Aula+11+ +Escala+de+pH+e+solução+tampão

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Ácido / Base
A Escala de pH
A Escala de pH
Não podemos provar todas as substâncias que 
conhecemos!
Como poderemos então classificar as substâncias 
em ácidos ou bases?
A Escala de pH
Para diferenciar todas as 
soluções existentes os Químicos 
criaram uma escala:
1 2 3 640 5 7 8 9 10 11 1312 14
A Escala de pH
Zona Ácida Zona Básica
pH Neutro
A Escala de pH
O pH das soluções vulgares varia entre 0 e 14
A escala de pH encontra-se definida para a 
temperatura de 25 ºC
Assim, as soluções classificam-se:
Soluções ácidas – pH < 7
Soluções neutras – pH = 7
Soluções básicas – pH > 7
Conceitos de ácidos e bases
Arrhenius:
 ácidos: liberam apenas 
H+ (H3O
+) como cátion;
 bases (ÁLCALIS): 
liberam apenas OH-
como ânion;
ácido + base  sal + água
 problema: definição 
limitada exclusivamente 
às soluções aquosas.
Imagem: Autor Desconhecido/ Disponibilizada por Nils 
Simon/ United States Public Domain
Brønsted-Lowry:
 ácidos: doadores de H+;
 bases: recebedores H+ (não 
precisam ter OH-);
Substâncias Anfóteras: podem ter 
comportamento ácido ou básico, 
dependendo da situação.
Pares conjugados (ácido-base):
HA(aq) + H2O(ℓ) ⇄ H3O
+
(aq)
+ A-(aq)
ácido + base ⇄ ácido + 
base
Imagens da esquerda para a direita: (A) Peter Elfelt/ United States
Public Domain. (B) Autor desconhecido/ disponibilizado por 
Materialscientist/ United States Public Domain
Lewis:
 ácidos: receptores de par de 
elétrons;
 bases: doadores de par de elétrons;
ácido + base  sal + água
 obs.: ácidos e bases de Lewis não precisam conter 
prótons
(definição mais geral que as de Arrhenius e Brønsted-
Lowry).
Equilíbrio iônico da água
 um caso muito particular de equilíbrio 
químico é o equilíbrio iônico da água;
 a água sofre autoionização, mas, como é 
um eletrólito muito fraco, estabelece o 
equilíbrio abaixo:
2 H2O(ℓ) ⇄ H3O
+
(aq) + OH
-
(aq)
ou simplesmente:
H2O(ℓ) ⇄ H
+
(aq) + OH
-
(aq)
H20 (l) H+ (aq) OH- (aq)
 A constante de equilíbrio é expressa da 
seguinte forma:
Kw = [H
+].[OH-]
 Em que:
 Kw: produto iônico da água (a letra w vem de 
water, água em inglês);
 [H+], [OH-]: concentrações molares dos íons 
envolvidos.
 Como qualquer constante de equilíbrio, seu 
valor varia apenas com a temperatura.
Equilíbrio iônico da água:
C)25º (a 101,0]][OHO[HK
]][OHO[HO][HK
O][H
]][OHO[H
K
14-
3w
3
2
2eq
2
2
3
eq






Equilíbrio iônico da água:
Produto iônico da água
 A 25°C, em água pura, temos:
[H+] = [OH-] = 10-7 mol/L 
 Assim sendo:
Kw = [H
+].[OH-] = 10-14
)()(3)(2)(2 aqaqll OHOHOHOH
 
Produto iônico da água
 Tipos de soluções (a 25°C)
a) Água pura (solução neutra):
[H+] = [OH-] = 10-7 mol/L
b) Solução ácida:
[H+] > 10-7 mol/L
[OH-] < 10-7 mol/L
c) Solução básica (alcalina):
[H+] < 10-7 mol/L
[OH-] > 10-7 mol/L
Im
a
g
e
n
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a
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(A
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a
in
Escala de pH
 Sabemos que, em água pura, estabelece-se o equilíbrio abaixo:
H2O(ℓ) + H2O(ℓ) ⇄ H3O
+
(aq) + OH
-
(aq)
 Na maioria das soluções aquosas, temos:
0 < [H+] < 1 mol/L
 A escala de pH foi definida de modo a expressar essas concentrações:
pH = -log[H3O
+]= -log[H+]
pOH = -log[OH-]
 Água neutra (25°C) pH = pOH = 7,0
 Sol. ácidas, [H+] > 1,0 x 10-7  pH < 7,0
 Sol. básicas, [H+] < 1,0 x 10-7  pH > 7,0
Escala de pH
 Em água (a 25°C), temos:
pH + pOH = 14
Alguns valores comuns de pH
Substância pH
Ácido de bateria <1.0
Suco gástrico 2.0
Suco de limão 2.4
Cola (refrigerante) 2.5
Vinagre 2.9
Suco de laranja ou maçã 3.5
Cerveja 4.5
Café 5.0
Chá 5.5
Chuva ácida <5.6
Saliva de pacientes com cancro 4.5-5.7
Leite 6.5
Água pura 7.0
Saliva humana 6.5-7.4
Sangue 7.34-7.45
Água do mar 8.0
Sabonete de mão 9.0-10.0
Amônia caseira 11.5
Cloro 12.5
Hidróxido de Sódio caseiro 13.5
Como medir o pH de soluções 
aquosas?
 O método mais preciso (exato) é usar um medidor de pH (potenciômetro 
ou pHmetro);
 Entretanto, para processos em que não seja adequado usar o medidor de 
pH (uma reação com reagentes tóxicos, por exemplo) ou por simplicidade, 
são usados frequentemente alguns corantes que mudam de cor em 
diferentes faixas de pH (indicadores), que são menos precisos (menos 
exatos) que os medidores de pH.
Imagens da esquerda para a direita: (A) Matylda Sęk/ GNU Free Documentation License. (B) Bordercolliez/ 
Creative Commons CC0 1.0 Universal Public Domain Dedication
Ácidos fortes
 os ácidos fortes mais comuns 
são HCl, HBr, HI, HNO3, 
HClO3, HClO4 e H2SO4;
 os ácidos fortes sofrem 
ionização em solução 
aquosa:
HNO3(aq) +H2O(ℓ)  H3O
+
(aq) + 
NO3
-
(aq)
HNO3(aq)  H
+
(aq) + NO3
-
(aq)
 em solução, o ácido forte é 
geralmente a única fonte de 
H+. (Obs.: se a concentração do 
ácido for menor que 10-6 mol/L, a 
autoionização da água precisa 
ser considerada);
 assim, o pH da solução é 
dado pela concentração (em 
mol/L) inicial do ácido.
[HNO3]= [H
+] = 10-5mol/L 
pH=5,0
Bases fortes
 a maioria dos hidróxidos 
iônicos são bases fortes: 
NaOH, KOH e Ca(OH)2;
 as bases fortes sofrem 
dissociação em solução 
aquosa;
 o pOH (e, consequentemente, 
o pH) de uma base forte é 
dado pela concentração 
(molaridade) inicial da base;
(Obs.: Cuidado com a 
estequiometria)
 para um hidróxido ser uma 
base, ele deve ser solúvel;
 as bases não precisam conter 
necessariamente OH-:
O2-(aq) + H2O(ℓ)  2 OH
-
(aq)
H-(aq) + H2O(ℓ)  H2(g) + OH
-
(aq)
N3-(aq) + 3 H2O(ℓ)  NH3(aq) + 3 
OH-(aq)
Ácidos fracos
 os ácidos fracos são apenas 
parcialmente ionizados em 
solução;
 quanto maior Ka (constante 
de acidez) mais forte será o 
ácido, ou seja, mais íons 
estarão presentes no 
equilíbrio em relação às 
moléculas não ionizadas;
 para encontrar a molaridade 
do H3O
+
(aq) numa solução de 
ácido fraco, devemos levar 
em conta o equilíbrio:
HA(aq) + H2O(ℓ) ⇄ H3O
+
(aq) + A
-
(aq)
(M-x) x x
 resolvendo em x essa equação 
quadrática em que conhecemos 
M e Ka (tabelados), é possível 
determinar o valor de [H3O
+] = 
x e, portanto, o pH da solução 
do ácido fraco.
x-M
x
[HA]
]][A[H
[HA]
]][AO[H
K
2
3
a 

Imagem: Scott Bauer, USDA/ Public Domain
Cálculo do pH para ácidos fracos
A partir de Ka:
 o pH fornece a 
concentração no equilíbrio 
de H+;
 sabendo Ka, podemos 
calcular [H+] e, 
consequentemente, o pH. 
Sigamos os seguintes 
passos:
 escreva a equação química 
balanceada, mostrando 
claramente o equilíbrio;
 escreva a expressão de 
equilíbrio e encontre o valor 
para Ka;
 anote as concentrações 
iniciais e no equilíbrio 
para TUDO (exceto para 
a água pura). Geralmente 
supomos que a variação 
na concentração de H+ é 
“x”;
 Substitua, na expressão 
da constante de 
equilíbrio, e resolva. 
Lembre-se de converter 
“x” em pH, se necessário.
x-M
x
[HA]
]][A[H
[HA]
]][AO[H
K
2
3
a 

Cálculo do pH para ácidos fracos
A partir de  (grau de ionização):
  relaciona [H+]eqcom [HA]0;
 quanto maior , mais forte será o ácido;
  para um ácido fraco diminui à medida que a 
molaridade da solução aumenta;
 para o ácido acético, por exemplo, o grau de 
ionização é bem menor que para uma solução de 
HCl.
Bases fracas
 as bases fracas removem
prótons das substâncias,
existindo um equilíbrio entre a
base e os íons resultantes:
NH3(aq) +H2O(ℓ)⇄NH4
+
(aq) +OH
-
(aq)
 a constante de dissociação da 
base, Kb, é definida como:
][NH
]][OH[NH
K
3
4
b


Propriedades das soluções salinas
 quase todos os sais são eletrólitos fortes.
Assim sendo, esses sais existem
inteiramente como íons em solução;
 as propriedades ácido-base dos sais são
uma consequência da reação de seus
íons em solução;
Propriedades das soluções salinas
 a reação na qual os íons reagem com
água, produzindo H+ ou OH-, é
chamada hidrólise:
 ânions de ácidos fracos sofrem hidrólise alcalina;
A– + H2O  HA + OH
–
 cátions de bases fracas sofrem hidrólise ácida;
B+ + H2O  BOH + H
+
 ânions de ácidos fortes e cátions de bases fortes
são neutros (não sofrem hidrólise).
Solução-tampão
 a maioria das soluções aquosas se torna
rapidamente mais ácida (ou alcalina) pela adição de
ácido (ou base);
 uma solução-tampão usa o princípio da hidrólise para
tentar manter o pH invariável quando a ela são
adicionados íons H+ ou OH-. Essa propriedade é de
grande importância biológica.
Ex.: HCO3
-/H2CO3 e HPO4
2-/H2PO4
3-  controlam o 
pH no sangue.
Solução-tampão
 cada solução-tampão atua em um pH diferente;
 para calcularmos esse valor de pH, a concentração do ânion
do sal ou a concentração do ácido usamos a equação de
Henderson-Hasselbach:
[ácido]
sal] do [ânion
logpKapH
ou
sal] do [ânion
[ácido]
loglogK]log[H a

 
Indicadores de pH
 A primeira teoria sobre
indicadores de pH foi elaborada
por Wilhelm Ostwald (em 1894),
tendo como base a teoria da
dissociação eletrolítica iônica dos
indicadores.
 W. Ostwald é considerado o pai
da físico-química. Recebeu o
Nobel de Química de 1909 por
seu trabalho sobre catálise.
 Ele também desenvolveu um
processo de fabricação de ácido
nítrico por oxidação do amoníaco:
 4 NH3 + 5 O2 → 4 NO + 6 H2O
 2 NO + O2 → 2 NO2
 3 NO2 + H2O → 2 HNO3(aq) + NO
Imagem: Autor desconhecido/ Disponibilizado pelo usuário Stefi/ 
United States Public Domain
Indicadores de pH
 Para Ostwald, em sua “teoria
iônica dos indicadores”, os
indicadores são bases ou
ácidos fracos cuja cor das
moléculas não dissociadas
difere da cor dos respectivos
íons;
 São substâncias químicas
que fornecem indicação
visual dependendo da acidez
(pH) do meio;
 São usados atualmente tanto
em solução aquosa quanto
em outras apresentações
(papel indicador, por
exemplo).
Indicador
Intervalo de 
Viragem em 
unidades de pH
Mudança de cor 
de ácido para base
Alaranjado de 
metila
3,1 a 4,6
Vermelho para 
amarelo alaranjado
Verde de 
bromocresol
3,8 a 5,4 Amarelo para azul
Vermelho de metila 4,2 a 6,3
Vermelho para 
amarelo
Azul de bromotimol 6,0 a 7,6 Amarelo para azul
Vermelho de fenol 6,6 a 8,6
Amarelo para 
vermelho
Fenolftaleína 8,0 a 9,8
Incolor para 
vermelho
Timilftaleína 9,8 a 10,6 Incolor para azul
Como os indicadores mudam de cor?
 Os indicadores de pH são, portanto, bases ou ácidos orgânicos 
fracos que possuem formas com cores diferentes dependendo do 
pH do meio;
 A coloração se dá graças a um rearranjo molecular causado pela 
variação do pH do meio, o que proporciona o surgimento ou 
desaparecimento dos grupos cromóforos (responsáveis pela cor).
HO OH
C
O
O
C
-O
C
O
OH
O O
Br
O
SO³
Br
OH
SO³
Br
O
Br
fenolftaleína
Forma ácida
incolor
Forma alcalina
Vermelho - violácea
H+
OH-