3 Aula - Equilíbrio Ácido-Base

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Universidade Federal da Paraíba 
Departamento de Química 
Equilíbrio Ácido-Base 
Prof. Ricardo Lima 
Prof. Sherlan Lemos 
João Pessoa - Paraíba 
 EQUILÍBRIOS ÁCIDO-BASE 
 (DE NEUTRALIZAÇÃO) 
 
Dissociação da Água 
 
 Autoprotólise da água: 
 
 2H2O  H3O+ + OH- 
 íon hidrônio 
 Quando não há necessidade de enfatizar o 
caráter do próton hidratado, o H3O+ pode ser 
representado por H+ 
Aplicando a L.A.M 
 
 
 
Como quase não há ionização 
 
 
 
 2OH
OHOH
2
3
a
.aa 
K
cte.OH2 a

OHOH
a.a
3
wK



 



  OHO
3
H
´
w
K
Produto iônico da 
água em termos 
de concentração 
Produto iônico da 
água 
 
então, podemos escrever: 
 Kw=[H3O+][OH-] 
e na forma de log 
 pKw= - logKw 
 
 Kw → calculado a partir de dados de condutância da água 
 
Condutividade da água pura= 5,54x10-8 ohm-1.cm-1 a 25oC 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Ou seja, 
 
c = 1,01x10-7 eq.g/L 
 
eq.g H3O+ = íon-g H3O+ e eq.g OH- = íon-g OH- 
 
[H3O+] = [OH-] = 1,01x10-7 mol/L 
 
 
7
8
21
H
10009,1
9,548
1054,51000
10001000
9,548
1,1998,349
2
322








 
x
xx
k
c
c
k
cmohm
pura
pura
OH
OHOHOHO

 Kw = (1,01x10-7)2 = 1,008x10-14 a 25°C 
 
e por aproximação, 
 
Kw  1,0 x10-14 a 25°C 
 
A ionização da H2O é um processo endotérmico 
 
 Variação de Kw com a temperatura 
Temp(°C) pKw 
0 
10 
25 
40 
14,944 
14,535 
13,997 
13,535 
 Teoria Protônica de Ácidos e Bases 
 
1- Arrhenius (1887) → teoria da dissociação eletrolítica 
 
Em soluções aquosas 
 
 Ácido : HX  H+ + X- 
 
 Base : BOH  B+ + OH- 
 
 Reação ácido-base = Reação de neutralização 
 
 H+ + OH-  H2O 
 
 
Limitações da Teoria de Ácidos e Bases de Arrhenius 
 
- considera apenas soluções aquosas 
- ignora o solvente no processo de dissociação 
 
2- Bronsted e Lowry (1923) 
 
Ácidos: espécies capazes de doar H+ 
 Bases: " “ de aceitar H+ 
 
Ácido  H+ + Base 
 
 par conjugado 
 Exs.: HCl  H+ + Cl- 
 NH4+  H+ + NH3 
 HSO4-  H+ + SO42- 
 
H+ livre em solução → pouco provável devido à alta 
 densidade de carga 
 
Só há doação de H+ quando há espécie que o receba 
 
 
 
Ex.: HCl em benzeno → não há reação ácido-base 
 + 
 NH3 
 NH4+ + Cl- 
Observação: 
 
Água e álcoois → funcionam como ácidos e/ou bases 
 
A ionização de ácidos em solução aquosa 
 
 transferência de H+ do ácido para o solvente 
 
Ex.: HAc  H+ + AcO- (Ac- = íon acetato) 
 
 H2O + H+  H3O+ 
_____________________________________ 
 HAc + H2O  AcO- + H3O+ (Reação total) 
A ionização de bases em solução aquosa 
 
 
transferência de H+ do solvente para a base 
 
Ex.: 2 H2O  H3O+ + OH- 
 
 NH3 + H3O+  NH4+ + H2O 
_______________________________________________ 
 NH3 + H2O  NH4+ + OH- (Reação total) 
 
 Reação ácido – base de Bronsted e Lowry 
 
 
 Ácido1 + Base2  Ácido2 + Base1 
 
 
 pares conjugados 
 
 Exs.: 
 Ácido1 + Base2  Ácido2 + Base1 
 
 HCl + H2O  H3O+ + Cl- 
 H2O + CN-  HCN + OH- 
 H2SO3 + H2O  HSO3- + H3O+ 
 H2O + H2O  H3O+ + OH- 
 
Constantes de ionização de Ácidos e Bases Fracos 
 
A comparação entre forças de ácidos e bases fracos se 
baseia na respectivas constantes de ionização 
 
 
Não se aplica aos eletrólitos fortes pois em solução 
aquosa encontram-se totalmente ionizados 
 Ionização de Ácidos Monopróticos 
 
Seja a ionização de um ácido fraco 
 
 HA + H2O  H3O+ + A- 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
HA
OHOH
a a
aa
=K
+
3
HA
AOH
-+
3
a
-+
3
a
f
.ff
.
[HA]
]][AO[H
=K ∴ 
[HA]
]][AO[H
=´K 
-+
3
 
Constante de 
equilíbrio 
termodinâmica 
 
Constante de 
equilíbrio ou de 
ionização aparente 
Seja, 
  = grau de ionização do ácido HA 
 c = concentração analítica (mol/L) de HA 
 
Então podemos escrever Ka em termos de  
 
 [H3O+]=[A-] =α.c e [HA]=(c-α.c)=(1-α).c 
 
HA
A.OH´
aa
HA
A.OH
2
a
f
ff
.KK∴
f
ff
.
α-1
cα
K∴
3
3




 onde, 
 
 
 
 
À diluição infinita → Ka = Ka´ pois, f=1. 
 
Como HA é ácido fraco, I (ou µ) do meio não é elevada 
 
 fHA  1 
E na prática, em geral, podemos considerar 
 
 Ka = Ka’ 
[HA]
]][AO[H
α1
.cα
K 3
2
'
a




Tabela de constantes de ionização do ácido acético a 250C , calculadas 
 a partir dos dados de condutância. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Conclusões da tabela: 
 
Ka ~ cte. indica que o HAc segue a lei da diluição, i.é. a L.A.M. 
para a sua ionização 
 
Demonstra as suposições da teoria clássica: a diluição aumenta 
a extensão da ionização 
 C α [H+]=[HOAc
-
]=αc [HOAc]=(1-α)c Ka x10
5 
2,0 0,0030 0,0060 1,99 1,81 
1,0 0,0043 0,0043 0,996 1,86 
0,2 0,0094 0,000186 0,198 1,75 
0,1 0,0134 0,00134 0,0987 1,82 
0,01 0,0415 0,00042 0,00958 1,85 
 Ka medio= 1,82 
α1
.cα
K
2
a


 
Lei de diluição de Ostwald 
 Forças de Ácidos e Bases 
 
 
 HClO4 + H2O  H3O+ + ClO4- 
 
 HCl + H2O  H3O+ + Cl- 
 
H3PO4 + H2O  H3O+ + H2PO4- 
 
 Al(H2O)63+ + H2O  H3O+ + AlOH(H2O) 52+ 
 
HC2H3O2 + H2O  H3O+ + C2H3O2- 
 
H2PO4- + H2O  H3O+ + HPO42- 
 
NH4+ + H2O  H3O+ + NH3 
 
 
 
 
Ácido mais forte 
Ácido mais fraco 
Base mais fraca 
Base mais forte 
Reações de dissociação e forças relativas de alguns ácidos comuns e suas bases 
conjugadas. (Fonte: Skoog et al., Fundamentos de Química Analítica, São Paulo: Thomson 
Learning, 2007) 
 
 
HClO4 e HCl → dissociam-se total em H2Ofortes → pq a reação c/ o solvente é suficientemente 
completa de forma que não restam moléculas do 
soluto na solução aquosa. 
 
 HC2H3O2 → apenas 1% dissocia 
 
 NH4+ → apenas 0,01% dissocia 
Solvente nivelador e diferenciador 
Se substituirmos H2O por HOAc como solvente, nenhum 
dos ácidos HCl ou HClO4 sofrerá dissociação total 
 
 
CH3COOH + HClO4  CH3COOH2+ +ClO4- 
 base1 ácido2 ácido1 base2 
e 
HCl dissocia 5000 x menos que HClO4 em HOAc 
 
 
 para HCl e HClO4 
 
HOAc é um solvente diferenciador de acidez 
H2O é um solvente nivelador 
Dissociação de Bases Monovalentes 
 
B + H2O  BH+ + OH- 
 
 
 
 
E a partir das mesmas considerações feitas para os ácidos, 
 
 
 
 
 
Kb = Kb’ 
B
OHBH
a
aa 
bK
   B
OHBH
α1
.c
2α'
b
K



 



 



Ionização de Ácidos polipróticos 
 
 ocorre em etapas sucessivas 
 
 Ex.: H3PO4+H2O  H3O+ +H2PO4- (K1=7,5x10-3) 
 H2PO4- + H2O  H3O+ + HPO42- (K2= 6,2x10-8) 
 HPO42- + H2O  H3O+ + PO43- (K3=4,8x10-13) 
 
 Cada etapa é tratada como a ionização de um ácido 
monoprótico. 
 Idem para as polibases 
 
Relação entre Ka e Kb para um par conjugado 
 
De acordo com a autoionização da H2O 
 
 
 
 
Seja a reação ácido-base, 
 
 B + H2O  BH+ + OH- Base ácido 
 conjugado 
 
 
 
 
 = 1/Ka do ácido conjugado BH+ 
  



 



  OHHKouOHO
3
HK ww
  
 
 
   w3b
Kx 
OHB
BH
B
OHBH
K



Pois para BH+, 
 
 BH+ + H2O  B + H3O+ 
 
 
Portanto, para um par ácido – base conjugado 
 
 
 
Ou, em termos de logaritmos, 
 
 pKa + pKb = pKw 
wba
a
w
b KKxKou
K
K
K 
  
 


BH
OHB
Ka 3
Método sistemático 
para cálculos de equilíbrio: 
Balanço de massa 
e 
Balanço de carga 
 Conceito da neutralidade de cargas: 
soluções 
 A soma de todas as espécies químicas 
positivamente carregadas é igual a soma das 
espécies química negativamente carregadas em 
solução. 
 
Exemplo: uma solução contendo KH2P04 de KOH. 
 
Balanço de cargas será: 
Balanço de carga de um sistema em 
condição de equilíbrio químico 
Expressão geral para balanço de cargas: 
 
 
 
 
 
Onde: 
n = carga do cátion 
[C] = concentração do cátion 
m = carga do ânion 
[A] = concentração do ânion 
Balanço de carga de um sistema em 
condição de equilíbrio químico 
Balanço de massa: conceito de conservação da 
matéria 
Exemplo: solução 0,05 M em ácido acético 
 
Ácido acético é um ácido fraco, logo, a dissociação 
em seus íons não será completa. Na condição de 
equilíbrio químico existirá uma quantidade de 
ácido acético molecular. Então, no equilíbrio: 
 
0,05 M = [CH3COOH] + [CH3COO-] ou 
[CH3COOH] = 0,05 M – [CH3COO- ] ou 
 [CH3COOH] = 0,05 M – [H3O+] 
 
Balanço de massa de um sistema em 
condição de equilíbrio químico 
 Escala de pH 
 
As soluções aquosas contêm H3O+ e OH- 
Já vimos, KW é constante a uma dada temperatura 
 
KW = [H3O+][OH-] 
 
 
 
 
 
 
Como KW é constante, as soluções aquosas podem ser 
caracterizadas pela [H3O+] ou pela [OH-] 
       


 
OH
K
OHe
OH
K
OH
3
ww
3
Exs.: a) HCl 0,001 mol/L a 25oC 
 [H3O+] = 10-3 mol/L e 
 [OH-] = 10-14/10-3 = 10-11 mol/L 
 
 b) NaOH 0,001 mol/L a 25oC 
 [OH-] = 10-3 mol/L e 
 [H3O+] = 10-11 mol/L 
Na prática, a faixa de [H3O+] e [OH-] mais encontrada 
é de 1 a 10-14 mol/L 
 Escala de pH (S. P. Sorensen, 1909) 
 
 Definição: pH = - log [H3O+] 
 
 (outra maneira de expressar [H3O+]) 
 
E analogamente, 
 pOH = - log[OH-] 
 
Das definições anteriores, 
 pH + pOH = pKW (a 25oC pKw = 14) 
 
 pH + pOH = 14 
 
pH de soluções de ácidos e bases 
 
1- pH de soluções de ácidos e bases fortes 
 ácidos fortes se ionizam completamente em solução 
aquosa produzindo H3O+. 
 bases fortes são compostos iônicos, sólidos, que em 
água sofrem dissociação em íons. 
 
Cálculos de pH e pOH são simples, a partir da 
concentração molar do soluto 
 
Em geral, [H3O+] e [OH-] provenientes da 
autoionização da água são desprezíveis. 
p/ ácidos e bases fortes 
Ex.1 : Qual o pH de uma solução de HCl 0,0020 mol/L? 
 HCl  H+ + Cl- 
 [ H+ ] = 0,0020 = 2x10-3 mol/L 
Sabemos que : 
 pH = - log [H+] = - log 2x10-3 = - ( log2 + log10-3 ) 
 pH = - [0,30 + (-3)] = -0,3 + 3 
  pH = 2,70 
 
Ex.2 : Qual o pH de uma solução de NaOH 5,0x10-4 mol/L? 
 NaOH  Na+ + OH- 
 pOH = - log [OH-] = - log5x10-4 
 pOH = - (log5 + log10-4) = -[log5 + (-4)] 
 pOH = - [ -0,7 + 4 ] = 3,30 
  pH = 14 – 3,30  pH = 10,70 
2- pH de soluções de ácidos monopróticos fracos 
 HA + H2O  H3O+ + A- (dissociação incompleta do ácido) 
 
 
 
O outro único equilíbrio independente em solução é 
 2 H2O  H3O+ + OH- cujo Kw=[H3O+][OH-] 
Ainda é possível derivar o balanço de massa (BM) 
e o balanço de carga (BC) 
 
 BC : [H3O+ ] = [A- ] + [OH-] e BM: Ca = [HA] + [A-], 
onde Ca = concentração analítica do ácido 
  
 HA
AOH
Ka 3


Resumindo 
Para os 2 equilíbrios, temos 4 equações e 4 incógnitas: 
[H3O+], [A-], [HA] e [OH-]. Ca e Ka são conhecidos. 
Lembrando, 
 BC: [H3O+ ] = [A- ] + [OH-] e BM: Ca = [HA] + [A-] 
Como [OH-] << [A-], no BC pode-se considerar, na 
maioria dos casos, 
 [H3O+]  [A-] 
pois, Kw é pequeno e H3O+ resultante da dissociação 
do ácido reprime a dissociação da H2O. 
Consideremos, [H3O+]= [A-] = x 
Então, do BM  [HA] = Ca - x 
Introduzindo x na expressão de Ka  
 x2 + Kax – KaCa = 0 
E resolvendo a equação de segundo grau teremos, 
 
 
Se x << Ca, de BM  [HA]  Ca  x = [H3O+]= 
 
E , portanto 
 
 
 
aa
2
aa KCK
4
1
K
2
1
x 
xCa
x
Ka
2


aaCK
 aa logCpK
2
1
pH 
pH de soluções de 
monoácidos 
fracos 
Exemplo: pH de uma solução de HOAc 0,01 mol/L 
 (pKa= 4,76) 
 pH = ½ (4,76 – log 10-2) = 3,38 
Obs. 
O erro introduzido ao considerar [HA]=Ca aumenta, 
à medida que Ka aumenta e Ca diminui. 
 
3 - pH de soluções de bases monoequivalentes fracas 
 Seja B, uma base fraca 
 B + H2O  BH+ 
   
B
OHBH
Kb


A partir de considerações análogas às feitas para o ácido fraco, 
  CbKbKb
4
1
Kb
2
1
OH 2 
onde Cb é a concentração analítica da base. 
 
  e 
 
 
  
  CKbOH   
CbKb
Kw
OH3 

 KblogCblog
2
1
KwlogpH 
 CblogpKb
2
1
14pH 
pH de 
soluções de 
monobasesfracas 
4 - pH de soluções diluídas de ácidos muito fracos 
 
Nestes casos [H3O+] da dissociação da água não é desprezível em 
relação à [H3O+] da dissociação do ácido. 
 
Ex.: Solução de ácido bórico (HBO2) 1x10-5 mol/L 
 HBO2 + H2O  H3O+ + BO2- 
 
   
 
10
2
23 10x5,6
HBO
BOOH
Ka 


Se considerarmos que a dissociação de HBO2 é a única fonte de 
H3O+, 
  1,7pH10x3,810x1x10x5,6OH 85103  
Solução incorreta, pq. nenhum ácido pode dar solução básica por 
ionização em água! 
Portanto, deve-se considerar o BC e o BM 
BC: [H3O+] = [BO2-] + [OH-]  [BO2-] = [H3O+] - [OH-] 
 
 [BO2-]= ([H3O+] – Kw/[H3O+]) e 
 
 BM: [HBO2] + [BO2-] = 1,0x10-5 mol/L 
Considerando [BO2-] muito pequena  [HBO2]  1,0x10-5 mol/L 
e substituindo na eq. de Ka 
     
10
5
3
33
105,6
101












 x
x
OH
Kw
OHOH
Ka
[H3O+]2 - Kw = 6,5x10-15  [H3O+] = 1,64x10-7 mol/L  pH = 6,79 
Analogamente para soluções diluídas de bases muito fracas 
Reações de Hidrólise 
 Ex.: uma solução de acetato de sódio (NaOAc) 
NaOAc ↔ Na+ + OAc- 
OAc- + H2O ↔ HOAc + OH- 
 Reação global: NaOAc + H2O ↔ HOAc + Na+ + OH- 
 
 Ânion de ácido fraco reage com a água formando um 
ácido fraco não dissociado. 
 A solução resultante é básica. 
 Em geral sais de ácidos fracos e bases fortes 
produzem soluções básicas, com o grau de basicidade 
de pendendo do Ka do ácido fraco associado. 
 Quanto menor Ka , maior o grau de basicidade da 
solução aquosa. 
Reações de Hidrólise 
 Ex.: solução aquosa de cloreto de amônio (NH4Cl) 
NH4Cl ↔ NH4+ + Cl- 
NH4+ + 2H2O ↔ NH4OH + H3O+ 
Reação global: NH4Cl + 2H2O ↔ NH4OH + Cl- + H3O+ 
 
 
 Cátion de base fraca reage com a água formando uma 
base fraca não dissociada. 
 A solução resultante é ácida. 
 Em geral sais de bases fracas e ácidos fortes produzem 
soluções ácidas. 
 Quanto menor Kb , maior o grau de acidez da solução 
aquosa. 
 
Reações de Hidrólise 
Ex.: solução aquosa de acetato de amônio (NH4AOc) 
NH4OAc ↔ NH4+ + OAc- 
NH4+ + 2H2O ↔ NH4OH + H3O+ 
OAc- + H2O ↔ HOAc + OH- 
 
Um sal deste tipo, produto da reação entre um ácido 
fraco e uma base fraca, pode gerar tanto soluções 
ácidas quanto básicas dependendo dos valores 
relativos de Ka e Kb. 
 
Se Ka > Kb, a solução será ácida 
Se Ka < Kb, a solução será básica 
Cálculos de pH 
 Hidrólise de Ânions 
 
A- + H2O ↔ HA + OH- 
 
 
 
][
]][[



A
OHHA
Kh
Constante de hidrólise 
][
][
][
]][[





H
H
A
OHHA
Kh ]][[]][[
][ 

 OHH
HA
HA
Kh
w
a
h K
K
K 
1
a
w
h
K
K
K 
 Exemplo 
Calcule o pH em uma solução de NaCN 1,0 mol L-1. 
CN- + H2O ↔ HCN + OH- 
 
 
][
]][[



CN
OHHCN
Kh
a
w
h
K
K
K 
5
10
14
105,2
100,4
1000,1 





hK
][
][ 2




OHC
OH
K
CN
h
][0,1
][
105,2
2
5





OH
OH
0105,2][105,2][ 552   OHOH
13100,5][   LmolOH
70,11pH
30,2pOH
Cálculos de pH 
 Hidrólise de Cátions 
 
B+ + H2O ↔ BOH + H+ 
 
 
 
][
]][[



B
HBOH
Kh
Constante de hidrólise 
][
][
][
]][[





OH
OH
B
HBOH
Kh ]][[]][[
][ 

 OHH
OHB
BOH
Kh
w
b
h K
K
K 
1
b
w
h
K
K
K 
Cálculos de pH 
 Exemplo 
Calcule o pH de uma solução de NH4Cl 0,20 mol L-1. 
NH4+ + H2O ↔ NH3 + H3O+ 
 
 
][
]][[
4
33



NH
OHNH
Kh
b
w
h
K
K
K 
10
5
14
106,5
108,1
1000,1 





hK
][
][
3
2
3
4




 OHC
OH
K
NH
h
][20,0
][
106,5
3
2
310





OH
OH
01012,1][106,5][ 103
102
3 
 OHOH
15
3 101,1][
  LmolOH
96,4pH
Cálculos de pH 
Soluções Tampão 
Misturas Tampão ou Soluções Tampão 
 mistura de eletrólitos resistentes à variação de 
acidez pela adição de pequenas quantidades de 
ácidos ou bases, sofrendo também pouca 
variação do pH por diluição. As soluções tampão 
são constituídas de ácidos fracos ou bases fracas. 
Para fins práticos existem dois tipos de Soluções 
Tampão: 
 
Mistura de ácido fraco com sua base conjugada 
Mistura de uma base fraca com seu ácido 
conjugado 
48 
Ex.: solução aquosa de ácido acético e acetato de sódio: 
 
NaOAc ↔ Na+ + Oac- (FORTE) 
HOAc + H2O ↔ H3O+ + OAc- (FRACA) 
 
A adição de uma pequena quantidade de H+ leva à reação: 
H3O+ + OAc- ↔ HOAc + H2O 
 
resultando em uma variação insignificante no pH, uma vez que a 
quantidade de H+ adicionado é muito menor que a concentração 
analítica de NaOAc. 
 
Já a adição de uma pequena quantidade de OH- leva à reação: 
OH- + H3O+ ↔ 2 H2O 
 
resultando em uma variação insignificante no pH, uma vez que a 
quantidade de OH- adicionado é muito menor que a concentração 
analítica de HOAc. 
49 
Soluções Tampão 
Da mesma forma, uma solução de hidróxido de amônio e cloreto 
de amônio dissocia-se como: 
 NH4Cl ↔ NH4+ + Cl- (FORTE) 
 NH3 + H2O (NH4OH) ↔ NH4+ + OH- (FRACA) 
 
A adição de uma pequena quantidade de H+ leva à reação: 
H3O+ + OH- ↔ 2 H2O 
 
resultando em uma variação insignificante no pH, uma vez que a 
quantidade de H+ adicionado é muito menor que a concentração 
analítica de NH3. 
 
Já a adição de uma pequena quantidade de OH- leva à reação: 
OH- + NH4+ ↔ NH3 + H2O (NH4OH) 
 
resultando em uma variação insignificante no pH, uma vez que a 
quantidade de OH- adicionado é muito menor que a concentração 
analítica de NH4Cl. 
50 
Soluções Tampão 
A ionização de um ácido fraco HA é governada por: 
 
51 
][
][
][

 
A
HAK
H a
][
][
log][log

 
A
HAK
H a
][
][
log


A
HA
pKpH a
Equação de Henderson-Hasselbalch 
Soluções Tampão 
O pH de um tampão depende: 
◦ da Força Iônica (m): 
 
 
 
 
 
◦ da Temperatura: 
Por exemplo, o tris(hidroximetil)aminometano possui 
dependência extremamente grande, cerca de -0,028 
unidades de pKa por grau. 
 
pH 8,07 (25ºC) pH 8,7 (4ºC) pH 7,7 (37ºC) 
 52 




A
HA
a
A
HA
pKpH


][
][
log
Soluções Tampão 
Resolução: 
(A) Após a adição de 1,00 
mL de uma solução de 
NaOH 0,1000 mol.L-1 em 
um frasco contendo 100,0 
mL de água pura recém 
destilada e 
descarbonatada 
(B) Após a adição de 1,00 mL de 
solução de NaOH 0,1000 mol.L-1 
em 100,0 mL de uma solução 
simultaneamente 0,1000 mol.L-1 
em ácido acético e 0,1000 mol.L-1 
em acetato de sódio. pKA do Ácido 
Acético = 4,76. 
(a) Cálculo de variação de pH na água pura: 
Acrescenta-se 1,00 mL de NaOH 0,1000 mol.L-1 a 100,0 mL 
de água pura. VTotal =101,0 mL. A concentração de íons OH- 
será definida pela regra de diluição: 
pOH = pCB.  pOH = -log 1,00 x 10-3 
pOH = 3,0 e pH = 14,0 - 3,0 = 11,0. 
CB = 0,1000 x (1,00/101,0) = 0,0010 mol.L-1 
Soluções Tampão 
(b) Cálculo da variação de pH para a solução tampão 
acetato: 
Assim, ocorrerá uma variação de pH de 7,00 (pH neutro) 
para pH = 11,0 caracterizando-se um  pH = 11,0 - 7,0 = 4,0. 
Calcula-se o pH da mistura antes da adição da solução de 
NaOH 0,1000 MolL-1 
pH = pKA - log [HA] 
 [A-] 
Neste caso, [HA] = [A-] = 0,10 mol.L-1 
pH = pKA = 4,76 
Na neutralização parcial para cada íon OH- adicionado 
forma-se um íon A-.Soluções Tampão 
55 
Assim, a concentração de íons OH- 
será definida pela regra de 
diluição: 
b = 0,1000 x (1,00/101,0) 
1,00 x 10-3 mol.L-1 
[HA]  (CA - 0,0010)  (0,1000 - 0,0010)  0,0990 Mol.L-1. 
[A-]  (CA + 0,0010)  (0,1000 + 0,0010)  0,1010 Mol.L-1 
 pH = 4,76 + log 1,020 
pH = 4,76 + log 0,1010 
 0,0990 
pH = 4,760 + 0,0087 = 4,769 
 pH = 4,769 - 4,760 = 0,009 
unidades de pH 
Praticamente não há variação do pH, 
pela adição da base, funcionando 
assim o efeito tampão, que torna a 
solução, mesmo diluída, resistente à 
variação de pH pela adição da base 
forte. 
Em água pura, o  pH = 
4,0, e na mistura 
tampão, nas mesmas 
condições de volume o  
pH = 0,009. 
b = 0,0010 mol.L-1 
Soluções Tampão