Equilíbrio iônico ácido-base

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QUÍMICA ANALÍTICA APLICADA 
 QUI 0111 
 
“EQUILÍBRIO IÔNICO ÁCIDO-BASE” 
 
 
Profa. Nedja Suely Fernandes 
 
2014.1 
Natal/RN 
 
Profa. Nedja Fernandes IQ/UFRN 2 
ÁCIDOS FORTES 
 
• Os ácidos comuns mais fortes: HCl, HBr, HI, HNO3, HClO3, 
HClO4, e H2SO4. 
• Ácidos fortes são eletrólitos fortes. 
• Todos os ácidos fortes ionizam completamente em solução: 
HNO3(aq) + H2O(l)  H3O
+
(aq) + NO3
-
(aq) 
• Uma vez que H+ e H3O
+ são usados de maneira intercambiável, 
escrevemos: 
HNO3(aq)  H
+
(aq) + NO3
-
(aq) 
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ÁCIDOS FORTES 
HCl 
2 
Profa. Nedja Fernandes IQ/UFRN 4 
ÁCIDO FRACO 
ENTRANHA CONDUTA DO HF – ÁCIDO FLUORÍDRICO 
HF(aq) + H2O(l)  H3O+(aq) + F-(aq) 
 
• O íon hidrônio permanece firmemente associado ao 
F- por meio da ligação de hidrogênio. Essa associação 
é denominada par iônico. 
H3O+(aq) + F-(aq)  F- ... H3O+ 
 PAR IÔNICO 
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ÁCIDOS FORTES 
HNO3 
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ÁCIDOS FORTES 
HClO4 
3 
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ÁCIDOS FORTES 
H2SO4 
Profa. Nedja Fernandes IQ/UFRN 8 
BASES FORTES 
 
• As bases fortes comuns : LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH. 
• R4NOH – Hidróxido Quaternário de amônio 
 (CH3CH2CH2CH2)4N
+OH- 
 
• Os hidróxidos de metais alcalinos terrosos (Mg2+, Ca2+, Sr2+ e Ba2+) 
podem ser considerados bases fortes, embora sejam menos solúveis 
que os hidróxidos de metais alcalinos e possuam certa tendência 
para a formação de complexos do tipo MOH+. 
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CÁLCULO DE pH DE ÁCIDOS FORTES 
1) Determine o pH de uma solução de HNO3, cuja 
concentração é 0,15 mol/L. 
Resposta: pH = 0,82 
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CÁLCULO DE pH DE BASES FORTES 
1) Uma amostra de 1,00 g de NaOH foi dissolvida em 1,00 
x 102 mL de solução e então diluída para 5,00 x 102mL. 
Qual é o pH da solução resultante? 
Resposta: pH = 12,7 
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ÁCIDOS FRACOS 
• Os ácidos fracos são apenas parcialmente ionizados em solução 
• Existe uma mistura de íons e ácido não-ionizado em solução 
• Conseqüentemente, os ácidos fracos estão em equilíbrio: 
 
HA(aq) + H2O(l) H3O
+(aq) + A-(aq)
]HA[
]A][OH[ -3

aK
HA(aq) H+(aq) + A-(aq)
]HA[
]A][H[ -
aK
Simplificado 
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ÁCIDOS FRACOS 
 
• Ka é a constante de ionização do ácido. 
• A [H2O] é omitida na expresão de Ka (a H2O é um líquido puro.) 
• Quanto maior o Ka, mais forte é o ácido (neste caso, mais íons 
estão presentes no equilíbrio em relação às moléculas não-
ionizadas). 
• Se Ka >> 1, o ácido está completamente ionizado e é considerado 
um ácido forte. 
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ÁCIDOS FRACOS 
100 
]HA[
]OH[
INICIAL
3



Grau de ionização ou grau de 
deprotonação () 
[HA]INICIAL = Concentração molar inicial do ácido, assumindo que 
 nenhuma ionização aconteceu. 
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ÁCIDOS FRACOS 
Ácido fluorídrico 
Ácido nitroso 
Ácido benzóico 
Ácido acético 
Ácido hipocloroso 
Ácido cianídrico 
Fenol 
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EXERCÍCIOS 
1) Um estudante preparou uma solução de 0,10 mol/L de 
ácido fórmico (HCO2H) e mediu seu pH usando um 
pHmetro e constatou que o pH a 25 oC é = 2,38. 
a) Calcule Ka para o ácido fórmico nessa temperatura; 
b) Qual o grau de ionização () do ácido nessa solução? 
 
Respostas: Ka = 1,74 x 10-4 e  = 4,2% 
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EXERCÍCIOS 
2) Qual a concentração molar inicial e o grau de ionização 
() de uma solução de ácido acético (CH3COOH), cujo 
pH = 2,5. Dado Ka = 1,8 x 10-5 a 25 o C. 
Respostas: [CH3COOH] = 0,5579 mol/L e  = 0,57% 
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EXERCÍCIOS 
3) O ácido propanóico, CH3CH2CO2H, ioniza em água 
de acordo com a equação: 
 CH3CH2CO2H (aq) + H2O(l)  CH3CH2CO2-(aq) + H3O+(aq) 
 Se você dissolve 0,588 g do ácido em água para 
obter 250 mL de solução, qual é a concentração do 
íon hidrônio no equilíbrio. Qual é o pH da solução? 
Calcule o grau de ionização do ácido propanóico. 
 Ka = 1,4 x 10-5 
Resposta: pH = 3,2  = 2,1% 
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ÁCIDOS POLIPRÓTICOS 
 
• Os ácidos polipróticos têm mais de um próton ionizável 
• Os prótons são removidos em etapas, não todos de uma só vez 
• Conseqüentemente, Ka1 > Ka2 > Ka3 etc. 
H2SO3(aq) H
+(aq) + HSO3
-(aq)
HSO3
-(aq) H+(aq) + SO3
2-(aq)
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ÁCIDOS POLIPRÓTICOS 
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ÁCIDO POLIPRÓTICO FORTE (H2SO4) 
H2SO4(aq) + H2O(l)  H3O+(aq) + HSO4-(aq) 
1a IONIZAÇÃO (Completa) 
2a IONIZAÇÃO 
HSO4-(aq) + H2O(l)  H3O+(aq) + SO42-(aq) 
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EXEMPLO 
1) Calcule o pH de uma solução aquosa de H2SO4 0,010 
mol/L a 25 oC. 
 
Resposta: pH = 1,84 
• O ácido sulfúrico é o único ácido poliprótico comum para o qual 
a 1a ionização é completa; 
 
• A segunda ionização aumenta ligeiramente a [H3O
+], assim o pH 
será ligeiramente menor que o devido à primeira ionização 
sozinha. 
 
 
OBSERVAÇÃO 
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ÁCIDO POLIPRÓTICO FRACO (H2S) 
H2S(aq) + H2O(l)  H3O+(aq) + HS-(aq) 
1a IONIZAÇÃO Ka1 = 1,3 x 10-7 
2a IONIZAÇÃO Ka2 = 7,1 x 10-15 
HS-(aq) + H2O(l)  H3O+(aq) + S2-(aq) 
Profa. Nedja Fernandes IQ/UFRN 23 
EXEMPLO 
1) Calcule o pH de uma solução aquosa de H2S 0,020 mol/L 
a 25 oC. 
 
• Para efeito de cálculo do pH de ácido poliprótico fraco, será 
necessário considerar apenas a primeira ionização, uma vez que 
a segunda ionização não afeta significativamente o pH e 
portanto pode ser ignorada. 
 
 
 
OBSERVAÇÃO 
Resposta: pH = 4,3 
Profa. Nedja Fernandes IQ/UFRN 24 
EXERCÍCIO 
1) No estômago, o suco gástrico tem um pH = 1,0 devido 
ao ácido forte HCl. Que fração de vitamina C (ácido 
ascórbico – H2C6H606) em um tablete de 500 mg se 
dissocia, se o volume do suco gástrico no estômago é 
200 mL? Ka1 = 8,0 x 10-5 e Ka2 = 1,6 x 10-12 a 25 oC. 
 
Resposta:  = 0,077% 
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Profa. Nedja Fernandes IQ/UFRN 25 
EXERCÍCIO 
2) Calcule as concentrações de H2CO3, HCO3-, CO32-, H3O+ 
e OH- presentes no H2CO3(aq) 0,0456 mol/L. 
 Dado: Ka1 = 4,3 x 10-7 e Ka2 = 5,6 x 10-11 a 25 oC. 
 
Respostas: [H2CO3] = 0,0455 mol/L; [HCO3-] = [H3O+] = 1,400 x 10-4 
mol/L 
 
[H3O+] = [CO32-] = 5,6 x 10-11 mol/L [OH-] = 7,14 x 10-11 mol/L 
 
[H3O+] total = 1,40000056 x 10-4 mol/L 
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SOLUÇÕES DE BASES FRACAS 
• As bases fracas são apenas parcialmente protonadas em solução; 
• Existe uma mistura de íons e base não-protonada em solução; 
• Conseqüentemente, as bases fracas estão em equilíbrio: 
 
]B[
]OH][HB[ -
bK
Kb = Constante de basicidade ou de ionização da base 
B(aq) + H2O(l)  HB+(aq) + OH-(aq) 
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SOLUÇÕES DE BASES FRACAS 
100 
]B[
]HB[
INICIAL



Grau de protonação () 
[B]INICIAL = Concentração molar inicial da base, assumindo que 
 nenhuma protonação ocorreu. 
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EXEMPLOS 
1) Calcule o pH e a porcentagem de protonação () de uma 
solução aquosa 0,20 mol/L de metilamina (CH3NH2) e 
Kb = 3,6 x 10-4 a 25 oC. 
Respostas: pH = 11,9 e  = 4,2%Profa. Nedja Fernandes IQ/UFRN 29 
CONSTANTE DE DISSOCIAÇÃO PARA PARES 
ÁCIDO-BASE CONJUGADOS 
Profa. Nedja Fernandes IQ/UFRN 30 
RELAÇÃO ENTRE Ka E Kb 
• Quanto maior o Ka, menor o Kb. 
• Quanto mais forte o ácido, mais fraca a base conjugada. 
 
 
• Para um par ácido-base conjugado 
baw KKK 
baw pKpKpK 
Aplicando o logaritmo 
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Profa. Nedja Fernandes IQ/UFRN 31 
RELAÇÃO ENTRE Ka E Kb 
Profa. Nedja Fernandes IQ/UFRN 32 
MECANISMO DE IONIZAÇÃO DOS ÁCIDOS 
Profa. Nedja Fernandes IQ/UFRN 33 
MECANISMO DE IONIZAÇÃO DOS ÁCIDOS 
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Profa. Nedja Fernandes IQ/UFRN 34 
MECANISMO DE IONIZAÇÃO DOS ÁCIDOS