TRABALHO ÁCIDO BASE E EQUILÍBRIOS DE SOLUBILIDADE

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Universidade Federal do Rio Grande do Norte
Instituto de Química
 Química geral e inorgânica
Professores: Antonio Araujo e João Manuel Rêgo
TRABALHO EQUILIBRIO QUIMICO
 ÁCIDO-BASE E EQUILÍBRIOS DE SOLUBILIDADE
ALUNA : FÁTIMA GISELE DE SOUSA BUENO
NATAL, 23 DE NOVEMBRO DE 2016.
1. INTRODUÇÃO AO ESTUDO DO EQUILÍBRIO QUÍMICO
 A maioria das reações químicas se finaliza quando é esgotado o regente limitante. Porém, alguns processos não ocorrem desta forma, ou seja, por completo, isto pode ser explicado em função da reversibilidade deste tipo de reação.
 Se certas condições não forem alteradas, após formar os produtos, estes voltam a se decompor e transformar-se nos reagentes de partida, essas reações não chegarão ao final e ficam oscilando no mesmo estágio de transformação, elas atingiram o chamado estado de “equilíbrio químico”.
Esse estado de equilíbrio pode ser deslocado tanto em função dos produtos como dos reagentes, dessa forma, conhecendo as condições necessárias à realização desse deslocamento, torna-se um artifício largamente utilizado nos processos industriais para melhorar a obtenção de determinados manufaturados de interesse comercial.
2. Natureza do equilíbrio químico:
Tem como base a situação na qual tendem os sistemas em que ocorre uma reação reversível de igualarem a velocidade direta (de formação do(s) produto(s)) com a velocidade inversa (de retorno aos reagentes) e cuja concentração dos participantes não mais variam com o tempo, ou seja, permanecem praticamente inalterados.
Vejamos o equilíbrio representado por:
3KSCN(aq) + Fe(NO3)3(aq) Fe(SCN)3(aq) + 3KNO3(aq)
Se nenhum fator externo ocorrer o sistema manterá a situação representada no esquema reacional acima.
Análise gráfica:
Quatro características ilustram as situações de equilíbrio, são elas:
 Natureza Dinâmica – trata-se de uma situação mantida pela igualdade das velocidades de duas reações químicas opostas;
 Espontaneidade – um sistema pode deslocar-se do equilíbrio somente por alguma
influência externa e uma vez deixado a si próprio, o sistema perturbado voltará ao estado de equilíbrio.
 Reversibilidade – a natureza e as propriedades de estado de equilíbrio são iguais, não importa a direção a partir da qual ela é atingida;
 Natureza Termodinâmica – o estado de equilíbrio representa um meio-termo entre duas tendências opostas, a primeira é a propensão das moléculas a assumir o estado de energia
mínima e a segunda o ímpeto em direção a um estado de entropia máximo.
3. A constante de equilíbrio químico
 É um valor que relaciona experimentalmente as proporções relativas dos reagentes e produtos em um sistema no momento em que ocorre o equilíbrio. O desenvolvimento da constante de equilíbrio teve como base alguns argumentos termodinâmicos.
Assim, lembrando que GR (R = reação química) é a energia livre de reação em qualquer
composição fixa definida de uma mistura, e está é relacionada com a energia livre molar dos reagentes e produtos pela expressão:
onde: n = coeficiente estequiométrico na equação química
e que a energia livre molar (GR) de um gás J está relacionado com sua pressão parcial PJ, ou em solutos e substâncias puras, aJ (que é a atividade da substância J) é dado por:
Nota. Em sistemas reais.
 Para um gás J, aJ = JPJ
 Para um soluto J, aJ = J[PJ]
 Para um sólido ou líquido puro, aJ =1
 = coeficiente de atividade da substância (medida pelo afastamento da idealidade) expresso ao permitir o coeficiente de atividade se afastar de 1.
Dessa forma, tomando como exemplo a reação:
N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g)
Então:
Simplificando parcialmente a expressão acima temos:
= = 
A solução final é:
A expressão entre parêntese é denominada quociente da reação, Q, que é expressa por:
Isto leva a expressão acima a:
sendo 
Em sistemas reais as atividades são interpretadas em termos de pressões parciais ou concentrações molares e cada atividade (pressão parcial ou molaridade) são elevados a uma potência igual aos coeficientes estequiométricos na equação química.
Desta forma, a energia livre da reação, ΔGR, está relacionada com a composição da reação em qualquer estágio da reação, como no estágio de equilíbrio, as pressões parciais tem seus valores de equilíbrio, Q passa a ter um valor especial que passa a ser chamado constante de equilíbrio, K. Assim, numa reação literal tipo aA+bB cC+dD,
 passa a ser 
Como se prefere discutir (até mesmo porque se torna mais fácil à realização de cálculos relacionados) equilíbrio de fase gasosa em termos de concentrações molares, introduziu-se Kc ao invés de K:
Isto leva a expressão a ser 
ou para a reação discutida anteriormente
A ordem de grandeza da constante de equilíbrio permite apontar as seguintes conclusões:
 Quanto maior for o valor de Kc, mais produtos estarão presentes no estado de equilíbrio;
 De modo inverso, quanto menor for o valor de Kc, mais reagentes estarão presentes no estado de equilíbrio;
 Se Kc >> 1 (a), então os produtos predominam no equilíbrio e este encontra-se à direita;
 Se Kc << 1 (b), então os reagentes predominam no equilíbrio e este encontra-se à esquerda.
4. Efeitos externos sobre o equilíbrio
 A perturbação do estado de equilíbrio de um sistema químico por algum efeito exterior é regido pelo princípio de Le Châtelier que diz:
“Quando se aplica uma força externa a um sistema em equilíbrio, este se desloca no sentido de diminuir o efeito da força aplicada.”
Nesse aspecto, dos vários efeitos que perturbam as situações em equilíbrio, três são considerados principais, são eles:
 A temperatura do sistema
 A concentração dos participantes do sistema
 A pressão exercida sobre o sistema
4.1. A temperatura do sistema
A perturbação do estado de equilíbrio provocado pela temperatura é regido pela lei de Van’t
Hoff que diz:
“Num sistema em equilíbrio, a pressão constante, o aumento da temperatura provoca o deslocamento do equilíbrio no sentido da reação que absorve calor, e a diminuição da temperatura provoca o deslocamento no sentido da reação que libera calor.”
Os esquemas abaixo demonstram bem este princípio
A + B + calor C + D reação endotérmica (H > 0) A + B C + D + calor reação exotérmica (H < 0)
A reação entre o Pb(NO3)2 e o NaCl permite evidenciar de maneira simples este efeito: Pb(NO3)2 + 2NaCl PbCl2 + 2NaNO3
O aumento da temperatura favorece a reação endotérmica (H > 0): A + B + calor C + D
Pb(NO3)2 + 2NaCl PbCl2 + 2NaNO3
Δ↑
A diminuição da temperatura favorece a reação exotérmica (H < 0): A + B C + D + calor
Pb(NO3)2 + 2NaCl PbCl2 + 2NaNO3
Δ↓
Consequentemente, esta variação de temperatura também age sobre a constante de equilíbrio
(Kc) como pode ser notado no gráfico abaixo para a reação de formação da amônia.
Temperatura
	( K )
	
	Kc
	
	300
	
	2,6 x 108
	400
	
	3,9 x 104
	500
	
	1,7 x 102
	600
	
	4,2
	700
	
	2,9 x 10-1
	800
	
	3,9 x 10-2
	900
	
	8,1 x 10-3
	1000
	
	2,6 x 10-4
4.2. A concentração dos participantes do sistema
A perturbação do estado de equilíbrio provocado pela variação da concentração dos participantes do sistema é regido pela lei de Guldberg-Waage que diz:
“Num sistema em equilíbrio, a temperatura e pressão constante, o aumento da quantidade de qualquer participante favorece a reação que transforma (que consome) esse participante, e a diminuição da quantidade de um participante favorece a reação que forma esse participante.”
A reação entre o KSCN e o Fe(NO3)3 permite evidenciar de maneira simples este efeito:
3KSCN(aq)+ Fe(NO3)3(aq) Fe(SCN)3(aq) + 3KNO3(aq)
Estando um sistema no estado de equilíbrio, ao se adicionar mais reagente (aumentando sua concentração), o equilíbrio é deslocado em função dos produtos.
3KSCN(aq) + Fe(NO3)3(aq) Fe(SCN)3(aq) + 3KNO3(aq)
+ KSCN(aq)
3KSCN(aq) + Fe(NO3)3(aq) Fe(SCN)3(aq) + 3KNO3(aq)
+
Fe(NO3)3(aq)
O mesmo sistema em equilíbrio, ao se adicionar mais produto (aumentando sua concentração), o equilíbrio é deslocado em função dos reagentes.
3KSCN(aq) + Fe(NO3)3(aq) Fe(SCN)3(aq) + 3KNO3(aq)
+
Fe(SCN)3(aq) ou KNO3(aq)
A variação da concentração dos participantes de um sistema também altera o valor da constante de equilíbrio (Kc). Uma análise gráfica deste efeito em função da variação da constante pode ser exemplificado pela reação de formação da amônia:
N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g)
1o Caso: aumento da concentração de H2
A = sistema em equilíbrio
B = aumento da concentração de H2
B para C = deslocamento do equilíbrio para compensar o aumento da concentração de H2
C = início do novo estado de equilíbrio
2o Caso: aumento da concentração de NH3
3o Caso: diminuição da concentração de H2
4o Caso: diminuição da concentração de NH3
A = sistema em equilíbrio
B = aumento da concentração de NH3
B para C = deslocamento do equilíbrio para compensar o aumento de NH3
C = início do novo estado de equilíbrio
A = sistema em equilíbrio
B = diminuição da concentração de H2
B para C = deslocamento do equilíbrio para compensar a diminuição de H2
C = início do novo estado de equilíbrio
A = sistema em equilíbrio
B = diminuição da concentração de NH3
B para C = deslocamento do equilíbrio para compensar a diminuição de NH3
C = início do novo estado de equilíbrio
4.3. Equilíbrio iônico na água
 Antes de discutir o equilíbrio iônico na água é interessante lembrar alguns conceitos sobre íons no meio aquoso.
A adição de ácido clorídrico em água representado pelo esquema abaixo.
HCl + H2O H3O+ + Cl-
	Início do estado de equilíbri
	n
	0
	0
	No equilíbrio
	n – x
	x
	x
x HCl se ionizam
Pelo esquema nota-se uma razão entre o número de partículas do ácido que se encontram ionizados e o número de partículas inicialmente adicionadas à água, esta razão é conhecida como
grau de ionização e é geralmente representado pela letra grega alfa, (). A partir daí temos:
∝ = ��°.𝑑𝑒 ����𝑟��í𝑐𝑢����𝑠 ��������𝑧𝑎����𝑠
��°.𝑑�� ����𝑟��í𝑐𝑢����𝑠 ��������������𝑠
ou ∝ % = 100 x ��°.𝑑𝑒 ����𝑟��í𝑐𝑢����𝑠 ��������𝑧𝑎����𝑠
��°.𝑑�� ����𝑟��í𝑐𝑢����𝑠 ��������������𝑠
Já no meio aquoso a água pura, é formada por moléculas de H2O, íons hidrônio ou hidroxônio como também é chamado, (H3O+) e íons hidroxila (OH-). Conforme figura abaixo:
Nota-se no sistema a transferência de um próton (H+) de uma molécula de água para outra, havendo assim a formação de íons em solução, o que é conhecido como auto-ionização da água. Os íons formados sofrem atração e reagem, regenerando as moléculas de H2O.
H2O + H2O H3O+ + OH-
5. Sais pouco solúveis
 Os sais são substâncias formadas por íons de cargas opostas (cátions e ânions) de forma que se estabeleçam entre estes uma atração eletrostática, que passa a ser designada por ligação iônica. Estes íons de cargas opostas organizam-se em redes iônicas (doravante denominadas como rede cristalina) que podem tomar varias formas, o que depende de uma variada série de fatores
decorrentes quando de sua formação, tal como os cristais de cloreto de sódio (NaCl).
Estrutura do NaCl
Na (+) Cl ( - )
Estrutura da Halita (NaCl)
Dentre a variada gama de sais iônicos, uma propriedade torna-se muito importante de ser estudada, a solubilidade.
Sais que se dissociam em um meio aquoso, ou seja, uma grande quantidade de seus íons
constituintes sofre o processo de hidratação e se dispersam em solução são chamados solúveis. Isto ocorre, pois quando a “força” de atração entre os íons do sal é menor que as “forças” de interação dos íons com a água, são estabelecidas interações entre as moléculas de água e os íons constituintes deste sal (Figura abaixo) dissolvendo-o no meio e formando uma mistura homogênea.
NaCl dissolvido em solução.
Fonte das imagens: Google.
Porém, quando a “força” de atração entre os íons do sal é maior que as “forças” de interação dos íons com a água, o sal é pouco solúvel ou em alguns casos insolúvel.
Em muitas reações quando são misturam soluções de no mínimo dois sais solúveis, pode ocorrer uma reação química, da qual resulta um componente insolúvel, Neste caso, o sal insolúvel que se forma deposita-se e passa a ser chamado precipitado. As reações em que se formam precipitados chamam-se reações de precipitação.
Sais como o carbonato de cálcio (CaCO3), o iodeto de prata (AgI) e o cloreto de prata
(AgCl) são exemplos de sais pouco solúveis.
Ao investigar a solubilidade dos sais, os químicos sistematizaram esse parâmetro em diversas temperaturas. A tabela abaixo apresenta algumas regras utilizadas para a identificação da solubilidade de sais formados à temperatura ambiente.
Regras esquemáticas para determinação da solubilidade de sais iônicos em H2O
	Ânions
	Regras
	Exceções
	- - -
NO3 , NO2 , H3C-COO
	Solúveis
	-x-x-x-x-x-x-
	Cl-, Br-, I-
	Solúveis
	Ag+, Pb2+, Hg22+, Cu+
	2-
SO4
	Solúveis
	Ca2+, Sr2+, Ba2+, Pb+, Ag+, Hg22+
	S2-
	Insolúveis
	H+, NH +, Be2+, alcalinos e alcalinos terrosos
4
	OH-
	Insolúveis
	H+, NH +, Sr2+, Ba2+ e alcalinos
4
	3- 2- 2-
PO4 , CO3 , SO3
	Insolúveis
	H+, NH + e alcalinos
4
	Outros ânions
	Insolúveis
	H+, Li+, Na+, K+, Rb+, Cs+, NH +
4
E.g.
AgNO3(aq) + NaCl(aq) AgCl(s) + NaNO3(aq)
A importância das reações de precipitação se manifesta em vários campos científicos e aplicações práticas, como por exemplo, a nível geológico, biológico e industrial, que vão desde o processamento de minério, uso para medicamentos, bem como o transporte de poluentes.
No contexto geológico, por exemplo, o estudo dos sais pouco solúveis contribui para explicar a formação de alguns minerais hidrotermais típicos sem ligação direta conhecida com qualquer corpo eruptivo tais como a calcita (CaCO3) e a fluorita (CaF2).
Fluorita púrpura-rosa
Estrutura da Fluorita (CaF2)
Fonte das imagens: Google.
Nota: A fluorita é utilizada em siderurgia como fundente, na obtenção do ácido fluorídrico de onde se tira o flúor, na indústria de vidros, esmalte, instrumentos ópticos e cerâmica. A fluorita é relativamente pouco tóxica, quando comparada a outros compostos fluoretados sendo, inclusive, usada em ornamentos como colares e cristais captadores de energia (Misticismo).
E.g.
Na natureza, ex dissolvidos nas águas (mar, rios, lagos, etc.) e sais que constituem as rochas sob a forma de minerais. Certas rochas são constituídas majoritariamente por misturas de sais cristalinos que resultam de sua precipitação a partir de diferentes solubilidades. A este fenômeno dá-se o nome de cristalização fracionada.
istem diversos sais, como os sais minerais que estão
A ordem de cristalização sem levar em consideração nenhum outro fator, se dá precipitando
primeiramente os sais menos solúveis seguindo-se pouco a pouco a todos os outros. Por outro lado, os sais que são solúveis em água podem ser obtidos simplesmente através da evaporação do solvente, ou seja, a água.
Os sais pouco solúveis (aqueles considerados com solubilidade menor que 0,01mol/L) consistem na junção de soluções aquosas de diferentes sais. Contudo, quando se juntam duas soluções de sais diferentes pode ou não ocorrer uma reação de precipitação, situação que depende da solubilidade do sal que se pretende obter, se este for pouco solúvel em água, logo precipita sob a forma de um sólido cristalino.
Para prever se um precipitado se forma, é necessário conhecer as suas solubilidades ou, então, o seu produto de solubilidade.
Então consideremos uma solução saturada de cloreto de prata onde é estabelecido o
equilíbrio,
AgCl(S) Ag+(aq) + Cl-(aq)
Aplicando o procedimento geral para escrever a expressão da constante de equilíbrio temos:
[����+][����−]
𝐾 =
[𝐴𝑔��𝑙
(��) ]
A constante de equilíbrio K, multiplicada pela concentração do AgCl (ignorado, uma vez que é um sólido puro, logo, sua concentração é constante) passa então a ser chamada constante do produto iônico ou simplesmente produto de solubilidade identificado agora como KPS.
K . [AgCl(S)] = KPS = [Ag+] [Cl-]
Um ponto importante que deve ser lembrado é que a solubilidade de uma substância depende muito da temperatura, logicamente, o valor do KPS sofre também esta variação em função
de seu aumento ou diminuição, conforme pode ser observado abaixo.
a a u u m m e e
n nAgCl
Temperatura ( C )
KPS
5
2 x 10-11
10
4 x 10-11
15
1,8 x 10-10
20
1,3 x 10-9
t t
a a
O caso Celobar é um exemplo das consequências que a falta de conhecimento a respeito desse assunto pode ocasionar.
A tabela presente no anexo I apresenta uma série de substâncias com o respectivo valor de
KPS.
6. Efeito do íon comum
Vejamos, como exemplo, o equilíbrio em meio aquoso do mineral fluorita (CaF2), o qual pertence a classe dos sais pouco solúveis.
CaF2(S) Ca2+(aq) + 2F-(aq)
Quando da adição ao sistema de uma solução de NaF, o íon fluoreto (F-) gerado por sua dissociação aumenta a concentração deste íon no meio, logo desloca o estado de equilíbrio no sentido dos reagentes, diminuindo a solubilidade do CaF2, a interferência do íon fluoreto no estado de equilíbrio é denominado efeito do íon comum.
Se ao mesmo sistema, o íon fluoreto presente a partir do estabelecimento do estado de equilíbrio for removido dos produtos, ocorre fato contrário, o equilíbrio desloca-se no sentido destes produtos, isto ocasiona o aumento da solubilidade do CaF2. A diminuição deste íon pode ser feita
pela adição de um ácido forte conforme esquema reacional abaixo.
F- +
(aq) + H (aq) HF(aq)
O íon hidrogênio gerado no meio irá consumir o íon fluoreto caracteriza um efeito contrário ao íon comum, neste caso, a ação dos íons hidrogênio sobre o íon fluoreto é denominado efeito do íon não comum.
7. Hidrólise
 O termo hidrólise provém de lise = quebra e hidro = água. Então, significa quebra provocada pela água. Num contexto mais amplo, podemos definir hidrólise, como um equilíbrio entre um par conjugado ácido-base, no qual a água pode participar como ácido ou base fraca no meio.
O pH que resulta quando cada tipo de sal é dissolvido em água pode ser resumido na tabela
abaixo:
	Tipo de sal
	
	pH da solução aquosa
	ácido forte-base forte
	
	7
	ácido fraco-base forte
	
	> 7
	ácido forte-base fraca
	
	< 7
	ácido fraco-base fraca
	
	depende do sal
A diferença de pH apresentada é justificada em função do tipo de sal que se dissocia, pois, sendo o processo total ou parcial, produzirá cátions e ânions que em uma segunda etapa de reação devem reagir com a água. Por exemplo, sendo um cátion (M+) de um produzido pela dissociação de um sal qualquer, este pode sofrer a reação:
M+ + H2O MOH + H+
Este comportamento pode ocorrer também com relação a um ânion (X-) gerado: X- + H2O HX + OH-
Desta forma, temos diversas categorias de sais,
 Sais derivados de ácidos fortes e bases fortes (E.g. HCl + NaOH): NaCl
 Sais derivados de ácidos fortes e bases fracas (E.g. HCl + NH4OH): NH4Cl
 Sais derivados de ácidos fracos e bases fortes (E.g. HCN + KOH): KCN
 Sais derivados de ácidos fracos e bases fracas (E.g. HCN + NH4OH): NH4CN
Porém, nem todos os cátions ou ânions reagem com a água, ou seja, se hidrolisam. Então, podemos determinar os cátions ou ânions que sofrem hidrólise pelos seguintes casos:
1o Caso: Hidrólise de um sal proveniente de um ácido forte e uma base forte. Ex: NaCl
NaCl + H2O HCl + NaOH
Na+ + Cl- + H2O H+ + Cl- + Na+ + OH-
H2O H+ + OH-
Neste caso a resultante da reação trata-se de água, ou seja, não ocorre a hidrólise, a solução resultante desta reação tem pH neutro.
2o Caso: Hidrólise de um sal proveniente de um ácido forte e uma base fraca. Ex: NH4Cl
NH4Cl + H2O HCl + NH4OH NH4+ + Cl- + H2O H+ + Cl- + NH4OH NH4+ + H2O H+ + NH4OH
O H+ resultante torna a solução ácida (pH < 7). Diz-se então que o sal que reagiu com a água tem “caráter ácido”.
3o Caso: Hidrólise de um sal proveniente de um ácido fraco e uma base forte. Ex: KCN
KCN + H2O HCN + KOH
K+ + CN- + H2O HCN + K+ + OH-
CN- + H2O HCN + OH-
O OH- resultante torna a solução básica (pH > 7). Diz-se então que o sal que reagiu com a água tem “caráter básico”.
4o Caso: Hidrólise de um sal proveniente de um ácido fraco e uma base fraca. Ex: NH4CN
NH4CN + H2O HCN + NH4OH
NH4+ + CN- + H2O H+ + CN- + NH4+ + OH-
H2O H+ + OH-
Da mesma forma que no 1o caso, a resultante da reação trata-se de água, ou seja, não ocorre a hidrólise, a solução resultante desta reação tem pH neutro.
Então, podemos de uma maneira geral, enunciar:
 Um cátion de uma base forte não reage com a água, ou seja, não se hidrolisa;
 Um ânion de um ácido fraco reage com a água, ou seja, se hidrolisa;
 Um cátion de uma base fraca reage com a água, ou seja, se hidrolisa;
 Um ânion de um ácido forte não reage com a água, ou seja, não se hidrolisa.
8. Soluções tampões
 São soluções que adicionadas a um meio, mantém o pH aproximadamente constante, mesmo sendo acrescentado ao meio pequenas quantidades de ácidos ou bases fortes.
As soluções tampões apresentam enorme importância em determinações laboratoriais e nas indústrias, pois muitos processos químicos inorgânicos e orgânicos para ocorrerem integralmente precisam de um pH constante, o que se consegue pelo tamponamento do meio, diminuindo assim, qualquer efeito adversos causados pelo aparecimento de ácidos ou bases produzidos por uma reação secundária.
Estas soluções são geralmente formadas por um ácido fraco e um sal desse ácido, ou então, por uma base fraca e um sal desta base.
Ex: Solução tampão HAc/NaAc (pH tamponado ≈ 3,5 – 4,5)
Mecanismo do tampão
HAc/NaAc
NaAc Na+ + Ac-
muito muito
NaAc = acetato de sódio
HAc = ácido acético
-
HAc H+ + Ac-
pouco pouco
(íon comum)
Ac = íon acetato (CH3COO )
Se ao meio onde encontra-se presente o tampão esquematizado reacionalmente acima for
adicionado HCl,
HCl H+ + Cl-
muito
Então, os íons H+ gerados pela ionização do ácido clorídrico reagirão com os íons Ac- presentes em excesso, provenientes da solução tampão HAc/NaAc formando HAc. Não alterando significativamente, o pH do meio, já quese trata de um ácido fraco.
H+ + Ac- HAc
Se, ao invés do HCl for adicionado ao meio tamponado NaOH, NaOH Na+ + OH-
muito
Então, a grande quantidade de íons OH- gerados pela dissociação da base reagirão com o HAc não ionizado, provenientes também da solução tampão, formando agora íons Ac- e água, que também não alteram o pH do meio.
HAc + OH- Ac- + H2O
Ex: Solução tampão NH4OH/NH4Cl (pH tamponado ≈ 10)
Mecanismo do tampão
NH4OH/NH4Cl
NH4Cl NH4+ + Cl-
muito muito
NH4OH NH4+ + OH-
pouco pouco
(íon comum)
Se ao meio onde encontra-se presente o tampão esquematizado reacionalmente acima for
adicionado HCl,
HCl H+ + Cl-
muito
Então, os íons H+ gerados pela ionização do ácido clorídrico reagirão com a base NH4OH não dissociada, provenientes da solução tampão NH4OH/NH4Cl formando íons NH4+ e água. Não alterando significativamente, o pH do meio.
NH4OH + H+ NH4+ + H2O Se, ao invés do HCl for adicionado ao meio tamponado NaOH,
NaOH Na+ + OH-
muito
Então, a grande quantidade de íons OH- gerados pela dissociação da base reagirão com os íons NH4+, provenientes também da solução tampão, formando agora a base fraca NH4OH, que também não alteram o pH do meio.
NH4+ + OH- NH4OH
Os seres vivos utilizam tampões para manter o pH quase que constante, de alguns sistemas que constituem seu corpo, de modo que as reações bioquímicas possam ocorrer sempre em equilíbrio. Um exemplo, trata-se do sangue humano que tem seu pH estabilizado em torno de 7,4. O principal responsável por esta estabilização é um tampão constituído por H2CO3 (1,25 x 10-3
M)/HCO3- (2,5 x 10-2 M).
9.0 Os indicadores ácido base
Um indicador ácido-base é um corante, solúvel em água, cuja cor depende do pH. Para entender a ação de um indicador ácido-base, precisamos saber que o corante é um ácido fraco que tem uma cor na sua forma ácida (HIn, onde In significa indicador) e outra na forma base conjugada (In-). A mudança de cor resulta do efeito do próton em HIn: ele muda a estrutura da molécula de tal maneira que a absorção de luz característica do HIn é diferente daquela do In-. Quando a concentração de HIn é muito maior que a do de In-, a solução tem cor da forma ácida do indicador. Quando a concentração de In- é muito maior do que a de HIn, a solução tem a cor da forma básica do indicador.
Por ser um ácido fraco, um indicador faz parte de um equilíbrio de transferência de próton.
Ka H 3O In 	 HIn
O ponto final da titulação é aquele no quais as concentrações das formas ácidas e básicas do indicador são iguais: [HIn] =[In-]. Quando substituímos essa igualdade na expressão para KIn, vemos que, no ponto final [H3O+] = KIn. Isto é a mudança de cor ocorre quando
pH= KIn
Assim, o indicador escolhido para uma titulação deve ter seu ponto final próximo ao ponto estequiométrico da titulação. 
REFERÊNCIAS
ATKINS, P. e JONES, L. Princípios de Química – Questionando a vida moderna. Porto Alegre: Bookman, 2001. *
MAHAN, B.H. e MYERS, R.J. Química - Um Curso Universitário. Tradução da 4a edição americana. São Paulo: Edgar Blücher Ltda., 2000. **
BRADY, J.; HUMISTON, G. Química Geral. Rio de Janeiro: Livros Técnicos e Científicos S.A.,
1986. ***