICO DA ÁGUA 
Para a reacção de autoionização da água: 
 
2 H20 (l) OH
- (aq) + H3O
+(aq) 
   03HOHKw
Kw é o produto iónico da água. A 25 ºC, Kw = 1× 10
-14 
Para um par ácido-base conjugado, obtem-se: 
 
baw KKK 
CONSTANTES DE IONIZAÇÃO A 25 ºC 
CONCEITO DE PH 
A escala de Sorensen permite traduzir a concentração de íon H+ 
através da relação: 
 
 
  OHpH 3log
A 25 ºC, para a água pura obtemos: 
    
 
7
101
101
7
3
2
33
14





pH
OH
OHOHOHKw
pH = 7 é o pH neutro. 
Logaritmo (na base 10) do inverso da concentração de íon hidrônio, ou 
logaritmo da concentração de H3O
+ tomado com o sinal negativo. 
10 3 3log 1/[ ] log[ ]
    pH H O pH H O
 Usado porque a maioria das concentrações são menores que 1 mol L-1; 
 10-1 a 10-13 mol L-1 (faixa comum em titulações) 
Obs: pH + pOH = 14 a 25°C 
3wK H O OH
        
3log log
log ( log[ ]) ( log[ ])
 
 
         
    
 
w
w
w
K H O OH
K H OH
pK pH pOH
CONCEITO DE PH 
3wK H O OH
        
3log log
log ( log[ ]) ( log[ ])
 
 
         
    
 
w
w
w
K H O OH
K H OH
pK pH pOH
p-Funções 
Frequentemente a concentração de uma espécie é expressa em termos de p-
função ou p-valor. 
O p-valor é o logaritmo negativo (na base 10) da concentração molar da 
espécie. 
 
Assim, para a espécie X, pX = - log [X] 
CONCEITO DE PH 
ESCALA DE PH 
14 pOHpH
INDICADORES ÁCIDO-BASE 
INDICADORES ÁCIDO-BASE 
PH DE LÍQUIDOS COMUNS 
Líquido pH 
 
Suco gástrico 1.0 – 2.0 
Sumo de Limão 2.4 
Vinagre 3.0 
Sumo de Laranja 3.5 
Urina 4.8 – 7.5 
Água exposta ao ar 5.5 
Saliva 6.4 – 6.9 
Leite 6.5 
Água pura 7.0 
Sangue 7.35 – 7.45 
Lágrimas 7.4 
Produtos de limpeza (amónia) 11.5 
 
Exemplos 
Exercício 1 
Calcule o pH de uma solução em que [H3O
+] é 4,0 x 10-5 mol L-1. 
R. pH = 4,4 
pH = -log [H+] 
pH = - log [4,0 x 10-5] 
pH = 4,4 
 
Exercício 2 
Calcule a [H3O
+] que corresponde ao pH = 5,6. (R. 2,5 x 10-6). 
 
pH = -log [H+] 
5,6 = -log [H+] 
-5,6 = log [H+] 
10-5,6= [H+] 
 Quando sais são dissolvidos em água, nem sempre a solução 
resultante será neutra. 
 
Classe do sal Exemplo 
1. Sais derivados de ácidos fortes e bases fortes Cloreto de sódio 
2. Sais derivados de ácidos fracos e bases fortes Acetato de sódio 
3. Sais derivados de ácidos fortes e bases fracas Cloreto de amônio 
4. Sais derivados de ácidos fracos e bases fracas Acetato de alumínio 
HIDRÓLISE DE SAIS 
HIDRÓLISE DE SAIS 
Classe 1 – Sais derivados de ácidos fortes e bases fortes 
 Quando dissolvidos em água, apresentam reação neutra, pois ambos 
são ácidos e bases conjugadas de ácidos e bases fortes. 
 
 
Equilíbrio da água não é perturbado 
2H2O ⇆ H3O
+ + OH- 
3
       H O OH
Solução neutra 
Classe2. Sais derivados de ácidos fracos e bases fortes 
Solução de acetato de sódio (NaOAc): 
 
NaOAc ↔ Na+ + OAc- 
OAc- + H2O ↔ HOAc + OH
- 
Reação global: NaOAc + H2O ↔ HOAc + Na
+ + OH- 
 
 Ânion de ácido fraco reage com a água formando um ácido fraco não 
dissociado. 
 
 A solução resultante é básica. 
 
 Em geral sais de ácidos fracos e bases fortes produzem soluções básicas, com o 
grau de basicidade de pendendo do Ka do ácido fraco associado. 
 
 Quanto menor Ka do ácido fraco, maior o grau de basicidade da solução aquosa. 
HIDRÓLISE DE SAIS 
Classe 3. Sais derivados de ácidos fortes e bases fracas 
Solução aquosa de cloreto de amônio (NH4Cl): 
 NH4Cl ↔ NH4
+ + Cl- 
 NH4
+ + 2H2O ↔ NH4OH + H3O
+ 
Reação global: NH4Cl + 2H2O ↔ NH4OH + Cl
- + H3O
+ 
 
 Cátion de base fraca reage com a água formando uma base fraca 
não dissociada. 
 A solução resultante é ácida. 
 Em geral sais de bases fracas e ácidos fortes produzem soluções 
ácidas. 
 Quanto menor Kb , maior o grau de acidez da solução aquosa. 
 
HIDRÓLISE DE SAIS 
Classe 4. Sais derivados de ácidos fracos e bases fracas 
Solução aquosa de acetato de amônio (NH4AOc): 
 
NH4OAc ↔ NH4
+ + OAc- 
NH4
+ + 2H2O ↔ NH4OH + H3O
+ 
OAc- + H2O ↔ HOAc + OH
- 
 
 Um sal deste tipo, produto da reação entre um ácido fraco e uma 
base fraca, pode gerar tanto soluções ácidas quanto básicas 
dependendo dos valores relativos de Ka e Kb. 
 
HIDRÓLISE DE SAIS 
Sal com caráter Neutro quando Ka = Kb; 
Sal com caráter Ácido quando Ka > Kb; 
Sal com caráter Básico quando Ka < Kb; 
CÁLCULOS DE PH 
Hidrólise de Ânions 
 Equilíbrios: 
A- + H2O ↔ HA + OH
- 
HA + H2O ↔ H3O
+ + A- 
 
 
 
][
]][[



A
OHHA
Kh
Constante de hidrólise 
haw KKK 
][
]][[ 3
HA
AOH
Ka


Constante de 
dissociação do ácido 
Exercício 5 
 
Considere-se a reacção: HCOOH (aq) H+ (aq) + HCOO- (aq) 
Calcular o pH de uma solução 0.1 M de HCOOH sabendo que Ka = 
1.7× 10-4. 
 HCOOH H+ HCOO- 
início 0.1 0 0 
equilíbrio 0.1 – x x x 
 
 
4.2101.4log
101.4
1.0 pois 107.11.0
107.1
1.0
3
3
42
4
2










pH
Mx
xx
x
x
Ka
Aproximação é válida quando 
100×Ka < Cinicial 
 
Desprezou-se a auto-ionização da 
água! 
Calcular o pH de uma solução de metilamina 0.26 M, sabendo que Kb 
= 4.4×10-4 
 
CH3NH2 + H2O CH3NH3
+ + OH- 
 CH3NH2 CH3NH3
+ OH- 
 início 0.26 0 0 
equilíbrio 0.26 – x x x 
 
 
03.1297.114
97.1
1007.1
0104.426.0104.4
26.0
2
442
2








pH
pOH
x
xx
x
x
Kb
Exercício 6 
ÁCIDOS DIPRÓTICOS E POLIPRÓTICOS 
H2CO3 H
+ + HCO3
- Ka1 = 6.5x10
-2 
 
HCO3
- H+ + CO3
2- Ka2 = 6.1x10
-5 
 
H3PO4 H
+ + H2PO4
- Ka1 = 7.5x10
-3 
 
H2PO4
- H+ + HPO4
2- Ka2 = 6.2x10
-8 
 
HPO4
2- H+ + PO4
3- Ka3 = 4.8x10
-13 
Se Ka1 >> Ka2, pode considerar-se apenas o primeiro equilíbrio! 
SOLUÇÕES TAMPÃO 
 São misturas de soluções de eletrólitos que resistem à variação de pH 
quando pequenas quantidades de ácidos ou bases são adicionadas ao 
sistema. 
 
 As soluções tampão sofrem pequenas variações por diluição. 
 
 São constituídas por misturas de soluções ácidos fracos e bases fracas. 
Para fins práticos existem dois tipos de soluções tampão: 
 
 
 Mistura de ácido fraco com sua base conjugada 
 
 Mistura de uma base fraca com seu ácido conjugado 
 
Tampão  mistura de um ácido fraco e sua base conjugada, ou uma 
base fraca com seu ácido conjugado. 
 
 Soluções tampão  resistem a variações de pH decorrentes da 
diluição ou da adição de ácidos ou bases a um sistema reacional; 
 
 
 As soluções tampão são usadas para manter o pH de soluções 
relativamente constantes, ou seja, com apenas pequenas variações de 
pH. 
 
SOLUÇÕES TAMPÃO 
Solução aquosa de ácido acético e acetato de sódio: 
 
1) HOAc + H2O ↔ H3O
+ + OAc- 
2) OAc- + H2O ↔
 HOAc + OH- 
 
 A adição de uma pequena quantidade de H3O
+ leva à reação: 
H3O
+ + OAc- ↔ HOAc + OH- 
 
 Ocorre pequena variação no pH, uma vez que a quantidade de H3O
+ adicionado é 
muito menor que a concentração analítica de NaOAc. 
 
 A adição de pequena quantidade de OH- leva à reação: 
OH- + H3O
+ ↔ 2 H2O 
 
 Ocorre pequena variação no pH, uma vez que a quantidade de OH- adicionado é 
muito menor que a concentração analítica de HOAc. 
SOLUÇÕES TAMPÃO 
Solução de amônia e cloreto de amônio: 
 
1) NH3 + H2O ↔ NH4
+ + OH- 
2) NH4
+ + H2O ↔ NH3 + H3O
+ 
 
 A adição de uma pequena quantidade de H3O
+ leva à reação: 
H3O
+ + OH- ↔ 2 H2O 
 Ocorre pequena variação de pH, uma vez que a quantidade de H3O
+ adicionado 
é muito menor que a concentração analítica de NH3. 
 
 A adição de uma pequena quantidade de OH- leva à reação: 
OH- + NH4
+ ↔ NH3 + H2O 
 Ocorre pequena variação de pH, uma vez que a quantidade de OH- adicionado 
é muito menor que a concentração analítica de NH4Cl. 
SOLUÇÕES TAMPÃO 
A dissociação de um ácido fraco HA ocorre da seguinte forma: 
HA + H2O ↔ H3O
+ + A- 
Então, 
][
][
][ 3 
 
A
HAK
OH a
][
][
log][log 3 
 
A
HAK
OH a
][
][
log
HA
A
pKpH a


Equação de Henderson-Hasselbalch 
SOLUÇÕES TAMPÃO 
Exercício 7 
 Considere a adição de 1,00 mL de uma solução de NaOH 0,1000 
mol.L-1 em um frasco contendo 100,0 mL de água pura recém destilada 
e descarbonatada. Calcule o pH da solução resultante. 
A concentração de íons OH- pode ser calculada pela fórmula 
simplificada: 
pOH = -log 9,9 x 10-4 
pOH = 3,00 e pH = 14,0 - 3,00 = 11,0 
[OH-] = M1 x V1/V2= 0,00099 mol.L-1 
 Observe que ocorrerá uma variação de pH de 7,00 (pH neutro da 
água pura) para pH de 11,0. 
SOLUÇÕES TAMPÃO 
Exercício 7 
 
 Considere a adição de 1,00 mL de uma solução de NaOH 0,1000 
mol.L-1 em um frasco contendo 100,0 mL de água pura recém destilada 
e descarbonatada. Calcule o pH da solução resultante. 
A concentração de íons OH- pode ser calculada pelo raciocínio: 
0,0001 mol de OH- em 101 mL 
X mol OH- em 1000 mL 
X = 9,9 x 10-4 
0,1 mol em 1000 mL 
X mol em 1 ml 
X = 0,0001 mol de OH- 
 
Exercício 8 
 
 Considere agora a adição de 1,00 mL de solução de NaOH 
0,1000 mol L-1 em 100,0 mL de uma solução simultaneamente 
0,1000 mol.L-1 em ácido acético e 0,1000 mol.L-1 em acetato de 
sódio. Sabendo que pKA do ácido acético = 4,76, calcule o pH da 
solução final. 
1°) Calcular o pH da solução tampão: 
][
][
log
HA
A
pKpH a


 pH = 4,76 + 0 
 pH = 4,76 
 
Então, o pH da solução tampão antes da adição de 1,00 mL de NaOH 
0,1000 mol L-1 é 4,76. 
quando as concentrações 
forem iguais, a divisão terá 
o valor de 1, e log 1 = 0. 
Por isso, pH = pK. 
Continuação de Exercício 8 
 
 Considere agora a adição de 1,00 mL de solução de NaOH 
0,1000 mol L-1 em 100,0 mL de uma solução simultaneamente 
0,1000 mol.L-1 em ácido acético e 0,1000 mol.L-1 em acetato de 
sódio. Sabendo que pKA do ácido acético = 4,76, calcule o pH da 
solução final. 
1°) Calcular a concentração de OH-: 
[OH-] = M1 x V1/V2= 9,9 x 10 -4 mol.L-1 
 Praticamente não há variação de pHpela adição da base em 
solução tampão, mas em água pura a variação foi de quatro unidades 
de pH. 
2°) Calcular o pH da solução resultante após a adição de NaOH: 
 [HA]  (CHA - 0,00099)  (0,1000 - 0,00099)  0,09901 mol.L
-1. 
 [A-]  (CNaA + 0,00099)  (0,1000 + 0,00099)  0,10099 mol.L
-1 
pH = 4,76 + log 1,0199 pH = 4,76 + log 0,10099 
 0,09901 
pH = 4,760 + 0,008 = 4,768 
Variação de pH = 0,008 
unidades de pH