Coeficiente de atividade ac base inicio

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Força Iônica e Coeficiente de 
Atividade 
Centro de Engenharias e Ciências Exatas 
Equilíbrio Ácido-Base 
2 
Para a reação: 
[C]c [D]d 
[A]a [B]b 
”é uma medida do quanto as interações entre moléculas numa 
solução ou num gás não-ideal desviam da idealidade... leva 
em consideração outros íons em solução...” 
K em relação a 
ATIVIDADE: 
AcC A
d
D 
AaA A
b
B 
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ATIVIDADE: 
AC = [C] . γC 
Coeficiente de 
Atividade 
Concentração de C 
(mol/L) 
AcC A
d
D 
AaA A
b
B 
[C]cγcC [D]
dγdD 
= 
[A]aγaA [B]
bγbB 
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COEFICIENTE de ATIVIDADE: 
Mede o desvio da conduta da idealidade. Se o coeficiente de 
atividade for 1, então a conduta será a ideal, e a equação de 
equilíbrio termodinâmico está correta...caso contrário: 
Equação Debye-Hückel estendida (25ºC) 
Força Iônica 
Raio de Hidratação 
Tamanho do íon em pm (10-12) 
Z = carga do íon 
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FORÇA IÔNICA: medida da [ ] total de íons de 
uma solução. 
c = concentração das espécies 
 
z = é carga das espécies. 
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FORÇA IÔNICA: medida da [ ] total de íons de 
uma solução. 
Exemplo: 
Sal pouco solúvel 
Adição de um sal 
“inerte” (KNO3), 
aumenta 
solubilidade do sal 
pouco solúvel – 
aumenta a força 
iônica da solução! 
Por que? 
Atmosfera Iônica, 
melhor “separação” 
dos íons 
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A atmosfera iônica diminui a atração entre os íons da solução. 
• Quanto maior a força iônica de uma solução, maior será a 
carga na atmosfera iônica. 
• Aumento da força iônica promove maior dissociação dos 
íons. 
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Íons menores e mais carregados se ligam a moléculas de do 
solvente mais firmemente e possuem maiores Raios de 
Hidratação do que íons maiores e menos carregados. 
Quanto menor o raio de hidratação do íon, mais importante se 
tornam os efeitos da atividade... 
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Exemplos: 
Calcule a força iônica de uma solução de: 
 
a) NaNO3 0,10M 
b) Na2SO4 0,010M 
c) KBr 0,020 M mais Na2SO4 0,010M 
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Relação da Carga do Íon 
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Composto não iônicos (substâncias orgânicas, como o benzeno) 
não possuem atmosfera iônica, assim, ɣ = 1 e [ ] = A. 
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Calcule o coeficiente de atividade do Hg2
2+ e do 
NO3
- numa solução 3,3 mM de: 
K = [Hg2
2+].ɣHg22+.[NO3
-]2.ɣ2NO3- 
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Isso também muda a definição de pH... 
pH = - log[H+] 
pH = - log AH+ = - log[H+].ɣH+ 
Exemplo: 
 
Calcular o pH de uma solução de HBr 0,1 M. 
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Ácidos & Bases 
ou gosto de sabão 
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Conceitos de acidez e basicidade 
Teoria de Arrhenius (final do século XIX): 
 
Ácido é toda substância que contém H 
(hidrogênio) e em solução aquosa produz H+ 
 
Base é toda substância que contém OH e em 
solução aquosa produz OH- 
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Conceitos de acidez e basicidade 
Teoria de Bronsted-Lowry – Teoria protônica (1923): 
Ácido é toda espécie que doa prótons (H+) 
 
Base é toda espécie que recebe prótons (H+) 
Exemplos: 
 
amônia e água 
 
ácido clorídrico e água 
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 Definição mais geral para ácidos e bases 
 Aplicada para reações que não envolvem o íon hidrogênio 
Conceitos de acidez e basicidade 
Teoria de Lewis – Teoria eletrônica (1923): 
Ácido é toda substância que aceita o par de 
elétrons 
 
Base é toda substância que doa o par de elétrons 
Ex: BF3 + NH3 
 
 Composto carbonilado + AlCl3 
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Equilíbrio Ácido-Base 
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Equilíbrio Ácido-Base 
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Equilíbrio Ácido-Base 
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Equilíbrio Ácido-Base 
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Equilíbrio Ácido-Base 
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Equilíbrio Ácido-Base 
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Equilíbrio Ácido-Base 
A escala de pH nos indica a acidez ou 
basicidade de uma solução!!! 
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Quais são as molaridades de [H3O
+] e [OH-] em 
uma solução de 0,0030 M de Ba(OH)2(aq) a 25ºC? 
Exercícios: 
Qual é a concentração do íon hidrônio em uma 
solução cujo pH = 4,83? 
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Equilíbrio Ácido-Base 
Soluções de ácidos diferentes com a mesma 
concentração podem não ter o mesmo pH... 
CH3COOH(aq) 0,1 M HCl(aq) 0,1 M 
pH = 3 pH = 1 
[H3O
+] < [H3O
+] > 
Do mesmo modo: [OH-] é menor em solução de NH3 
do que em solução de NaOH... 
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Força de acidos e bases 
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• ELETRONEGATIVIDADE: comparando átomos de 
tamanhos semelhantes: quanto mais eletronegativo, 
mais fraco (estável) como base (suporta melhor os 
elétrons). 
 
 
Eletronegatividades: C < N < O < F Estabilidades: -CH3 < 
-NH2 < 
-OH < F- 
 como bases 
 
 
Força dos ácidos: CH4 < NH3 < H2O < HF 
mais 
eletronegativo 
mais 
estável/fraco 
mais 
forte 
Fatores que afetam acidez e basicidades... 
Observar sempre a base e o ácido-conjugado!!! 
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• TAMANHO DO ÁTOMO: comparando átomos de tamanhos bem 
diferentes: quanto maior o átomo, mais fraco (estável) como base 
(suporta melhor os elétrons) 
 
Tamanhos dos átomos: F < Cl < Br < I 
 
 
 
Estabilidade como bases : F- < Cl- < Br- < I- 
 
 
 
Força dos ácidos: HF < HCl < HBr < HI 
 
 
 
tamanho 
maior 
mais 
 estável/fraco 
mais 
forte 
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• EFEITO INDUTIVO: é o efeito de atrair elétrons através de uma 
ligação sigma (). Átomos eletronegativos ligados na cadeia 
carboônica da base retiram elétrons por efeito indutivo. 
 
O efeito indutivo explica as diferenças de acidez: 
 
 
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• RESSONÂNCIA: a deslocalização dos elétrons de uma base por 
ressonância, estabiliza (enfraquece) a base. 
 
O efeito de ressonância explica as diferenças de acidez: 
 
 
Outros exemplos: Fenol e Ciclohexanol... 
Ácido mais forte, base conjugada 
estabilizada por ressonância 
(elétrons deslocalizados). 
Exercícios: 
1. Qual é o ácido mais forte? 
a) b) 
 
 
 
c) d) 
 
 
2. Liste os seguintes compostos em ordem decrescente de acidez: 
 
 
 
 
3. Qual é a base mais forte? 
a) b) 
 
4. HCl é um ácido mais fraco que HBr. Explique por que 
ClCH2COOH é um ácido mais forte que BrCH2COOH. 
 
 
5. Qual é um ácido mais forte: H2O ou H2S? Justifique. 
 
6. Qual composto é mais ácido? Por quê? 
 
 
 
 
 
7. Qual a ordem decrescente de basicidade: Et3N, 
anilina e p-nitronilina? 
 
 
 
 
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Equilíbrio Ácido-Base 
Soluções de ácidos diferentes com a mesma 
concentração podem não ter o mesmo pH... 
CH3COOH(aq) 0,1 M HCl(aq) 0,1 M 
pH = 3 pH = 1 
[H3O
+] < [H3O
+] > 
Do mesmo modo: [OH-] é menor em solução de NH3 
do que em solução de NaOH... 
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Equilíbrio Ácido-Base 
Ex: Ka do ácido 
acético = 1,8.10-5 
Força do ácido pode ser expressa pela: 
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Equilíbrio Ácido-Base 
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Equilíbrio Ácido-Base 
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Equilíbrio Ácido-Base 
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Equilíbrio Ácido-Base 
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Ácidos e Bases FRACOS 
Calcular pH de uma solução de ácido fraco, como ácido 
acético em água. 
A concentração inicial de um ácido fraco HA é a concentração 
em que ele foi preparado, como se não houvesse H3O
+; 
 Já a concentração de H3O
+de um ácido forte em solução é 
igual a sua concentração inicial; 
 Para calcularmos a [H3O
+] de um ácido fraco devemos levar 
em consideração o equilíbrio entre o ácido e sua base-
conjugada A-; 
 A autoprotólise da água contribui significativamente para o 
pH, quando o ácido está tão diluído ou é tão fraco que a 
molaridade de H3O
+ é próxima de 10-7 mol/L; 
Só se pode ignorar a autoprotólise da água quando a [H3O
+] 
calculado for pelomenos 10 vezes maior do que 10-7 mol/L, 
ou seja, pH = ou < que 6. 
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Equilíbrio Ácido-Base 
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Equilíbrio Ácido-Base 
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Calcule o pH e a percentagem de desprotonação de ácido 
acético 0,1 M, onde Ka = 1,8x10-5 
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Equilíbrio Ácido-Base 
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Equilíbrio Ácido-Base 
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Equilíbrio Ácido-Base 
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EX. de Bases: Na2CO3, Na2SO3, MgSO3... 
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Em geral, os ácidos polipróticos são ácidos fracos, portanto as espécies 
da 1ª desprotonação apresentam concentrações significativas nas 
soluções. Assim, para calcular pH leva-se em consideração apenas o Ka1 
ou seja, trata-se como um ácido monoprótico fraco...(aproximações) 
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TAMPÃO 
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Soluções TAMPÃO 
Uma solução tampão é uma mistura de um ácido fraco e sua 
base conjugada ou uma mistura de uma base fraca e seu 
ácido conjugado, que resiste a uma variação de pH, 
decorrentes da diluição ou da adição de ácidos ou bases 
Importância do controle do pH... 
 
 sistemas biológicos...enzimas; 
 
 pH do sangue; 
 
 purificação da água; 
 
 reações laboratoriais e industriais... 
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Como a adição de um sal (base ou ácido-conjugado) afeta o 
pH de uma solução ácida ou básica... 
NaCl 
Se adicionarmos 0,1 mol de NaCl a 1 L de uma solução 0,1 M de HCl, o pH 
não será afetado... 
Acetato de sódio 
pH da solução > 
Igualmente para soluções básicas...e.g. adição de cloreto de 
amônio em uma solução de amônia... 
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Solução Tampão (TAMPÃO) é uma solução em que 
o pH tende a permanecer o mesmo após a adição de 
ácidos ou bases ou pela sua diluição. Os químicos 
empregam as soluções tampão para manter o pH de 
soluções sob níveis predeterminados relativamente 
constantes. 
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Tampão ÁCIDO: ácido fraco + sua base-conjugada na 
forma de sal. 
 
 Estabiliza as soluções no lado ácido da neutralidade (pH<7). 
H3O
+ (ác. forte) Adição: 
pH inalterado 
OH- (base forte) Adição: 
H+ 
H+ 
H+ 
H+ 
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Tampão BÁSICO: base fraca + seu ácido-conjugado na 
forma de sal. 
 
 Estabiliza as soluções no lado básico da neutralidade (pH>7). 
OH- (base forte) Adição: 
pH inalterado 
H3O
+ (ác. forte) Adição: 
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Cálculo de pH de uma solução tampão 
Suponha que estamos preparando culturas de bactérias 
que exigem um ambiente ácido e queremos preparar um 
tampão próximo de pH = 4. Preparamos, então, uma 
solução tampão que é 0,04 M NaCH3CO2(aq) e 0,08 M 
CH3COOH(aq) em 25 ºC. Qual o pH da solução tampão? 
Satisfaz a nossa necessidade? 
 
Dados: Ka = 1,8x10-5 e pKa = 4,75 
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Cálculo da mudança de pH de uma solução 
tampão 
Suponha que dissolvemos 1,2 g de hidróxido 
de sódio (0,030 mol NaOH) em 500 mL de uma 
solução tampão do exemplo anterior (0,04 M 
NaCH3CO2(aq) e 0,08 M CH3COOH(aq)). Calcule o 
pH da solução resultante e a mudança de pH. 
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Cálculo de pH ou razão molar dos reagentes para 
uma solução tampão 
1) Calcule a razão entre as molaridades dos íons 
CO3
2- e HCO3
- necessária para obter um 
tampão em pH = 9,5. O pKa2 de H2CO3 é 10,25. 
 
2) Calcule o pH da solução tampão do exemplo do 
slide 68. 
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Exercícios: 
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Exercícios: 
Qual deve ser a razão entre as concentrações 
dos íons CO3
2- e HCO3
- em uma solução tampão 
com pH igual a 11,0? Que massa de K2CO3 deve 
ser adicionada a 1,00 L de 0,1 M KHCO3 para 
preparar uma solução tampão com pH igual a 
11,0? Ka2 ác. Carbônico = 5,6x10
-11)