Acido_basico(Química Fundamental)

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1 
Equilíbrio ácido-base 
 Ácidos e bases 
Modelo de Brönsted-Lowry, 1923 (Dinamarquês-Inglês). 
Os ácidos são espécies químicas moleculares ou iônicas capazes de doar prótons 
(doadores de prótons), e as bases, espécies químicas moleculares ou iônicas que podem 
fixar prótons (receptores de prótons). 
 
Ácido = doador de H+ 
Base = receptor de H+ 
2 
Ácido H+ + Base conjugada
Base + H+ Ácido conjugado
+ B
H+
AH
Ácido Base
+ BH+A-
Base conjugada Ácido conjugado
H+
Equilíbrio ácido-base 
Uma reação ácido-base sempre vai formar 
MAJORITARIAMENTE o par ácido e base MAIS FRACO 
3 
HCl
H2O
NH3
NH4
+
H3O
+
HSO4
-
HCO3
-
Ácidos
- H+
Base conj.
Cl- 
OH- 
NH2
- 
NH3
 
H2O 
SO4
2- 
CO3
2- 
:CN-
H2O
:NH3
CH3CO2
-
HSO4
-
HCO3
-
Base
+ H+
Ácido conj.
OH-
HCN 
H3O
+ 
NH4
+ 
CH3CO2H 
 
H2O 
H2SO4
 
H2CO3
 
4 
O mecanismo da ionização dos ácidos em solução aquosa consiste na transferência de 
prótons do ácido para o solvente. 
HCl é um eletrólito forte em água = ÁCIDO FORTE 
 [HCl]inicial ≈ [H3O
+]equilíbrio 
 
Muito + ácido que 
H3O
+ 
Muito - ácido que HCl 
5 
O mecanismo da ionização das bases em solução aquosa consiste na 
transferência de prótons do solvente para o soluto. 
NH3 é um eletrólito fraco em água = BASE FRACA 
 [NH3 ]inicial ≠ [OH
-]equilíbrio 
 
- ácido que 
NH4
+ 
 + ácido que H2O 
 [NH3 ] equilíbrio > [OH
-]equilíbrio 
 
6 
 Forças de ácidos e bases 
• Os ácidos e bases podem ser 
espécies catiônicas, aniônicas ou 
eletricamente neutras. 
• Os ácidos mais fracos formam as 
bases conjugadas mais fortes e, vice-
versa. 
Mas veja, a base conjugada de um 
ácido fraco é uma base fraca; o 
ácido conjugado de uma base fraca 
é um ácido fraco. 
7 
 Ácidos fracos 
A força relativa de um ácido em meio aquosa pode ser expressa 
quantitativamente com a sua constante de equilíbrio de dissociação: Ka 
Exemplo: ácido acético 
eq eq 
eq 
eq 
eq eq 
MAIOR o Ka MAIS FORTE será o ÁCIDO 
8 
 Bases fracos 
A força relativa de uma base em meio aquosa pode ser expressa 
quantitativamente com a sua constante de equilíbrio de dissociação: Kb 
Exemplo: amônia 
eq 
eq eq 
MAIOR o Kb MAIS FORTE será a BASE 
[BH+]eq [OH
-]eq
[B]eq
Kb =B(aq) + H2O(l) BH
+
(aq) + OH
-
(aq)
 Valores de Ka e pKa para alguns ácidos fracos 
Ka ↑ pKa ↓ força do ácido ↑ 
pKa = - log Ka 
 Valores de pKa para alguns ácidos inorgânicos 
 Valores de Kb e pKb para algumas bases fracas 
Kb ↑ pKb ↓ força da base ↑ 
pKb = - log Kb 
12 
Ka > 1 
1 >Ka> 10
-16 
Ka< 10
-16 
Kb< 10
-16 
1 >Kb> 10
-16 
Kb > 1 
13 
 Produto iônico da água 
14 
 Produto iônico da água 
As soluções aquosas possuem ao mesmo tempo íons hidrônio e hidróxido. 
Se o produto iônico da água é constante para uma dada temperatura, tem-se: 


3[H O ]
[OH ]
Kw



3
[OH ]
[H O ]
Kw
As concentrações de íon hidrônio nas soluções aquosas variam entre limites 
muito largos (de 1 a 10-14 mol L-1!) → escala pH 
15 


  3
3
1
pH log[H O ] log
[H O ]
Sörensen (1909) introduziu a escala de pH, definida pelas seguintes relações: 
A escala de pH agora estende-se de 0 a 14. 
É uma escala invertida em relação à concentração de íons hidrônio. Quanto maior a 
concentração de íons hidrônio, menor o pH. 
De modo semelhante: 
 pOH log[OH ]
E sabendo que: 
  3[H O ][OH ] ;Kw
 pH pOH 14
 A escala de pH 
16 
Solução aquosa neutra 
Solução aquosa ácida 
Solução aquosa básica 
17 
Exercício: 
18 
19 
 Equilíbrios envolvendo ácidos e bases fracos. 
 
A- Cálculo do Ka ou Kb a partir da concentração inicial e do 
valor do pH no equilíbrio. 
CH3CHOHCO2H(aq) + H2O CH3CHOHCO2
-
(aq) + H3O
+
(aq)
[ ]o
[ ]eq
0,1 0 0
0,1-x x x
Exemplo: Calcular o Ka do ácido láctico a partir [CH3CHOHCO2H]o =0,1 mol/L e pH no 
eq. = 2,43 
20 
CH3CHOHCO2H(aq) + H2O CH3CHOHCO2
-
(aq) + H3O
+
(aq)
[ ]o
[ ]eq
0,1 0 0
0,1-x x x
Ka =
[ CH3CHOHCO2
- ]eq [ H3O
+ ]eq
[ CH3CHOHCO2H ]eq
=
0,1-x
x2
pH = - log [H3O
+ ]
[H3O
+ ] = 10-pH = 10 -2,43 = 3,7 10-3mol/L = x
Ka = = 1,4 10
-4
0,1 - 3,7 10-3
(3,7 10-3)2
21 
-Percentagem de dissociação: 
 
 
% diss =
3,7 10-3
concentração das espécies dissociada no equilíbrio (x)
concentração inicial do ácido (ou base)
% diss =
x 100
x 100
0,1
= 3,7 %
CH3CHOHCO2H(aq) + H2O CH3CHOHCO2
-
(aq) + H3O
+
(aq)
[ ]o
[ ]eq
0,1 0 0
0,1-x x x
22 
 Equilíbrios envolvendo ácidos e bases fracos. 
 
B- Cálculo das concentrações no equilíbrio e do valor do pH (ou pOH) 
a partir da concentração inicial e do valor do Ka (ou Kb). 
Exemplo: Calcular o pH e a %diss. de uma solução de ácido acético (0,25 mol/L). 
Ka (ácido acético) = 1,8 10-5. 
CH3CO2H(aq) + H2O CH3CO2
-
(aq) + H3O
+
(aq)
[ ]
o
[ ]
eq
0,25 0 0
0,25-x x x
23 
CH3CO2H(aq) + H2O CH3CO2
-
(aq) + H3O
+
(aq)
[ ]o
[ ]eq
0,25 0 0
0,25-x x x
K
a
=
[ CH3CO2
- ]
eq [ H3O
+ ]
eq
[ CH3CO2H ]eq
=
0,25-x
x2
= 1,8 10-5
se [ ácido ]o ≥ 100 Ka 
 
[ ácido ]o – x ≈ [ ácido ]o 
 
se [ base ]o ≥ 100 Kb 
 
[ base ]o – x ≈ [ base ]o 
 
24 
0,25
x2
= 1,8 10-5
[ CH3CO2H ]o ≥ 100 x 1,8 10
-5 
 
0,25 ≥ 1,8 10-3 É VERDADE 
 
0,25 – x ≈ 0,25 
 x = 0,25 x 1,8 10-5
[ H3O
+ ]eq = x = 0,0021 mol/L
pH = - log [H3O
+ ]
pH = - log 0,0021 = 2,67
0,0021
%
diss
= x 100
0,25
= 0,84 %
 Equação de Henderson-Hasselbalch 
Equilíbrio ácido-base 
eq 
eq 
eq 
eq eq 
eq 
eq 
eq 
eq 
eq 
eq 
 Equação de Henderson-Hasselbalch 
eq 
eq 
Quando o pH = pKa [HA]eq = [A
-]eq 
 
Quando o pH > pKa [HA]eq < [A
-]eq 
 
Quando o pH < pKa [HA]eq > [A
-]eq 
 
 
 
27 
• Soluções tampão são soluções capazes de não sofrer grandes variações de 
pH quando é adicionado ácidos ou bases nelas. 
 Soluções tampão 
Um dos sistemas tampões mais importantes é o do sangue, 
que permite a manutenção das trocas gasosas e das proteínas. 
O pH do sangue é de 7,4 e o principal sistema tampão é um 
equilíbrio entre o ácido carbônico (H2CO3) e a sua base conjugada, 
o íon bicarbonato (HCO3
-). 
 
Este sistema evita variações de 0.3 unidades de pH as quais 
poderiam trazer graves consequências ao ser humano. 
 
Se 0,01 mol de HCl for adicionado a 1 L de sangue pH=7,3 
Se 0,01 mol de HCl for adicionado a 1 L de água neutra pH=2 
Se 0,01 mol de NaOH for adicionado a 1 L de sangue pH=7,5 
Se 0,01 mol de NaOH for adicionado a 1 L de água neutra pH=12 
 
 
 
 
O sangue é uma solução tampão. 
28 
• Geralmente são preparadas a partir do par ácido/base conjugada, 
tais como ácido acético/acetato ou cloreto de amônio/amônia. 
As duas espécies devem ser FRACAS. 
 
 
Solução tampão é uma solução aquosa de um ÁCIDO FRACA e de uma 
BASE FRACA. 
 
As concentrações das duas espécies devem ser altas. Quando maiores as 
concentrações, maior será o efeito tampão. 
• Os tampões são normalmente usados para manter o pH das soluções a um 
nível relativamente constante e predeterminado. Tampões não mantém o pH 
a um valor absolutamente constante, mas as variações no pH são 
relativamente pequenas quando quantidades pequenas de ácidos ou bases 
são adicionadas a eles. Soluções tampão 
29 
• Uma solução tampão contendo um ácido fraco (HA) e sua base conjugada 
(A-) pode ser ácida, básica ou neutra, o que dependerá da posição dos dois 
equilíbrios competitivos. 
• O pH não dependerá apenas das magnitudes de Ka e Kb, mas também da razão entre as 
concentrações do ácido e de sua base conjugada. 
Se Ka > Kb o tampão será ácido 
 
Se Ka < Kb o tampão será básico 
30 
• Exemplo: Sistema tampão CH3CO2H / CH3CO2
- 
• Se houver adição de HCl na solução tampão CH3CO2H / CH3CO2
- 
CH3CO2H = ÁCIDO do tampão, Ka CH3CO2H = 1,8 x 10
-5 
CH3CO2
- = BASE do tampão, Kb CH3CO2
- = 5,6 x 10-10 
 
Ka > Kb o tampão será ácido. CH3CO2
-Na+ + HCl CH3CO2H + NaCl
ÁCIDO FORTE ÁCIDO FRACO
CONVERSÃO
TOTAL
[CH3CO2H] vai aumentar e [CH3CO2
-] vai diminuir. Como as duas espécies são 
fracas, o resultado da adição de HCl vai produzir uma pequena diminuição do valor 
do pH. 
31 
• Se houver adição de NaOH na solução tampão CH3CO2H / CH3CO2
- 
[CH3CO2
-] vai aumentar e [CH3CO2H] vai diminuir. Como as duas espécies são 
fracas, o resultado da adição de NaOH vai produzir um pequeno aumento do valor 
do pH. 
CH3CO2H + NaOH CH3CO2
-Na+ + H2O
BASE FORTE BASE FRACA
CONVERSÃO
TOTAL
32 
• Estudo Quantitativo: Sistema tampão CH3CO2H / CH3CO2
- 
 
CH3CO2H(aq) + H2O(l) CH3CO2
-
(aq) + H3O
+
(aq)
Equação de Henderson-Hasselbalch
pH = pKa - log
[CH3CO2H]
[CH3CO2
-]
eq
eq
Como as duas espécies são FRACAS e que [CH3CO2H ]o e [CH3CO2
-]o são 
elevadas: 
 
 
pH = pKa - log
[CH3CO2H]
[CH3CO2
-]
o
o
33 
•Em Geral: 
 
Para qualquer sistema tampão (Ácido ou Base), o pH da solução 
tampão: 
 
pH = pKa - log
[Ácido]
[Base]
o
o
34 
Sistema de Tampões Típicos