aula 2 - Equilíbrio ácido-base

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Equilíbrio ácido-base 
CST Gestão Ambiental - IFRJ 
Prof. Dr. Clenilson Sousa Jr. 
Química Analítica Ambiental 
Ácidos e Bases 
Definição 
Ácido é uma substância capaz de doar prótons 
Base é um substância capaz de receber prótons 
Em 1923, dois químicos, J. N. Brønsted da Dinamarca, e 
J. M. Lowry da Inglaterra, propuseram 
independentemente uma teoria sobre o comportamento 
ácido-base que é particularmente útil na química 
analítica. 
Química Analítica Ambiental 
Ácidos e Bases 
 Um aspecto importante do conceito de 
Brønsted-Lowry é a idéia de que quando a 
espécie ácido cede um próton, a espécie base é 
formada, como mostrado pela reação: 
 
Ácido  base + próton 
Um ácido que tenha doado um próton torna-se 
uma base conjugada capaz de aceitar um próton 
para regenerar o ácido original. 
Química Analítica Ambiental 
Ácidos e Bases 
 Similarmente, toda base produz um ácido 
como resultado de aceitar um próton, ou seja: 
 
Base + próton  ácido 
Uma base que tenha recebido um próton torna-se 
um ácido conjugado capaz de doar um próton 
para regenerar o ácido original. 
Química Analítica Ambiental 
Ácidos e Bases 
NH3 + H2O = NH4
+ + OH- 
Base1 Ácido2 Ácido1 Base2 
H2O + HNO2 = H3O
+ + NO2
- 
Base1 Ácido 2 Ácido 1 Base 2 
 H3O
+ é denominado íon hidrônio. Pode apresentar 
estrutura mais complexa como H5O2
+ ou H9O4
+. 
Uma simplificação de representação: H+ 
Química Analítica Ambiental 
Espécies anfipróticas 
 As espécies que possuem ambas as propriedades ácidas 
e básicas são chamadas anfipróticas. 
 
 Um exemplo é o íon diidrogeno fosfato, H2PO4 
-, 
que se comporta como uma base na presença de um doador de 
próton como o H3O
+ : 
 
H2PO4
- + H3O + = H3PO4 + H2O 
 Base1 ácido2 Ácido1 base2 
 
 
Química Analítica Ambiental 
Espécies anfipróticas 
 As espécies que possuem ambas as propriedades ácidas 
e básicas são chamadas anfipróticas. 
 
 Um exemplo é o íon diidrogeno fosfato, H2PO4 
-, 
que se comporta como um ácido na presença de um receptor 
de próton como o OH- : 
 
H2PO4
- + OH- = HPO42- + H2O 
 Ácido1 base2 Base1 ácido2 
 
 
Química Analítica Ambiental 
Espécies anfipróticas 
 Os aminoácidos simples são uma classe importante 
de compostos anfipróticos que contêm tanto grupos 
funcionais de um ácido fraco quanto de uma base fraca. 
Quando dissolvido em água, um aminoácido como a glicina 
sofre uma reação interna do tipo ácido-base para produzir 
um zwitterion – uma espécie que possui tanto uma carga 
positiva quanto uma carga negativa. 
NH2CH2COOH = NH3
+CH2COO
- 
glicina zwitterion 
Química Analítica Ambiental 
Solventes anfipróticos 
 Solventes anfipróticos: comportam-se como 
ácidos na presença de solutos básicos e como 
bases diante de solutos ácidos. 
NH3 + H2O = NH4
+ + OH- 
base1 ácido2 ácido1 base2
 
HNO2 + H2O = H3O
+ + NO2
- 
ácido1 base2 ácido2 base1
 
Água é um solvente anfiprótico 
Química Analítica Ambiental 
Outros solventes anfipróticos 
Metanol, etanol, ácido acético anidro 
NH3 + CH3OH = NH4
+ + CH3O
- 
Base1 Ácido 2 Ácido 1 Base 2 
 
 
HNO2 + CH3OH = CH3OH2
+ + NO2
- 
Ácido 2 Base1 Ácido 1 Base 2 
Solventes anfipróticos 
Química Analítica Ambiental 
H2O + H2O = H3O
+ + OH- 
CH3OH + CH3OH = CH3OH2
+ + CH3O
- 
Autoprotólise da água é pequena à temperatura ambiente) 
[H3O
+] = [OH-] = 10-7 mol L-1 
Base1 + Ácido 2 = Ácido 1 + Base 2 
 Envolve a reação espontânea de moléculas de uma 
substância para formar um par de íons: 
AUTOPROTÓLISE OU AUTO-IONIZAÇÃO 
* Apresentar mais dois exemplos, pois a reação de dissociação é de suma 
importância para compreensão do comportamento de soluções aquosas. 
Química Analítica Ambiental 
 Ácidos fortes reagem completamente com 
o solvente, não deixando moléculas do soluto 
não dissociadas. 
 
 Ácidos fortes são eletrólitos fortes, ou seja, 
possuem alto grau de dissociação   1 
FORÇA DOS ÁCIDOS E BASES 
 A força do ácido é inversamente relacionada 
com a força da sua base conjugada; quanto mais 
forte o ácido, mais fraca será sua base conjugada. 
FORÇA DOS ÁCIDOS E BASES 
HClO4 + H2O ⇆ H3O
+ + ClO4
- 
HCl + H2O ⇆ H3O
+ + Cl- 
H3PO4 + H2O ⇆ H3O
+ + H2PO4 
– 
H3COOH + H2O ⇆ H3O
+ + H3COO
- 
H2PO4
- + H2O ⇆ H3O
+ + HPO4 
= 
NH4
+ + H2O ⇆ H3O
+ + NH3 
Ácido forte 
Ácido fraco 
Base fraca 
Base forte 
Química Analítica Ambiental 
SOLVENTE NIVELADOR E SOLVENTE DIFERENCIADOR 
 A tendência de um solvente de aceitar ou doar prótons 
determina a força do soluto ácido ou básico dissolvido nele. Por 
exemplo, os ácidos perclórico e clorídrico são ácidos fortes em 
água. Se o ácido acético anidro, um receptor de prótons mais 
fraco, substituir a água como solvente , nenhum desses ácidos 
sofrerá uma dissociação total. O ácido perclórico é, entretanto, 
consideravelmente mais forte que o ácido clorídrico nesse 
solvente, com sua dissociação sendo cerca de 5 mil vezes maior. 
 
 Em um solvente diferenciador, vários ácidos se dissociam 
em níveis diferentes e têm forças diferentes. 
 
 Em um solvente nivelador, vários ácidos dissociam-se 
completamente e exibem a mesma força. 
Química Analítica Ambiental 
SOLVENTE NIVELADOR E SOLVENTE DIFERENCIADOR 
HCl e HClO4 
Solvente 
H2O CH3COOH (receptor e- mais fraco) 
Ácido forte 
(dissociação completa) 
Solvente nivelador 
Ácidos fracos 
(dissociação parcial) 
HClO4>>>>HCl (5000x) 
Solvente diferenciador 
Vários ácidos dissociam-
se completamente e 
exibem a mesma força 
Vários ácidos dissociam-se 
em níveis diferentes e têm 
forças diferentes 
Química Analítica Ambiental 
PRODUTO IÔNICO DA ÁGUA, Kw 
H2O + H2O ⇆ H3O
+ + OH- 
base1 ácido2 ácido1 base2
 
 
3
2
2
H O OH
K
H O
       
3wK H O OH
        
Obs: em soluções diluídas, [H2O] é muito maior do que 
a concentração de espécies químicas em solução. 
Química Analítica Ambiental 
PRODUTO IÔNICO DA ÁGUA, Kw 
3wK H O OH
        
Exercício 1 
Calcule as concentrações de íons hidrônio e hidróxido 
na água pura a 25 C e a 100 C. 
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pH 
 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
Química Analítica Ambiental 
pH 
pH + pOH = 14 a 25 C 
3wK H O OH
        
3log log
log ( log[ ]) ( log[ ])
 
 
         
    
 
w
w
wK 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] 
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Ácidos e Bases Fortes 
 
       

3
a
H O A
K
HA  
       
b
BH OH
K
B
HCl(aq) = H3O
+ + Cl- 
Constante de dissociação 
ácida é pequena 
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- 
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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 
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 Conceito da neutralidade de cargas: soluções 
 A soma de todas as espécies químicas positivamente 
carregadas é igual a soma das espécies química 
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 carga de um sistema em condição de 
equilíbrio químico 
Química Analítica Ambiental 
 Conceito da neutralidade de cargas: soluções 
Exemplo: uma solução contendo 0.025M of KH2P04 e 0.03 M 
de KOH. 
 
 
 
 
 
Balanço de carga de um sistema em condição de 
equilíbrio químico 
Química Analítica Ambiental 
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 carga de um sistema em condição de 
equilíbrio químico 
Química Analítica Ambiental 
Balanço de massa: 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 molecular. Então, 
no equilíbrio: 
0,05 M = [CH3COOH] + [CH3COO
-] ou 
[CH3COOH] = 0,05 M – [CH3COO
- ] ou 
 [CH3COOH] = 0,05 M – [H3O
+] 
 
Balanço de massa de um sistema em condição de 
equilíbrio químico 
Química Analítica Ambiental 
CONSTANTES DE DISSOCIAÇÃO ÁCIDO-BASE 
HA + H2O ⇆ H3O
+ + A- 
Equilíbrio ácido-base mais comum ocorre em água. 
Considerando o equilíbrio entre um ácido HA e água: 
HA ⇆ H3O
+ + A- 
 a
H A
K
HA
       

Ka é a constante de dissociação do ácido 
Química Analítica Ambiental 
 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 base 
Química Analítica Ambiental 
 
       

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 
Química Analítica Ambiental 
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
 
  
  
 

                    
3 3 4
3
34
NH H O NH OH
x H O x OH K
NHNH
NH3 + H2O ⇆ NH4
+ + OH- 
NH4
+
 + H2O ⇆ NH3 + H3O
+ 
Ka x Kb= 
Ka x Kb.............................=.................................Kw 
Química Analítica Ambiental 
Química Analítica Ambiental 
Algumas constantes de dissociação ácida a 25ºC 
Química Analítica Ambiental 
Exercício 5 
Qual o valor de Kb para o equilíbrio: 
 
Ka NH4
+ = 5,7 x 10-10 
NH3 + H2O = NH4
+
 +
 
 OH- 
Ka x Kb= Kw  Kb= Kw / Ka 
 
Kb= (1,00 x 10
-14 / 5,7 x 10-10) 
Kb= 1,75x 10
-5 
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Exercício 6 
Qual o valor de Kb para o equilíbrio: 
 
CN- + H2O = HCN
 + OH- 
Ka HCN = 6,2 x 10
-10 
Ka x Kb= Kw  Kb= Kw / Ka 
 
Kb= (1,00 x 10
-14 / 6,2 x 10-10) 
Kb= 1,61 x 10
-5 
Química Analítica Ambiental 
 
 
 A maior parte dos ácidos e bases têm comportamento 
de eletrólitos fracos. Os ácidos e bases fortes constituem 
exceções a uma regra geral. 
 A seguir são apresentadas as fórmulas 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 
Reações e cálculos de pH em soluções de ácidos fracos 
Química Analítica Ambiental 
 
 
Considere a 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 H3O
+ 
(Aq.) + A
-
(Aq.) 
KA = [H3O
+] [A-] 
 [HA] 
Reações e cálculos de pH em soluções de ácidos fracos 
Química Analítica Ambiental 
 
 
Para o cálculo, considere que a concentração analítica é CA mol 
L-1 
 
No equilíbrio, sabe-se que [H3O
+] = [A-] 
 
Ka pode ser escrita como: 
 
 
 
 
Lembre que: [HA] = CA - [H
+] 
 
Ka = [H3O
+]2 
 [HA] 
[H3O
+] 2 = Ka [HA] 
Reações e cálculos de pH em soluções de ácidos fracos 
Química Analítica Ambiental 
Exercício 7: Calcule a concentração de íon hidrônio presente em 
uma solução de ácido nitroso 0,120 mol L-1. O equilíbrio 
principal é 
 
 
Solução a): 
HNO2 + H2O ⇆ H3O
+ + NO2
- 
Ka = 7,1 x 10-4 
Reações e cálculos de pH em soluções de ácidos fracos 
Ka = 7,1 x 10
-4 = [H3O
+] [NO2
-] 
 [HNO2] 
[H3O
+] = [NO2
-] e [HNO2] = CA – [ H3O
+]. 
Então: [HNO2] = 0,12 – [ H3O
+] 
7,1 x 10-4 = [H3O
+]2 
 0,12 – [H3O
+] 
 [H3O
+]2 + 7,1 x 10-4[H3O
+] – 8,52 x 10-5 = O 
Resolvendo a equação do segundo grau para [H3O
+] temos: 
 [H3O
+] = 8,9 x 10-3 mol L-1 
 pH = -log [H3O
+] = 2,05 
Química Analítica Ambiental 
Reações e cálculos de pH em soluções de ácidos fracos 
b) No exemplo anterior, se considerarmos que 0,12 – [H3O
+] ≈ 0,12. 
Então a equação: 
 
 
Se torna: 
 
Rearranjando a equação anterior obtém-se: [H3O
+]2 = 8,52 x 10-5 
A raiz quadrada: [H3O
+] = [H3O
+] = 9,23x 10-3 mol L-1 
 pH = -log [H3O
+] = 2,03 
 
Então, quando CA >>> Ka [H
+] = 
7,1 x 10-4 = [H3O
+]2 
 0,12 – [H3O
+] 
7,1 x 10-4 = [H3O
+]2 
 0,12 
51052,8 
aAKC
Química Analítica Ambiental 
Qualquer cálculo de pH ou de concentração hidrogeniônica de ácidos 
monobásicos fracos segue o esquema proposto abaixo: 
NÃO CA 
 _____  104 ?? 
 KA
 
 
SIM 
Cálculo 
empregando a 
equação 
simplificada 
Cálculo 
empregando 
a equação 
completa 
[H+]2 + Ka[H
+] – KaCA = O aAKC[H
+] = 
Reações e cálculos de pH em soluções de ácidos fracos 
Química Analítica Ambiental 
 
 
Então, quando CA ~ [HA] 
aAKC[H3O
+] = 
Reações e cálculos de pH em soluções de ácidos fracos 
Química Analítica Ambiental 
Reações e cálculos de pH em soluções de bases fracas 
Qualquer cálculo de pH ou de concentração de hidroxilas de bases 
monoácidas fracas segue o esquema proposto abaixo: 
NÃO CB 
 _____  104 ?? 
 Kb
 
 
SIM 
Cálculo 
empregando a 
equação 
simplificada 
Cálculo 
empregando 
a equação 
completa 
[OH-]2 + Kb[OH
-] – KbCB = O bBKC[OH
-] = 
Química Analítica Ambiental 
Exercício 8: Calcule a concentração de íons hidróxidos presentes em 
uma solução de NH3 0,0750 mol L
-1. O equilíbrio principal é 
 
 
 
 
 
Sei que: [NH4
+] = [OH-] e que [NH3] + [NH4
+] = CNH3 = 0,075 mol L
-1 
Substituindo [NH4
+] por [OH-]: [NH3] = 0,075 - [OH
-] 
Substituindo na equação da constante de dissociação: 
 
1,75 x 10-5 = [OH-]2 [OH-] = 1,15 x 10-3 mol L-1 
 0,075 - [OH-] 
 
 
 
 
NH3 + H2O ⇆ NH4
+ + OH- e Ka NH4+ = 5,70 x 10
-10 
 
       

4
3
b
NH OH
K
NH
Kb = Kw/Ka Kb = 1,00 x 10 
-14 
 5,70 x 10-10 
 
Kb = 1,75 x 10 
-5 
Química Analítica Ambiental 
HIDRÓLISE DE SAIS 
 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 
Química Analítica Ambiental 
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 
Química Analítica Ambiental 
Hidrólise de sais 
Classe 2. 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. 
Química Analítica Ambiental 
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 
Química Analítica Ambiental 
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. 
 
Se Ka > Kb, a solução será ácida 
Se Ka < Kb, a solução será básica 
Se Ka = Kb, a solução será neutra 
Química Analítica Ambiental 
Cálculos de pH 
 Hidrólise de Ânions 
 Equilíbrios: 
A- + H2O ↔ HA + OH
- 
HA + H2O ↔ H3O
+ + A- 
 
 
 
48 
][
]][[



A
OHHA
Kh
Constante de hidrólise 
haw KKK 
][
]][[ 3
HA
AOH
Ka


Constante de 
dissociação do ácido 
Química Analítica Ambiental 
Cálculos de pH 
Exercício 9 
Calcule o pH em uma solução de NaCN 1,0 mol L-1. 
CN- + H2O ↔ HCN + OH
- 
 
 
49 
][
]][[



CN
OHHCN
Kh
a
w
h
K
K
K 
5
10
14
105,2
100,4
1000,1 





hK
][
][ 2




OHC
OH
K
CN
h
][0,1
][
105,2
2
5





OH
OH
0105,2][105,2][ 552   OHOH
13100,5][   LmolOH
70,11pH
30,2pOH
Química Analítica Ambiental 
Cálculos de pH 
 Hidrólise de Cátions 
 Equilíbrios: 
B+ + H2O ↔ BOH + H3O
+ 
BOH ↔ B+ + OH- 
 
 
50 
][
]][[



B
HBOH
Kh
Constante de hidrólise 
hbw KKK 
Constante de 
dissociação da base ][
]][[
BOH
OHB
Kb


Química Analítica Ambiental 
Cálculos de pH 
Exercício 10 
Calcule o pH de uma solução de NH4Cl 0,20 mol L
-1. 
NH4
+ + H2O ↔ NH3 + H3O
+ 
 
 
51 
][
]][[
4
33



NH
OHNH
Kh
b
w
h
K
K
K 
10
5
14
106,5
108,1
1000,1 





hK
][
][
3
2
3
4




 OHC
OH
K
NH
h
][20,0
][
106,5
3
2
310





OH
OH
01012,1][106,5][ 103
102
3 
 OHOH
15
3 101,1][
  LmolOH
96,4pH
Química Analítica Ambiental 
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 
52 
Química Analítica Ambiental 
Soluções tampão 
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. 
 
Química Analítica Ambiental 
Soluções tampão 
 
 A adição de ácido ou base a uma solução tampão 
interfere com os seguintes equilíbrios, exemplificados 
para o caso de uma solução tampão de um ácido fraco 
HA e sua base conjugada, A-: 
 
1) HA + H2O ↔ H3O
+ + A- 
 
2) A- + H2O ↔ HA + OH
- 
Química Analítica Ambiental 
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. 
55 
Química Analítica Ambiental 
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. 
56 
Química Analítica Ambiental 
Soluções Tampão 
A dissociação de um ácido fraco HA ocorre da seguinte forma: 
HA + H2O ↔ H3O
+ + A- 
Então, 
57 
][
][
][ 3 
 
A
HAK
OH a
][
][
log][log 3 
 
A
HAK
OH a
][
][
log
HA
A
pKpH a


Equação de Henderson-Hasselbalch 
Química Analítica Ambiental 
Soluções Tampão 
58 
Exercício 11 
 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. 
Química Analítica Ambiental 
Soluções Tampão 
59 
Exercício 11 
 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- 
 
Química Analítica Ambiental 
Soluções Tampão 
60 
Exercício 11 
 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. 
Química Analítica Ambiental 
Soluções Tampão 
61 
Exercício 11 
 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 
Química Analítica Ambiental 
Soluções Tampão 
62 
 [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 
 Praticamente não há variação de pH pela 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: 
Química Analítica Ambiental