Equilibrio acido-base

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ReaçõesReações ácidoácido--basebase
“Provavelmente não há outro tipo de equilíbrio
tão importante como o de ácidos e bases”
B. M. Mahan e R. J. Myers
Química. Curso Universitario (4ª ed.).
1.- Definição de ácidos e bases.
2.- A auto-ionização da água. Escala de pH.
3.- Força de ácidos e bases. Constantes de ionização.
4.- Tratamento exato dos equilíbrios de ionização
ÁCIDOSÁCIDOS
BASESBASES
DEFINIÇÕES DE ÁCIDOS E BASES.DEFINIÇÕES DE ÁCIDOS E BASES.11
1.1.1.1.-- Arrhenius (1883)Arrhenius (1883)
Ácido: Substância que, em solução aquosa, libera H+
HCl → H+ (aq) + Cl- (aq)
Base: Substância que, em solução aquosa, libera OH-
NaOH→ Na+ (aq) + OH- (aq)
Svante Arrhenius
(1859-1927)
[http://www.nobel.se/chemistry/laureates/1903/index.html]
“Em reconhecimento aos extraodinários serviços que tem
prestado ao avanço da química mediante sua teoría
eletrolitíca da dissociação”.
1903
Terceiro prêmio Nobel
de Química
Limitações:
* Substâncias com propriedades básicas que não contêm
íons hidroxila (p.ex.: NH3)
* Se limita a soluções aquosas.
Requer uma perspectiva mais geral
1.2.1.2.-- BrønstedBrønsted--Lowry (1923)Lowry (1923)
Ácido: Espécie que tem tendência a ceder H+
Base: Espécie que tem tendência a aceitar H+
CH3COOH (aq) + H2O (l) ↔ H3O+ (aq) + CH3COO- (aq)
ácido base baseácido
Transferência
protônica
NH3 (aq) + H2O (l) ↔ NH4+ (aq) + OH- (aq)
* Não se limita a soluções aquosas
* Se explica o comportamento básico da, p.ex., NH3
Vantagens
Par ácido-base conjugado
Substância anfótera
(pode atuar como
ácido ou como base)
Ionização da Amônia
Thomas Martin Lowry
(1874-1936)
Johannes Nicolaus Brønsted
(1879-1947)
1.3.1.3.-- Lewis (1923)Lewis (1923)
Ácido: Espécie que pode aceitar pares de elétrons
Base: Espécie que pode ceder pares de elétrons
Para que uma substância aceite H+ deve possuir um par
de elétrons não compartilhados.
H+ + :N H
H
H
N H
H
H
H
+
Gilbert Newton Lewis
(1875-1946)
O H+ é um ácido de Lewis, mas não é o único.
A base pode ceder pares de elétrons a outras espécies 
Definição mais geral
H N:
H
H
+ B F
F
F
H N
H
H
B F
F
F
base ácido
A AUTOA AUTO--IONIZAÇÃO DA ÁGUA.IONIZAÇÃO DA ÁGUA.
ESCALA DE pH.ESCALA DE pH.22
Equilíbrio de auto-ionização da água
H2O (l) + H2O (l) ↔ H3O+ (aq) + OH- (aq)
− log 10-14 = − log [H3O+] − log [OH-]
14 = pH + pOH
Kw = [H3O+][OH-]
Produto iônico da água
A 25ºC, Kw = 10-14
[Aplicando logaritmo e trocando o sinal]
Água pura: [H3O+] = [OH-] ; [H3O+] = 10-7⇒ pH = 7
[OH-] = 10-7⇒ pOH = 7
SOLUÇÃO
NEUTRA
[H3O+] = [OH-]
pH = 7
SOLUÇÃO
ÁCIDA
[H3O+] > [OH-]
pH < 7
SOLUÇÃO
BÁSICA
[H3O+] < [OH-]
pH > 7
pH
7
ácida básica
A Escala de pH
pH = − log [H3O+] 
pOH = − log [OH-]
Então, temos
[H+] = 1,0 x 10-2 mol L-1 pH = − log [1,0 x 10-2] = 2,0
[H+] = 1,0 x 10-7 mol L-1 pH = − log [1,0 x 10-7] = 7,0
[H+] = 1,0 x 10-12 mol L-1 pH = − log [1,0 x 10-12] = 12,0
[OH-] = 1,0 x 10-4 mol L-1 pOH = − log [1,0 x 10-4] = 4,0
Exercício 1: Calcule
a. O pH de uma solução na qual [H+] é 5,0 x 10-3 mol L-1
b. A [H+] do sangue humano com pH 7,4
c.O pH de uma solução de bicarbonato de sódio, 
NaHCO3, com uma [OH-] de 2,5 x 10-6 mol L-1
d. [H+] e [OH-] de uma cerveja com pH de 4,7
•• ÁcidosÁcidos e bases fortese bases fortes
• Completamente dissociados.
– HCl(aq) + H2O(l) H3O+ (aq) + Cl-(aq)
– NaOH(aq) + H2O(l) Na+(aq) + OH-(aq)
•• ÁcidosÁcidos e bases fracase bases fracas
• Não estão completamente dissociados.
– HC2H3O2 (aq) + H2O(l) H3O+(aq) + C2H3O2-(aq)
– NH3 (aq) + H2O(l) NH4+ (aq)+ OH- (aq)
DEFINIÇÃO DE ÁCIDOS E BASES FRACOS E FORTESDEFINIÇÃO DE ÁCIDOS E BASES FRACOS E FORTES
Ácidos e Bases fortes
HCl CH3CO2H
Indicador Azul de Timol
pH < 1.2 < pH < 2.8 < pH
Como calcular o pH de ácidos e bases fortes?
pH = - log [H3O+] 
pOH = - log [OH-]
Exercício 2:
Qual o pH de uma solução de HCl 0,2 mol L-1 ?
Qual o pH de uma solução de NaOH 0,2 mol L-1 ?
HA(aq) + H2O (l) ↔ H3O+ (aq) + A- (aq)
Ka = [ H3O+ ] x [A- ] / [HA]
Maior força de um ácido: maior será Ka (menor pKa)
AA CONSTANTECONSTANTE DEDE EQUILÍBRIOEQUILÍBRIO PARAPARA AA
DISSOCIAÇÃODISSOCIAÇÃO DEDE UMUM ÁCIDOÁCIDO FRACO,FRACO, KaKa
H3PO4
HCOOH
CH3CH(OH)COOH
CH3COOH
H2CO3
H2PO4 -
H3BO3
NH4
+
C6H5OH
HPO4 2 -
HCO3 -
HCN
Phosphoric acid
Formic acid
Lactic acid
Acetic acid
Carbonic acid
Dihydrogen phosphate ion
Name
7.21
pKa
9.14
9.25
9.89
12.66
10.25
Boric acid
Ammonium ion
Phenol
Hydrogen phosphate ion
Bicarbonate ion
Acid
7.5 x 10-3
1.8 x 10-4
8.4 x 10-4
1.8 x 10-5
4.3 x 10-7
6.2 x 10-8
Ka
7.3 x 10-10
5.6 x 10-10
1.3 x 10-10
2.2 x 10-13
5.6 x 10-11
2.12
3.75
3.08
4.75
6.37
Hydrocyanic acid 4.9 x 10-10 9.31
Tabela. Constante de ionização de alguns ácidos em
água, a 25º C
Exercício 3: Ácido acetilsalicílico, mais conhecido como aspirina, é
um ácido orgânico fraco cuja fórmula será representada por Hasp.
Uma solução aquosa é preparada dissolvendo-se 0,1000 mol de Hasp
por litro. A concentração de H+ nesta solução é determinada como
sendo 0,0057 mol L-1. Calcule Ka para a aspirina.
Exercício 4: Em uma solução preparada dissolvendo-se 0,100 mol
de ácido lático por litro, a [H+] = 3,7 x 10-3 mol L-1. Calcule Ka para
o ácido lático.
Determinação de [HDeterminação de [H++] em soluções de ácidos fracos] em soluções de ácidos fracos
Exercício 5: Ácido nicotínico, C6H502N (Ka = 1,4 x 10-5), é um outro
nome para niacina, uma importante vitamina. Determine a [H+] em
uma solução preparada dissolvendo-se 0,10 mol de ácido nicotínico,
HNic, para formar um litro de solução.
Exercício 6: O Ka do ácido acético, CH3COOH, é 1,8 x 10-5.
Calcule o pH de uma solução de ácido acético de 0,10 mol L-1.
Exercício 7. Foi preparada uma solução 0,100 mol L-1 de ácido
acético. Com um potenciômetro foi determinado que seu pH era
igual a 2,88, a 25 . Qual é o Ka deste ácido? Qual é a percentagem
de ionização do ácido acético nessa solução?
AA CONSTANTECONSTANTE DEDE EQUILÍBRIOEQUILÍBRIO PARAPARA AA
DISSOCIAÇÃODISSOCIAÇÃO DEDE UMAUMABASEBASE FRACA,FRACA, KbKb
Analogamente com as bases:
B (aq) + H2O (l) ↔ BH+ (aq) + OH- (aq)
Constante de basicidade
Maior força de uma base: maior será Kb (menor pKb)
Kb = [BH] [OH] / [B]
Tabela. Constante de ionização de algumas
bases fracas em água, a 25º C
Base Fórmula Kb pKb
Dietilamina (C2H5)2NH 9,6 x 10
-4 3,01
Etilamina CH3CH2NH2 5,6 x 10
-4 3,25
Dimetilamina (CH3)2NH 5,4 x 10
-4 3,27
Metilamina CH3NH2 4,4 x 10
-4 3,35
Amônia NH3 1,8 x 10
-5 4,74
Hidroxilamina HONH2 9,1 x 10
-9 8,04
Fosfina PH3 1 x 10
-14 14
Exercício 8: Determine o pH de uma solução de amônia 0,1 mol L-1.
NH3 (aq) + H2O (l) ↔ NH4+ (aq) + OH- (aq)
Exercício 9: Calcule o pH e a percentagem de protonação de uma
solução 0,20 mol L-1 de metilamina, CH3NH2, em água. A
constante Kb de CH3NH2 é 3,6 x 10-4.
Relacionando as constantes de ionização de um ácido e sua base
conjugada (Ka e Kb)
Kw = Ka Kb
HB (aq) + H20 ↔ Η3Ο+ (aq) + Β−(aq) 
Β− (aq) + H20 ↔ ΗΒ (aq) + ΟΗ− (aq) 
Ka = [ H3O+ ] [B- ] / [HB]
[HB] [ΟΗ− ] / Kb = [Β− ] 
Ka x Kb = [ H3O+ ] [B- ] / [HB] x [HB] [ΟΗ−] / [Β− ] 
Cancelando os termos e simplificando, obtemos:
Exercício 10: Ka para o ácido lático, CH3CHOHCO2H, é 1,4 x 10-4.
Qual é o valor de Kb para a base conjugada desse ácido,
CH3CHOHCO2- ?
HIDRÓLISE.HIDRÓLISE.55
Comportamento ácido–base dos sais
Neutras
Ácidas
Básicas
Como determinar de forma qualitativa?
1. Dissociar o salem seus íons
2. Identificar sua procedência
3. Determinar quais íons podem hidrolisar
4. Analisar o equilíbrio de hidrólise.
5.1. 5.1. SaisSais procedentes de ácido procedentes de ácido forteforte e base e base forteforte
[p.ex.: NaCl, KCl, NaNO3]
NaCl (s) 
H2O Na+ (aq) + Cl- (aq)
Procede de uma base forte (NaOH).
Não se hidrolisa
Procede de um ácido forte (HCl).
Não se hidrolisa
Solução neutra
5.2. 5.2. SaisSais procedentes de ácido procedentes de ácido forteforte e base e base fracafraca
[p.ex.: NH4Cl]
NH4Cl (s) 
H2O NH4+ (aq) + Cl- (aq)
Procede de uma base fraca (NH3). Se hidrolisa
Procede de um ácido forte (HCl).
Não se hidrolisa
Solução ácida
)NH(K
K)NH(K][NH
]O][H[NHK
3b
w
4a
4
33
h ===
+
+
+
NH4+ (aq) + H2O (l) ↔ NH3 (aq) + H3O+ (aq)
5.3. 5.3. SaisSais procedentes de ácido procedentes de ácido fracofraco e base e base forteforte
[p.ex.: CH3COONa]
CH3COONa (s) 
H2O CH3COO- (aq) + Na+ (aq)
Procede de um ácido fraco (CH3COOH). Se hidrolisa
Procede de uma base forte (NaOH).
Não se hidrolisa
Solução básica
)COOHCH(K
K)COOCH(K]COO[CH
]COOH][OH[CHK
3a
w
3b
3
3
h ===
−
−
−
CH3COO- (aq) + H2O (l) ↔ CH3COOH (aq) + OH- (aq)
5.4. 5.4. SaisSais procedentes de ácido procedentes de ácido fracofraco e base e base fracafraca
[p.ex.: NH4CN]
NH4CN (s) 
H2O NH4+ (aq) + CN- (aq)
Procede de uma base fraca (NH3). Se hidrolisa
Procede de um ácido fraco (HCN). Se hidrolisa
Se Kh (cátion) > Kh (ânion) ⇒ Solução ácida
Se Kh (cátion) < Kh (ânion) ⇒ Solução básica
Se Kh (cátion) = Kh (ânion) ⇒ Solução neutra
[Para o NH4CN: solução básica]
Exercício 11: Decida se as soluções dos sais (a) Ba(NO2)2; (b)
NH4NO3 são ácidas, neutras ou básicas
Exercício 12: Estime o pH de uma solução 0,15 mol L-1 NH4Cl(aq).
Exercício 13: Estime o pH de 0,10 mol L-1 CH3NH3Cl (aq), cloreto
de metilamônio em água. O cátion é CH3NH3+
Exercício 14. Estime o pH de 0,15 mol L-1 Ca(CH3CO2)2(aq)
SOLUÇÃO TAMPÃO.SOLUÇÃO TAMPÃO.66
Para muitos processos, o controle do pH é fundamental
(p.ex. reações bioquímicas)
Solução tampão: soluções que mantêm um pH 
aproximadamente constante quando se adiciona
pequenas quantidades de ácido ou base ou quando se dilue.
Composicão
Quantidades substânciais de um ácido fraco e de sua base conjugada
(ou uma base fraca e seu ácido conjugado).
(p.ex.: CH3COOH/CH3COONa)
Mecanismo de ação:
HA (aq) + H2O (l) ↔ H3O+ (aq) + A- (aq)
][A
[HA]K]O[H;[HA]
]O][H[AK a33a
−
+
+−
==
Se ao equilíbrio adiciono, p.ex., um ácido, se deslocará para esquerda,
diminuirá o quociente [HA] / [A-] e o pH diminuirá.
Entretanto, se a quantidade adicionada é pequena comparada com as 
quantidades (grandes) que há de A- e HA, o quociente mudará muito
pouco e o pH apenas se alterará muito pouco (praticamente nada!!).
CH3COOH + H2O ↔ CH3COO- + H3O+
CH3COOH + OH- CH3COO- + H2O
CH3COO- + H3O+ CH3COOH + H2O
Como calcular o pH de uma solução tampão?
Como estimar aproximadamente o pH de uma solução tampão?
Dado que as concentrações inicias de ácido e de sua base conjugada
são grandes, se pode supor que as quantidades que desaparecerão e
que aparecerão enquanto se vai alcançando o equilíbrio serão pequenas,
comparadas com as iniciais.
Portanto, na fórmula anterior as concentrações no equilíbrio se pode
aproximar pelas concentrações iniciais.
Exata
o
o
a [ácido]
[base]logpKpH += Aproximada
eq
eq
a [HA]
][A
logpKpH
−
+=
eq
eq
a [ácido]
[base]
logpKpH +=
Equação de 
Henderson-Hasselbach
Características importantes de uma solução tampão:
* O pH ⇒ depende de Ka e das concentrações
* Capacidade tamponante
Capacidade tamponante: Quantidade de ácido ou base que se pode
agregar a um tampão antes de que o pH comece a mudar de
modo apreciável.
De que depende?
* Do número de mols de ácido e base
(devem ser altos para que a capacidade também seja)
* Do quociente [base]/[ácido].
(para que a capacidade seja alta, o quociente deve 
ser próximo a 1.
Se é < 0.1 ou > 10, não será muito eficiente.
Maior eficiencia: quando pH = pKa)
Exercício 15. Um tampão é preparado dissolvendo-se 1,00 mol
de ácido lático, Hlac (Ka = 1,4 x 10-4), e 1,00 mol de lactato de
sódio, NaLac, em água suficiente para formar um litro de
solução. Calcule [H+] e o pH deste tampão.
Exercício 16. Suponha que você deseje preparar um tampão
HC2H3O2 – C2H3O2- com um pH de 5,00.
a. Qual é [H+] neste tampão?
b. Qual é a razão [HC2H3O2] / [C2H3O2-] neste tampão?
c. Quantos mols de acetato de sódio, NaC2H3O2, devem ser
adicionados em um litro de ácido acético 0,100 mol L-1
para preparar este tampão?
d. Quantas gramas de HC2H3O2 e NaC2H3O2 devem ser
usados para preparar um litro deste tampão?
Exercício 17. Considere o tampão descrito no exercício 15, onde 
[Hlac] = [Lac-] = 1,0 mol L-1 (Ka Hlac = 1,4 x 10-4). Vimos que, 
neste tampão, o pH é 3,85. Suponha agora que adicionemos um 
ácido forte ou base forte a este tampão. Calcule
a. [Hlac], [Lac-], [H+] e o pH após a adição de 0,10 mol de H+ por 
litro.
b. [Hlac], [Lac-], [H+] e o pH após a adição de 0,10 mol de OH- por 
litro.
Exercício 20. Quantos mililitros de NaOH 0,500 mol L-1 devem
ser adicionados a 10,0 g de tris cloridrato para se alcançar um pH
de 7,60 em um volume final de 250 mL.
Exercício 19. Determine o pH de uma solução preparada pela
dissolução de 12,43 g de tris (MM = 121,14 g mol-1) mais 4,67 g de
tris cloridrato (MM = 157,60 g mol-1) em 1,0 L de água. (Ka
cloridrato de tris = 8,32 x 10-9)
Exercício 18. Hipoclorito de sódio (NaOCl, o ingrediente ativo de
quase todos os alvejantes) foi dissolvido numa solução tamponada
em pH = 6,20. Encontre a razão [OCl- ] / [HOCl]. (Ka HOCl = 2,95 x
10-8)
INDICADORES.INDICADORES.77
Indicadores: Ácidos o bases fracas cujas formas ácido/base
conjugadas apresentam cores diferentes. 
HInd (aq) + H2O (l) ↔ H3O+ (aq) + Ind- (aq)
Cor A Cor B
Quando a uma solução adicionamos um indicador,
estarão presentes as duas espécies HInd e Ind-.
[HInd]
]O][H[Ind(HInd)K 3a
+−
=
• Se [HInd]/[Ind-] ≥ 10 ⇒ Cor A (predomina forma ácida)
• Se [HInd]/[Ind-] ≤ 0.1 ⇒ Cor B (predomina forma básica)
• Se 0.1< [HInd]/[Ind-]< 10 ⇒ Cor é uma mistura de A e B
o quociente depende de Ka e do pH: 
][Ind
[HInd]K]O[H Ind3
−
+
⋅=
[HInd]
]O][H[IndK 3Ind
+−
=
• Se [HInd]/[Ind-] ≥ 10 ⇒ [Η3Ο+] ≥ 10 KInd⇒ pH ≤ pKInd –1
Cor A (predomina a forma ácida)
• Se [HInd]/[Ind-] ≤ 0.1 ⇒ [Η3Ο+] ≤ 0.1 KInd⇒ pH ≥ pKInd +1
Cor B (predomina a forma básica)
• Se 0.1< [HInd]/[Ind-]< 10 ⇒ pKInd –1 < pH < pKInd +1 mistura de A e B
Intervalo de viragem (2 unidades de pH)
Intervalos de viragem dos indicadores