Aula 6 - Equilíbrio ácido-base

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Ácidos e Bases 
• Ácidos: têm gosto azedo e fazem com que os corantes mudem de cor. 
• Bases: têm gosto amargo e são escorregadias. 
• Arrhenius: os ácidos aumentam a [H+] e as bases aumentam a 
 [OH-] em solução. 
• Arrhenius: ácido + base  sal + água. 
• Problema: a definição nos limita à solução aquosa. 
 
Ácidos e bases: uma breve revisão 
 Ácido de Arrhenius é uma substância que produz H+ (H3O
+) em água. 
 Base de Arrhenius base é uma substância que produz OH- em água. 
O íon H+ em água 
 
• O íon H+(aq) é simplesmente um próton sem elétrons. (O H tem um próton, 
um elétron e nenhum nêutron.) 
 
• Em água, o H+(aq) forma aglomerados. 
 
• Geralmente usamos H+(aq) e H3O
+(aq) de maneira intercambiável. 
Ácidos e bases de Brønsted-Lowry 
Ácidos e bases de Brønsted-Lowry 
Reações de transferência de Próton 
 
• Brønsted-Lowry: o ácido doa H+ e a base recebe H+. 
• A base de Brønsted-Lowry não precisa conter OH-. 
ácido base ácido base 
ácido 
Base 
conjugado base 
Ácido 
conjugado 
Pares ácido-base conjugados 
Ácidos e bases de Brønsted-Lowry 
Ácidos e bases de Brønsted-Lowry 
Pares ácido-base conjugados 
 
• O que quer que tenha sobrado do ácido após o próton ter sido doado é chamado de 
sua base conjugada. 
 
• Similarmente, o que quer que tenha sobrado da base após ela ter recebido o próton é 
chamado de um ácido conjugado. 
 
• Considere 
 
– Após o HA (ácido) perder seu próton ele é convertido em A- (base). 
Conseqüentemente o HA e o A- são pares ácido-base conjugados. 
 
– Após a H2O (base) receber um próton, ela é convertida em H3O
+ (ácido). 
Conseqüentemente, a H2O e o H3O
+ são pares ácido-base conjugados. 
HA(aq) + H2O(l) H3O
+(aq) + A-(aq)
Pares ácido-base conjugados 
Ácidos e bases de Brønsted-Lowry 
Auto-ionização da água 
O produto iônico da água 
 
• Em água pura, estabelece-se o seguinte equilíbrio 
 
 
• 
 
 
 
 
 
H2O (l) H
+ (aq) + OH- (aq) 
O 
H 
H + O 
H 
H O 
H 
H H O H 
- + 
[ ] + 
H2O + H2O H3O
+ + OH- 
ácido Base 
conjugada 
base 
Ácido 
conjugado 
Autoionização da água 
a 25 C 
14-
3
-
3
2
2
2
2
-
3
100.1]OH][OH[
]OH][OH[]OH[
]OH[
]OH][OH[






w
eq
eq
K
K
K
• O descrito acima é chamado de auto-ionização da água. 
• Na maioria das soluções a [H+(aq)] é bem pequena. 
• Definimos 
 
• Em água neutra a 25 ºC, pH = pOH = 7,00. 
• Em soluções ácidas, a [H+] > 1,0 x 10-7, então o pH < 7,00. 
• Em soluções básicas, a [H+] < 1,0 x 10-7, então o pH > 7,00. 
Auto-ionização da água 
]OHlog[pOH ]Hlog[]OHlog[pH -3 

 Qual a concentração de íons OH- em uma solução de HCl em que a 
concentração é 1,3 mol/L? 
Kw = [H
+][OH
-
] = 1.0 x 10
-14 
[H+] = 1,3 M 
[OH-] = 
Kw 
[H+] 
1 x 10-14 
1,3 
= = 7,7 x 10-15 M 
Ácidos e bases de Brønsted-Lowry 
Forças relativas de ácidos e bases 
 
• Quanto mais forte é o ácido, mais fraca é a base conjugada. 
• O H+ é o ácido mais forte que pode 
existir no equilíbrio em solução 
aquosa. 
 
• O OH- é a base mais forte que pode 
existir no equilíbrio em solução 
aquosa. 
A escala de pH 
• A maioria dos valores de pH e de pOH está entre 0 e 14. 
• Não há limites teóricos nos 
valores de pH ou de pOH. (por 
exemplo, o pH de HCl 2,0 mol/L é -
0,301.) 
Outras escalas ‘p’ 
 
• Em geral, para um número X, 
 
 
• Por exemplo, pKw = -log Kw. 
 
XlogXp   
14pOHpH
14]OHlog[]Hlog[
14]OH][H[logpK
100.1]OH][H[
-
-
w
14-







wK
A escala de pH 
pH
3H O 10 
+ -é ù =ë û
pOHOH 10 - -é ù =ë û
w
3
K
[OH ]
[H O ]
-
+
=w
3
K
[H O ]
[OH ]
+
-
=
Quando uma das concentrações é conhecida, pode-se utilizar as 
seguintes equações: 
A escala de pH 
Medindo o pH 
 
• O método mais preciso de medir o pH é usar um medidor de pH. 
 
• Entretanto, alguns corantes mudam de cor quando o pH varia. Esses são 
indicadores. 
 
• Os indicadores são menos precisos que os medidores de pH. 
 
• Muitos indicadores não têm uma mudança acentuada como uma função do 
pH. 
 
• A maioria dos indicadores tende a ser vermelho em soluções mais ácidas. 
A escala de pH 
A escala de pH 
A escala de pH 
A escala de pH 
Ácidos fortes 
 
• Os ácidos comuns mais fortes são HCl, HBr, HI, HNO3, HClO3, HClO4, e 
H2SO4. 
• Ácidos fortes são eletrólitos fortes. 
• Todos os ácidos fortes ionizam completamente em solução: 
Ácidos e bases fortes 
HCl (aq) + H2O (l) H3O
+ (aq) + Cl- (aq) 
HNO3 (aq) + H2O (l) H3O
+ (aq) + NO3
- (aq) 
HClO4 (aq) + H2O (l) H3O
+ (aq) + ClO4
- (aq) 
H2SO4 (aq) + H2O (l) H3O
+ (aq) + HSO4
- (aq) 
Bases fortes 
 
• As bases fortes são eletrólitos fortes e dissociam-se completamente em 
solução. 
• O pOH (e, conseqüentemente, o pH) de uma base forte é dado pela 
concentração em quantidade de matéria inicial da base. Tenha cuidado com 
a estequiometria. 
• As bases não têm que conter o íon OH-: 
• O2-(aq) + H2O(l)  2OH
-(aq) 
• H-(aq) + H2O(l)  H2(g) + OH
-(aq) 
• N3-(aq) + 3H2O(l)  NH3(aq) + 3OH
-(aq) 
Ácidos e bases fortes 
• 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
Ácidos fracos 
Ácido Forte Ácido Fraco 
 
• Ka é a constante de dissociação de ácido. 
 
• Observe que 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 o 
ácido é um ácido forte. 
Ácidos fracos 
Cálculo de Ka a partir do pH 
 
• Os ácidos fracos são simplesmente cálculos de equilíbrio. 
• O pH fornece a concentração no equilíbrio de H+. 
• Usando Ka, a concentração de H
+ (e, conseqüentemente, o pH) pode ser 
calculada. 
– Escreva a equação química balanceada mostrando claramente o 
equilíbrio. 
– Escreva a expressão de equilíbrio. Encontre o valor para Ka. 
– Anote as concentrações iniciais e no equilíbrio para tudo exceto para a 
água pura. Geralmente supomos que a variação na concentração de H+ 
é x. 
Ácidos fracos 
Ácidos fracos 
Cálculo de Ka a partir do pH 
• Substitua na expressão da constante de equilíbrio e resolva. Lembre-se de 
converter x em pH se necessário. 
 
Usando Ka para calcular o pH 
• A ionização percentual é outro método para estimar a força do ácido. 
 
 
 Qual o pH de uma solução 0,5 Mol/L de HF (em 25
0C)? 
HF (aq) H+ (aq) + F- (aq) 
HF (aq) H+ (aq) + F- (aq) 
Initial (M) 
Change (M) 
Equilibrium (M) 
0.50 0.00 
-x +x 
0.50 - x 
0.00 
+x 
x x 
Ka = 
x2 
0.50 - x 
= 7,1 x 10-4 
 Ka  
x2 
0.50 
= 7,1 x 10-4 
0,50 – x  0,50 Ka << 1 
x2 = 3.55 x 10-4 x = 0,019 M 
[H+] = [F-] = 0,019 M pH = -log [H+] = 1,72 
[HF] = 0.50 – x = 0,48 M 
Para um ácido monoprótico HA 
Percentagem de ionização = 
[H+] 
[HA]0x 100% [HA]0 = concentração inicial 
Ácidos fracos 
Ácidos polipróticos 
 
• Os ácidos polipróticos têm mais de um próton ionizável. 
• Os prótons são removidos em etapas, não todos de uma só vez : 
 
 
 
• É sempre mais fácil remover o primeiro próton em um ácido poliprótico do 
que o segundo. 
• Conseqüentemente, Ka1 > Ka2 > Ka3 etc. 
H2SO3(aq) H
+(aq) + HSO3
-(aq)
HSO3
-(aq) H+(aq) + SO3
2-(aq)
Ka1 = 1.7 x 10
-2
Ka2 = 6.4 x 10
-8
Ácidos fracos 
Ácidos polipróticos 
Ácidos fracos 
Bases fracas 
• As bases geralmente têm pares solitários ou cargas negativas para 
atacar os prótons. 
• As bases fracas mais neutras contêm nitrogênio. 
• As aminas estão relacionadas com a amônia e têm uma ou mais 
ligações N-H substituídas por ligações N-C (por exemplo, CH3NH2 é a 
metilamina). 
• Os ânions de ácidos fracos também são bases fracas. Exemplo: OCl- é 
a base conjugada do HOCl (ácido fraco) 
ClO-(aq) + H2O(l) HClO(aq) + OH
-(aq) Kb = 3.3 x 10
-7
Bases fracas 
• Precisamos quantificar a relação entre a força do ácido e a base 
conjugada. 
 
• Quando duas reações são adicionadas para produzirem uma terceira, a 
constante de equilíbrio para a terceira reação é o produto das constantes de 
equilíbrio para as duas primeiras: 
 
Reação 1 + Reação 2 = Reação 3 
 
tem-se então: 
 
213 KKK 
Relação entre Ka e Kb 
• Para um par ácido-base conjugado 
 
 
 
 
• Conseqüentemente, quanto maior o Ka, menor o Kb. Isto é, quanto mais 
forte o ácido, mais fraca a base conjugada. 
 
• Tomando o negativo dos logaritimos: 
 
 
baw pKpKpK 
Relação entre Ka e Kb 
HA (aq) H+ (aq) + A- (aq) 
A
-
 (aq) + H2O (l) OH
-
 (aq) + HA (aq) 
Ka 
Kb 
H2O (l) H
+ (aq) + OH- (aq) Kw 
KaKb = Kw 
Relação entre Ka e Kb 
• Quase todos os sais são eletrólitos fortes. 
• Conseqüentemente, os sais existem inteiramente como íons em solução. 
• As propriedades ácido-base de sais são uma conseqüência da reação de 
seus íons em solução. 
• A reação na qual os íons produzem H+ ou OH- em água é chamada 
hidrólise. 
• Os ânios de ácidos fracos são básicos. 
• Os ânions de ácidos fortes são neutros. 
Propriedades ácido-base de soluções de 
sais 
Propriedades ácido-base de soluções de 
sais 
Uma habilidade do ânion para reagir com água 
 
• Os ânions, X-, podem ser considerados bases conjugadas de ácidos, HX. 
• Uma vez que o X- vem de um ácido forte, ele é neutro. 
• Se X- vem de um ácido fraco, então 
 
 
• O pH da solução pode ser calculado usando o equilíbrio! 
X-(aq) + H2O(l) HX(aq) + OH
-(aq)
Soluções ácidas: 
Sais derivados de ácido forte e base fraca. 
NH4Cl (s) NH4
+ (aq) + Cl- (aq) 
H2O 
NH4
+ (aq) NH3 (aq) + H
+ (aq) 
 Cátions de metais, com carga elevada e volume ( Al3+, Cr3+, and Be2+). 
Al(H2O)6 (aq) Al(OH)(H2O)5 (aq) + H
+ (aq) 
3+ 2+ 
Propriedades ácido-base de soluções de 
sais 
Propriedades ácido-base de soluções de 
sais 
Soluções neutra: 
 Sais contendo metais do grupo 1 e 2 (exceto Be2+) e a base conjugada 
de um ácido forte ( Cl-, Br-, and NO3
-). 
NaCl (s) Na+ (aq) + Cl- (aq) 
H2O 
Soluções Básica: 
NaCH3COOH (s) Na
+ (aq) + CH3COO
- (aq) 
H2O 
CH3COO
- (aq) + H2O (l) CH3COOH (aq) + OH
- (aq) 
Sais derivados de base forte e ácido fraco. 
Propriedades ácido-base de soluções de 
sais 
Ácidos e bases de Lewis 
• Ácido de Lewis: receptor de par de elétrons. 
• Base de Lewis: doador de par de elétrons. 
• Observe: os ácidos e as bases de Lewis não precisam conter prótons. 
• Conseqüentemente, a definição de Lewis é a definição mais geral de 
ácidos e bases. 
• Os íons de metal de transição geralmente são ácidos de Lewis. 
• Os compostos com ligações  podem agir como ácido de Lewis: 
 
• H2O(l) + CO2(g)  H2CO3(aq) 
 
Ácidos e bases de Lewis 
H+ H O H 
• • 
• • 
ácido base 
N H • 
• 
H 
H 
H+ + 
ácido base 
N H 
H 
H 
H 
+ 
+ OH
- • 
• • • 
• • 
NaHCO3 (aq) + HCl (aq) 
NaCl (aq) + H2O (l) + CO2 (g) 
Mg(OH)2 (s) + 2HCl (aq) 
MgCl2 (aq) + 2H2O (l) 
Composição e ação das soluções-tampão 
 
• Um tampão consiste em uma mistura de ácido fraco (HX) e sua base 
conjugada (X-): 
 
 
• A expressão Ka é 
 
 
 
• Um tampão resiste a uma variação de pH quando uma pequena quantidade 
de OH- ou H+ é adicionada. 
 
HX(aq) H+(aq) + X-(aq)
]X[
]HX[
]H[
]HX[
]X][H[
-
-
a
a
K
K




Soluções-tampão 
Composição e ação das soluções-tampão 
 
• Quando OH- é adicionado ao tampão, o OH- reage com HX para produzir X- e 
água. Mas a razão [HX]/[X-] permanece mais ou menos constante, então, o pH não 
é alterado significativamente. 
Soluções-tampão 
• Quando H+ é adicionado ao 
tampão, X- é consumido 
para produzir HX. Mais uma 
vez, a razão [HX]/[X-] é mais 
ou menos constante, então 
o pH não se altera 
significativamente. 
Capacidade de tampão e pH 
 
• A capacidade do tampão é a quantidade de ácido ou base neutralizada 
pelo tampão antes que haja uma alteração significativa no pH. 
 
• A capacidade do tampão depende da composição do tampão. 
 
• Quanto maiores são as quantidades de pares ácido-base conjugados, 
maior é a capacidade do tampão. 
 
• A quantidade de ácido ou base forte adicionada resulta em uma reação de 
neutralização: 
 X- + H3O
+  HX + H2O 
HX + OH-  X- + H2O 
Soluções-tampão 
Conside a mistura do sal NaA e o ácido fraco HA. 
HA (aq) H+ (aq) + A- (aq) 
NaA (s) Na+ (aq) + A- (aq) 
Ka = 
[H+][A
-
] 
[HA] 
[H+] = 
Ka [HA] 
[A
-
] 
-log [H+] = -log Ka - log 
[HA] 
[A
-
] 
-log [H+] = -log Ka + log 
[A
-
] 
[HA] 
pH = pKa + log 
[A
-
] 
[HA] 
pKa = -log Ka 
Henderson-Hasselbalch equation 
pH = pKa + log 
[base conjugada] 
[acido] 
Soluções-tampão 
HCOOH (aq) H+ (aq) + HCOO- (aq) 
Inicial (M) 
Mudança (M) 
Equilíbrio (M) 
0,30 0,00 
-x +x 
0,30 - x 
0,52 
+x 
x 0,52 + x 
Efeito do íon comum 
0.30 – x  0.30 
0.52 + x  0.52 
pH = pKa + log 
[HCOO
-
] 
[HCOOH] 
HCOOH pKa = 3,77 
pH = 3,77 + log 
[0,52] 
[0,30] 
= 4,01 
 Qual o pH uma solução contendo 0,30 Mol/L de HCOOH e 0,52 Mol/L de 
HCOOK? 
Soluções-tampão 
Adição de ácidos ou bases fortes aos tampões 
 
• Sabendo-se quanto de H3O
+ ou de OH- foi adicionado 
(estequiometricamente), sabemos quanto de HX ou X- é formado. 
 
• Com as concentrações de HX e X- (observe a variação no volume da 
solução) podemos calcular o pH a partir da equação de Henderson-
Hasselbalch. 
 
 
Soluções-tampão 
Titulações ácido-base 
Titulações ácido forte-base forte 
 
• Um gráfico de pH versus volume de ácido (ou base) adicionado é chamado de curva de 
titulação. 
• Considere a adição de uma base forte a uma solução de um ácido forte. 
 
 
– Antes de qualquer base ser adicionada, o 
pH é dado pela solução do ácido forte. 
Portanto, o pH < 7. 
 
– Quando a base é adicionada, antes do 
ponto de equivalência, o pH é dado pela 
quantidade de ácido forte em excesso. 
Portanto, pH < 7. 
– No ponto de equivalência, o pH é 
determinado pela solução de sal. Portanto, 
pH = 7. 
Titulações ácido-base 
Titulaçõesácido forte-base forte 
 
• Sabemos que o pH no ponto de equivalência é 7,00. 
• Para detectar o ponto equivalência, usamos um indicador que muda de cor 
quando próximo a 7,00. 
 
• O ponto de equivalência em uma titulação 
é o ponto no qual o ácido e a base estão 
presentes em quantidades estequiométricas. 
 
• O ponto final em uma titulação é o ponto 
observado. 
 
• A diferença entre o ponto de equivalência 
e o ponto final é chamada de erro de 
titulação. 
Titulações ácido-base 
Titulações de ácido fraco-base forte 
 
• Considere a titulação do ácido acético, HC2H3O2 com NaOH. 
 
• Antes de qualquer base ser adicionada, a solução contém apenas ácido 
fraco. Conseqüentemente, o pH é dado pelo cálculo do equilíbrio. 
 
• À medida que a base forte é adicionada, a base forte consome uma 
quantidade estequiométrica de ácido fraco: 
 
HC2H3O2(aq) + NaOH(aq)  C2H3O2
-(aq) + H2O(l) 
Titulações ácido-base 
Titulações de ácido fraco-base forte 
 
• Existe um excesso de ácido antes do ponto de equivalência. 
 
• Conseqüentemente, temos uma mistura do ácido fraco e sua base 
conjugada. 
 
• O pH é dado pelo cálculo do tampão. 
 
• Primeiro a quantidade de C2H3O2
- produzida é calculada, bem como a 
quantidade de HC2H3O2 consumido. (Estequiometricamente.) 
 
• Então o pH é calculado usando as condições de equilíbrio. (Henderson-
Hasselbalch.) 
 
Titulações ácido-base 
Titulações de ácido fraco-base forte 
 
• No ponto de equivalência, todo o ácido acético foi consumido e todo o NaOH 
foi consumido. No entanto, foi produzido C2H3O2
-. 
 
 
– Conseqüentemente, o pH é dado 
pela solução de C2H3O2
-. 
 
– Isto significa que o pH > 7. 
 
– Mais importante, pH  7 para uma 
titulação ácido fraco-base forte. 
Titulações ácido-base 
Titulações de ácido fraco-base forte 
 
• Após o ponto de equivalência, o pH é dado pela base forte em excesso. 
• O ponto de equivalência é determinado pela Ka do ácido. 
 
 
Titulações ácido-base 
Titulações de ácidos polipróticos 
 
• Em ácidos polipróticos, cada próton ionizável dissocia-se em etapas. 
 
• Conseqüentemente, em um titulação existem n pontos de equivalência 
correspondentes a cada próton ionizável. 
 
• Na titulação do H3PO3 com 
NaOH. 
 
• O primeiro próton dissocia-se 
para formar H2PO3
-. 
 
• Então, o segundo próton 
dissocia-se para formar HPO3
2-. 
A constante do produto de solubilidade, Kps 
 
• Considere 
 
 
• para o qual 
 
 
• Kps é o produto de solubilidade. (O BaSO4 é ignorado, uma vez que é um 
sólido puro, logo, sua concentração é constante.) 
BaSO4(s) Ba
2+(aq) + SO4
2-(aq)
]SO][Ba[ -2
4
2spK
Equilíbrios de solubilidade 
A constante do produto de solubilidade, Kps 
 
• Em geral: o produto de solubilidade é a concentração em quantidade de 
matéria dos íons elevados às sua potências estequiométricas. 
 
• A solubilidade é a quantidade (gramas) da substância que se dissolve 
para formar uma solução saturada. 
 
• A solubilidade molar é a quantidade de matéria do soluto dissolvida para 
formar um litro de solução saturada. 
Equilíbrios de solubilidade 
AgCl (s) Ag+ (aq) + Cl- (aq) 
Ksp = [Ag
+][Cl
-
] Ksps é o produto de solubilidade 
MgF2 (s) Mg
2+ (aq) + 2F- (aq) Kps = [Mg
2+][F
-
]2 
Ag2CO3 (s) 2Ag
+ (aq) + CO3
2- (aq) Kps = [Ag
+]2[CO3
2-] 
Ca3(PO4)2 (s) 3Ca
2+ (aq) + 2PO4
3- (aq) Kps = [Ca
2+]3[PO3
3-]2 
Dissolução de um sólida iônico em soluções aquosas: 
Q = Kps Solução Saturada 
Q < Kps Solução insaturada 
Q > Kps Soluçõa Supersaturada 
Equilíbrios de solubilidade 
Equilíbrios de solubilidade 
Qual é a solubilidade do cloreto de prata em g/L ? 
AgCl (s) Ag+ (aq) + Cl- (aq) 
Kps = [Ag
+][Cl
-
] Inicial (M) 
Mudança (M) 
Equilíbrio (M) 
0,00 
+s 
0,00 
+s 
s s 
Kps = s
2 
s = Ksp  
s = 1,3 x 10-5 
[Ag+] = 1,3 x 10-5 M [Cl-] = 1,3 x 10-5 M 
1,3 x 10-5 mol AgCl 
1 L sol 
143,35 g AgCl 
1 mol AgCl 
x 
Kps = 1,6 x 10
-10 
= 1,9 x 10-3 g/L