Equilibrio acido-base IC-607

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CAPÍTULO 1 
EQUILÍBRIO ÁCIDO - BASE 
 
As funções mais importantes da química: ácidos e bases – Estes são os grandes 
pilares de toda a vida de nosso planeta, bem como da maioria das propriedades do reino 
mineral. No dia a dia têm-se muitos exemplos de ácidos e bases: 
 
1 Íons carbonatos e bicarbonatos (ambos básicos) estão presentes na parte das fontes 
de água e de rochas, junto com outras substâncias básicas como fostatos, boratos, 
arsenatos e amônia. 
 
2 Vulcões podem gerar águas extremamente ácidas pela presença de HCl e SO2. 
 
3 A fotossíntese das plantas pode alterar a acidez da água nas vizinhanças por 
produzir CO2, a substância geradora de ácido mais comum na natureza. 
 
4 A fermentação do suco de frutas pode vir a produzir ácido acético. 
 
5 Quando utilizamos nossos músculos em excesso sentimos dores provocadas pela 
liberação de ácido lático. 
 
6 A manutenção da quantidade ideal de íons hidrogênio nos líquidos intracelular e 
extracelular depende de um delicado equilíbrio químico entre os ácidos e as bases 
existentes no organismo. Quando a concentração dos íons hidrogênio se eleva ou se 
reduz, alteram-se a permeabilidade das membranas e as funções enzimáticas 
celulares; em conseqüência, deterioram-se as funções de diversos órgãos e 
sistemas. Os pacientes com disfunção de órgãos freqüentemente apresentam 
alterações no equilíbrio ácido-base. O diagnóstico e o tratamento dos desvios do 
equilíbrio ácido-base, geralmente, resultam em reversão do quadro geral do paciente 
garantindo sua sobrevida. A freqüente determinação dos parâmetros que avaliam o 
equilíbrio ácido-base do organismo é parte importante do monitoramento do paciente 
grave, em qualquer protocolo de terapia intensiva. 
 
Ácidos e bases têm sido estudados por séculos. Os próprios termos são medievais: 
 
"Ácido" vem da palavra latina "acidus", que significa azedo. Inicialmente, o termo era 
aplicado ao vinagre, mas outras substâncias com propriedades semelhantes passaram a 
ter esta denominação. 
 
 "Álcali", outro termo para bases, vem da palavra arábica "alkali", que significa cinzas. 
Quando cinzas são dissolvidas em água, esta se torna básica, devido a presença de 
carbonato de potássio. A palavra "sal" já foi utilizada exclusivamente para referência ao 
sal marinho ou cloreto de sódio, mas hoje tem um significado muito mais amplo. 
 
A acidez (ou alcalinidade) de uma solução é, freqüentemente, um fator importante em 
reações químicas. O uso de tampões, para manter o pH de um sistema num 
determinado nível, é muito importante. Além disso, o equilíbrio ácido-base é essencial 
no entendimento das reações ácido-base (reações de neutralização). 
 
Neste capítulo serão considerados vários cálculos aproximados de equilíbrio ácido-base, 
incluindo ácidos (monopróticos e polipróticos) e bases fortes e fracos, sais, e tampões. 
 
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1.1 AS TEORIAS ÁCIDO-BASE 
 
Várias teorias foram desenvolvidas a fim de explicar e classificar as propriedades ácidas 
e básicas das substâncias. As mais comuns são as de Arrhenius, de Brønsted-Lowry e 
de Lewis. 
 
O CONCEITO DE ARRHENIUS (1894): 
 
Svante Arrhenius, químico sueco, definiu como: 
 
- Ácido: qualquer substância que, em solução aquosa, sofre ionização para formar 
íons hidrogênio (H+): 
HCl(aq) ' H+ + Cl- 
 
- Base: é qualquer substância que, em solução aquosa, sofre ionização para formar 
íons hidroxila (OH-): 
 
NaOH(aq) ' Na+ + OH- 
 
Este conceito, embora utilizado até hoje, tem sérias limitações: 
 
1) só pode ser empregado a soluções aquosas; 
2) segundo este conceito, são ácidos somente as substâncias que possuem H+ em sua 
composição. 
3) não pode ser aplicado para outros solventes. 
4) segundo este conceito, somente são bases as substâncias que possuem OH- em sua 
composição. 
 
O CONCEITO DE BRØNSTED-LOWRY (1923): 
 
O dinamarquês Brønsted e o inglês Lowry, separadamente, descreveram uma 
teoria que estabelece que: 
- ácido é qualquer substância que pode doar prótons (H+) e, 
- base é qualquer substância que pode aceitar prótons (H+): 
 
ácido1 ' H++ base1 
base2 + H+ ' ácido2 
 
O ácido1 e a base1, e o ácido 2 e a base 2, das equações acima são 
denominados de pares conjugados. Na solução, sempre haverá um doador e um 
receptor de prótons, mostrando que uma substância só poderá atuar como ácido se 
houver uma base presente. 
 
 ácido1 ' base1 + H+ 
 base2 + H+__' ácido2 
 ácido1 + base2 ' base1 + ácido2 
 
 
Alguns exemplos são ilustrados na TABELA I. 
 
 
 
 
 
 
 
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TABELA I - Exemplos de pares ácido-base conjugados de Brønsted-Lowry 
 
ÁCIDO1 + BASE2 ' ÁCIDO2 + BASE1 
HCl H2O H3O+ Cl- 
NH4+ H2O H3O+ NH3 
RNH3+ H2O H3O+ RNH2 
R2NH2+ H2O H3O+ R2NH 
H2O CH3COO- CH3COOH OH- 
H2O H2O H3O+ OH- 
H2O R2NH R2NH2+ OH- 
CH3COOH NH3 NH4+ CH3COO- 
Par conjugado: ÁCIDO1 ; BASE1 Par conjugado: ÁCIDO2 ; BASE2 
 
 
TEORIA DE LEWIS (1914) 
 
- ácido é qualquer substância receptora de par de elétrons. 
 
- base é qualquer substância doadora de par de elétrons. 
 
 yy 
EXEMPLO: NH3 + H+ ' NH4+ 
 Base Ácido 
 
 HO- + H+ ' H2O 
 Base Ácido 
 
Observação: De acordo com esta teoria para ser um ácido não é necessário doar 
prótons e para ser uma base também não é necessário que a substância receba 
prótons. 
 
 yy 
EXEMPLOS: Cd2+ + 2 NH3 ' [Cd (NH3)2]2+ 
 Ácido Base 
 
 yy 
 BF3 + NH3 ' [BF3(NH3)] 
 Ácido Base 
 
OBS 1: o símbolo yy , sobre o nitrogênio, representa 1 par de elétrons. 
 
OBS 2 : Lewis foi mais amplo no conceito. Considerando os exemplos acima e as 
teorias de Arrhenius e de Brønsted-Lowry, o Cd2+ e o BF3 não seriam 
considerados ácidos, pois estas espécies não possuem hidrogênio que possam 
ser ionizados (Arrhenius) e nem doam próton (Brønsted-Lowry); o mesmo 
aconteceria com a molécula de NH3 que não seria considerada uma base, pois 
não possui hidroxila que possa ser ionizada (Arrhenius) e nem recebe próton 
(Brønsted-Lowry). 
 
 
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1.2 PRODUTO IÔNICO DA ÁGUA 
 
A água pura ioniza muito fracamente (apenas duas de cada um bilhão de 
moléculas sofrem auto-ionização) e sofre auto-protólise, funcionando como ácido e 
como base. 
 
SEGUNDO BRØNSTED-LOWRY: 
 
H2O + H2O ' H3O+ + OH- K = [H3O+] x [OH-] 
Ác1 B2 Ác2 B1 [H2O]2 
 
 
- Embora somente duas moléculas de água por cada um bilhão de moléculas de água 
se ionizem formando H3O+ e HO-, pode-se calcular a concentração de íons hidroxônio e 
hidroxila que ionizam na água pura, a 25oC. 
 
Reação de auto - protólise da água: 
 
 H2O + H2O ' H3O+ + OH- 
Início CH2O CH2O 
Ioniza - x -x 
Equilíbrio CH2O -x CH2O -x x x 
 
 
Sabe-se que para a água pura: 
X = [H3O+] = [OH-] e CH2O -x ≈ CH2O ≈ 55,56 mol/L (constante) 
 
K = [H3O+] x [OH-] 
 [H2O]2 
 
Sabendo-se que: [H2O] é constante e que K (constante de desproporcionamento da 
água) = 3,24 x 10-18(a 25 oC) substitui-se na expressão da constante acima e tem-se Kw 
(constante de auto-protólise da água) = 1,01 x 10-14, assim como a expressão para se 
calcular a [H3O+] e [OH-] na água pura. 
 
 
3,24 x 10-18 = [H3O+] x [OH-] = Kw(55,56)2 
 
Kw = [H3O+] x [OH-] = 3,24 x 10-18 x (55,56)2 = 10-14 
 
 [H3O+] x [OH-] = 10-14 = Kw (1) 
 
Esta expressão é denominada PRODUTO IÔNICO DA ÁGUA. 
 
Utilizado-se a equação (1), e pela reação de auto-protólise, onde se pode observar que 
o que ioniza de H3O+ é igual ao que ioniza de OH-, tem-se: 
 
[H3O+] x [H3O+] = 1,0 x 10-14 ⇒ [H3O+]2 = [HO-]2 = 1,0 x 10-14 
[H3O+] = [OH-] = 1,0 x 10-7 M 
 
Obs: Kw foi avaliado a 250C e não se modifica (exceto com temperatura). 
 
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Temperatura (oC) Kw 
0 0,114 x 10-14 
25 1,01 x 10-14 
50 5,47 x 10-14 
100 49 x 10-14 
 
A partir do Kw pode-se determinar a [H3O+] ou de [OH-] em qualquer solução aquosa. 
 
Assim, quando: 
 
[H3O+] > 1,0 x 10-7 M e [OH-] < 1,0 x 10-7 M a solução é ácida 
 
 [H3O+] < 1,0 x 10-7 M e [OH-] > 1,0 x 10-7 M a solução é básica 
 
OBS: Todas as constantes usadas em qualquer sistema em equilíbrio, foram calculadas 
através das concentrações MOLARES (mol/litro). 
 
 
1.3 NOTAÇÃO pH - MEDIDA DE ACIDEZ 
 
A concentração de íons hidrogênio ou de íons hidroxila, dependendo da natureza da 
solução aquosa, pode variar em uma faixa muito grande e, na prática, é limitada a um 
valor máximo de 1 M e mínimo de 10-14 M. A fim de evitar uso de numerosas casas 
decimais e facilitar comparações, Sørenson, em 1909, introduziu a escala de pH. O pH 
foi por ele definido como: 
 
pH = log 1/[H3O+] = Log 1 – log [H3O+] 
 
Como log 1 = 0, tem-se que: 
 
pH = - log [H3O+] (2) Elaboração da escala: 
 
 
A notação pH deriva da notação matemática pX = - log X. Então, por analogia 
tem-se: 
 
pH = - log [H3O+] ; pOH = - log [OH-] ; pKw = - log Kw = - log 10-14 ; pKw = 14 
 
Multiplicando-se a equação (1) por (- log), tem-se: 
 
- (log [H3O +] + log [OH- ] ) = - log 10-14 = - log Kw 
 
 
pKw = pH + pOH = 14 (3) 
Então, se: 
[H+] (mol/L) pH Tipo de solução 
> 1,0 x 10-7 M < 7 ácida 
< 1,0 x 10-7 M > 7 básica 
= 1,0 x 10-7 M = 7 neutra 
Assim, a ESCALA DE pH, apresenta a faixa: 
 
 
 
 
14
 
 soluções ácidas soluções básicas 
 0 ←--------------------------→ 7 ←--------------------------------→ 14 
 ↓ 
 neutras 
 
Nos cálculos de problemas envolvendo pH, geralmente se usa a seguinte 
seqüência: É fornecida a concentração hidrogeniônica, [H3O+], da solução, como, por 
exemplo, 3,2 x 10-4 mol/L. 
Pela propriedade dos logaritmos tem-se que: -log (3,2 x 10-4) = - (log 3,2 + log 10-4). 
Lembre-se que logbbc = c; assim: log 10-x = -x. 
Pode-se ainda fornecer a concentração hidroxiliônica, [OH-], da solução para, a partir 
dela, calcular-se o pH. 
Veja alguns exemplos de problemas envolvendo pH e pOH (use, se for preciso, 
uma calculadora científica para os cálculos de logaritmos): 
 
1) Calcule o pH de uma solução cuja concentração hidrogeniônica é 1,0 x 10-3 
mol/L. 
pH = - log [H3O+] pH = -log (1,0 x 10-3) = - (log 1 + log 10-3) = - (0 - 3,0) = 3,0 
 
 
2) Calcular a concentração hidrogeniônica de uma solução cujo pH é 11,6. 
 Desta vez temos que fazer a operação inversa: 
 [H3O+] = antilog (-pH) = 10-pH antilog (-11,68) = 10-11,68 = 2,1 x 10-12 mol/L. 
 
 
 
Exercício: 
 
1) Calcular pX quando X for igual a: 
(a) H3O+ = 0,004 M. 
(b) OH- = 0,0004 M. 
(c) Kb = 1,0E-6 
(d) Ka = 5,3E-7 
 
 
2) Calcular X quando pX for igual a: 
(a) pH = 6,0 
(b) pOH = 13 
(c) pKb = 4,74 
(d) pKa = 3,6 
 
1.4 FORÇA DE ÁCIDOS E BASES 
 
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Em água, alguns ácidos são melhores doadores de prótons do que outros, 
enquanto que algumas bases são melhores aceptoras de prótons do que outras. 
 
Por exemplo: uma solução aquosa de HCl diluída consiste, praticamente, de íons 
cloreto e hidroxônio, uma vez que quase 100% das moléculas do ácido são ionizadas. 
Por isso, este composto é considerado um ácido de Brønsted-Lowry forte. 
 
 Em contraste, uma solução diluída de ácido acético contém apenas uma 
pequena quantidade de íons acetato e hidroxônio - a maior parte das moléculas 
permanece na forma não ionizada. Este composto é, portanto, considerado um ácido de 
Brønsted-Lowry fraco. 
 
Portanto, a força de um ácido é avaliada por sua capacidade, em solução 
aquosa, de sofrer ionização. Isto é, por sua tendência em doar prótons (a qual depende 
da tendência de uma base em receber prótons – Brønsted-Lowry) formando, 
conseqüentemente, íons hidroxônio; ou por sua tendência em ionizar-se em água 
liberando íons hidrogênio (Arrhenius). 
 
Exemplo 1: Numa solução aquosa de HCl, duas bases entrarão numa disputa 
pelo próton: o íon cloreto e a água. Como a água é uma base mais forte, praticamente 
todo o HCl perde o próton para esta. 
 
 HCl + H2O ' H3O+ + Cl- (Brønsted-Lowry) 
ou 
HCl(aq) ' H+ + Cl- (Arrhenius) 
 
Além disso, de acordo com o modelo de Brønsted, um ácido doa um próton para 
produzir uma base conjugada e quanto mais forte for o ácido, mais fraca é a base 
conjugada. 
 
O mesmo ocorre com as bases, observando-se, entretanto, sua tendência em 
receber prótons (a qual depende da tendência de um ácido em doar prótons - 
Brønsted e Lowry). Ou por sua tendência em ionizar-se em água liberando íons 
hidroxila (Arrhenius): 
 
 NaOH + H2O ' NaOH2+ + OH- (Brønsted-Lowry) 
ou 
NaOH(aq) ' Na+ + OH- (Arrhenius) 
 
Pela constante de equilíbrio (Ka ou Kb) consegue-se avaliar a força relativa 
de um ácido e de uma base. Quanto maior a constante de equilíbrio, maior esta 
tendência. 
 
Exemplo 2: CH3COOH + H2O ' CH3COO- + H3O+ Ka = 1,8 x 10-5 
 (ácido) (base) 
 
Pelo valor de Ka observa-se que o ácido se ioniza pouco, ou seja, a água (base) recebe 
pouco próton do ácido, daí o ácido acético ser um ácido fraco. 
 
 
Exemplo 3: Vamos comparar CH3COOH e HCN em água: 
 
HCN + H2O ' CN- + H3O+ Ka = 4,9 x 10-10 
(ácido) (base) 
 
 16
 
Observando as constantes de equilíbrio sabe-se que o CH3COOH é um ácido mais forte 
que o HCN, pois seu Ka é maior. 
 
EXEMPLO 4: Vamos comparar NH3 com C5H5N 
 
NH3 + H2O ' NH4+ + OH- Kb = 1,8 x 10-5 
(base) (ácido) 
 
 C5H5N + H2O ' C5H5NH+ + OH- Kb = 1,4 x 10-9 
 (base) (ácido) 
 
A base C5H5N é mais fraca que NH3 (pois seu Kb é menor) significando que ela, em 
solução aquosa, tem menor tendência em receber prótons (ou liberar OH-) que o NH3. 
 
OBS: O composto “hidróxido de amônio” (NH4OH) é uma solução aquosa de amônia,m 
com descrito abaixo e o equilíbrio de dissociação deve ser escrito por: 
 
NH3 + H2O ' NH4+ + OH- 
 
Porém, Ahrrenius utiliza NH4OH, onde uma molécula de H2O é incorporada à molécula 
de NH3. Assim, pode-se escrever que: 
 
NH4OH ' NH4+ + OH- 
 
Pelo que exposto até o momento, pode-se concluir que: 
 
1 Em solução aquosa, os ácidos e bases fracos ou fortes sofrem ionização. 
2 Tratando-se de ÁCIDOS FORTES e BASES FORTES, a ionização é 
praticamente, total (≈ 100%). 
3 Tratando-se de ÁCIDOS FRACOS e BASES FRACAS, a ionização não é total 
(em torno de 5%. Isto quer dizer que <<< 100%). 
 
OBS: Deve-se lembrar que as reações de ionização tendem ao estado de equilíbrio. A 
diferença entre a força dos ácidos e das bases deve-se ao deslocamento do 
equilíbrio. O equilíbrio deslocado para a esquerda (lado dos reagentes), significa 
que o ácido ou base se ioniza em pequena extensão. O equilíbrio deslocado para a 
direita (lado dos produtos), significa que o ácido ou base se ioniza em grande 
extensão (completamente ionizado). 
 
EXEMPLOS DE ÁCIDOS FORTES: HCl ; HNO3; HI ; HBr ; HClO4. 
EXEMPLOS DE ÁCIDOS FRACOS: HCN ; HF, H3PO4 ; H2CO3 ; 
 ÁCIDOS ORGÂNICOS (por ex: :CH3COOH ) 
EXEMPLOS DE BASES FORTES: NaOH ; KOH ; Ca(OH)2 ; Sr(OH)2 ; Ba(OH)2 ; NaNH2 
(amideto de sódio). 
EXEMPLOS DE BASES FRACAS: NH3 ; C5H5N (piridina) ; C6H5NH2 (anilina) ; CH3NH2; 
(CH3)2NH.