EQUILÍBRIO IÔNICO 2015.1

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EQUILÍBRIO IÔNICO
O QUE PRECISAMOS APRENDER!!!!
• Novo Conceito Ácido x Base;
• Equilíbrios de Ácidos e Bases;
• Equilíbrio iônico da Água;
• Conceito de pH e pOH;
• Constante de Acidez;
• Constante de Basicidade;
• Indicadores;
• Solução Tampão;
• Hidrólise Salina;
• Titulação Ácido-base;
ÁCIDO X BASE
Conceito Ácido 
de Arrhenius
... ácido é todo composto que, dissolvido 
em água, origina H+ (H3O
+) como único 
cátion (o ânion varia de ácido p/ ácido).
Conceito Base 
de Arrhenius
... Base é todo composto que, dissolvido 
em água, origina OH- como único ânion (o 
cátion varia de base para base).
Conceito de Bronsted-Lowry
Ácido é uma função doadora de próton;
Base é uma função receptora de próton;
• Brønsted-Lowry: o ácido doa H+ e a base recebe H+.
• A base de Bronsted-Lowry não precisa conter OH-.
• Considere HCl(aq) + H2O(l)H3O
+(aq) + Cl-(aq):
– o HCl doa um próton para a água. Conseqüentemente, o HCl é um ácido.
– a H2O recebe um próton do HCl. Conseqüentemente, a H2O é uma base.
• A água pode se comportar tanto como ácido quanto como base.
• As substâncias anfóteras podem se comportar tanto como ácidos quanto
como bases.
Conceito de Bronsted-Lowry
Ácido é uma função doadora de próton (H+)
Base é uma função receptora de próton (H+)
Ex: 
HCl + NH3 NH4
+ + CL –
HCHO2 (aq) + H2O H3O
+
(aq) + CHO2
-
HCl (g) H2O H
+ 
(aq) + Cl 
-
(aq)
NaOH (s) H2O Na
+ 
(aq) + OH 
-
(aq)
Par Conjugado Ácido-Base
• 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.
• Os pares ácido-base conjugados diferem entre si apenas em um
próton.
HA(aq) + H2O(l) H3O
+(aq) + A-(aq)
Par Conjugado Ácido-Base
• Duas substâncias que são diferentes por apenas um próton são conhecidas
como par conjugado ácido-base.
• Ex: H2O ( base conjugada) e H3O
+(ácido conjugado)
• HCHO2 (A C) e CHO2
- ( BC)
• HCHO2 (aq) + H2O H3O
+
(aq) + CHO2
-
Exercício de Aplicação
• Qual é a base conjugada do ácido nítrico e qual o ácido conjugado 
do íon bissulfato?
• HNO3 e HSO4
–
• R: NO3
- e H2SO4
FORÇAS ÁCIDO-BASE
• A posição de equilíbrio ácido-base favorece o ácido e a base mais fraca:
• CH3COOH (aq) + H2O H3O
+ + CH3COO- (aq)
( ac. fraco) (base fraca) (ac forte) (base forte)
• Quanto mais forte for um ácido de Bronsted, mais fraca será sua base 
conjugada e vice-versa!!!!
•HCl (g) + H2O 100% H3O
+ 
(aq) + Cl 
-
(aq)
• (ac forte) (base fraca) (ac forte) (base fraca) 
Força dos Ácidos x Bases
Pearson, 2008
EXERCÍCIO DE APLICAÇÃO
• Na reação vista a seguir, sabendo-se que o ácido acético é mais forte que o íon 
bissulfito, a posição de equilíbrio se deslocará para a esquerda ou direita?
• HSO3
-
(aq) + CH3COO
-
(aq) CH3COOH (aq) + SO3 
2-
(aq)
( ac. fraco) (base fraca) (ac forte) (base forte)
Equilíbrio de Ácidos 
Equilíbrio de Bases
Revisão de logaritmo
• Log a x = y = a
y = x
• Loga a =1
• Loga 1= 0
• Loga 1/N = - Loga N
• Log a (M. N) = loga M + loga N
• Loga ( M : N) = loga M – loga N
• Loga M
N = N Loga M
• a loga
N = N
• Loga a
n = n
• Loga √M = ½ Loga M
Conceito de pK
• Para os ácidos fracos, os valores de Ka são geralmente muito pequenos e podem
ser convenientemente representados em forma logarítmica semelhante ao pH.
• p = antilog = - log
• pKa = antilog Ka = - log Ka
• pKb = antilog Kb = - log Kb
Equilíbrio iônico da água
Auto-ionização da água
H2O(l) H
+
(aq) + OH
-
(aq)
ou
2H2O(l) H3O
+
(aq) + OH
-
(aq)
Como se trata de um equilíbrio, podemos calcular o Kc :
Kc = [H
+] . [OH-]
[H2O]
Kc . [H2O] = [H
+] . [OH-] Kw = [H
+] . [OH-]
constante




muito grande e constante (55,6 M)
Equilíbrio iônico da água
Kw = [H
+] . [OH-] Produto iônico da água
constante iônica da água
varia só com a temperatura! IMPORTANTE!
T=25 oC e P= 1atm
[H+] = [OH-] = 1,0 . 10-7 mol/L
Kw = [H
+] . [OH-] 
Kw = 1,0 . 10
-14
o aumento da T, aumenta o Kw,
pois aumenta a conc. dos íons,
logo concluímos que ionização da
água é um processo endotérmico.
Equilíbrio iônico da água
 Sempre que aumentar a [H+], a [OH-] irá diminuir
 Sempre que aumentar a [OH-], a [H+] irá diminuir, assim:
SOLUÇÕES NEUTRAS: [H+] = [OH-]
SOLUÇÕES ÁCIDAS: [H+]  [OH-] 
SOLUÇÕES BÁSICAS: [OH-]  [H+]
pH e pOH
Escala criada pelo dinamarquês Sörensen para
Carlsberg em 1909 que facilita o tratamento das
informações de concentrações :
Potencial Hidrogeniônico
Potencial Hidroxiliônico
pH = - log [H+] 
pOH = - log [OH-]
pH + pOH = pKw = 14
Relação entre pH e pOH
[ H+] = 10- pH
[OH-] = 10 -pOH
pKw = - log [Kw] pKw = 14
pH e pOH
A escala mais 
conhecida é 
válida na 
temperatura de 
25 oC.
Quanto menor o 
pH, mais ácido é 
o meio.
Quanto maior o 
pH, mais alcalino 
ou básico é o 
meio.
Pearson,2008
Aferição do pH e pOH
pHmetro digitalPapel Indicador Universal Kit Teste Cloro /pH.
Indicadores de pH
Exercício de Aplicação
• Qual o pH de uma solução de hidróxido de sódio a 25ºC na qual a 
concentração dos íons hidróxido é igual a 0,0026M?
•[OH-] = 0,0026M pOH = -log [OH-] 
•pOH = - log (0,0026) = -(-2,59) = 2,59
•pH + pOH = 14 pH = 14 – pOH = 14 - 2,59 
•pH = 11,41
Equilíbrios em Soluções de Ácidos e Bases 
Fracos
• HA + H2O H3O+ + A-
• Kc = ( H3O
+ ) . ( A- ) Kc .(H2O) = ( H3O
+ ) . ( A- ) 
• ( H A ) . (H2O) ( H A )
• Ka = ( H3O+ ) . ( A- ) Cte. de Acidez pKa = - log Ka
• ( H A )
Por similaridade: pKb = - log Kb logo:
Ka = 10 –pka
Kb = 10 - pKb
Produto Ka x Kb para um par conjugado 
ácido-base
• Ex: ác. Fórmico : HCHO2 (fraco) :
• HCHO2 + H2O H3O+ + CHO2- (base conjugada)
• Ka = ( H+ ) . (CHO2- )
• (HCHO2)
• CHO2- + H2O HCHO2 + OH-
• Kb = (HCHO2) . (OH- ) Se fizermos: Ka x Kb teremos:
(CHO2- ) 
Kw = ( H+ ) . (OH- ) Ka x Kb = Kw
pKa x pKb = pKw = 14 ( 25ºC)
Porcentagem de Ionização
•Porcentagem de Ionização = (α)
•(α ) = nº de mols ionizados por litro x 100% 
• nº de mols presentes por litro 
(α ) = [H+] no equilíbrio x 100%
[ácido] inicial 
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:
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)
Ácidos fortes
• Em soluções, o ácido forte é geralmente a única fonte de 
H+. (Se a concentração emquantidade de matéria do 
ácido é menor do que 10-6 mol/L, a auto-ionização da 
água precisa ser considerada.)
• Assim, o pH da solução é a concentração em quantidade
de matéria inicial do ácido.
Bases fortes
• A maioria dos hidróxidos iônicos são bases fortes (por
exemplo, NaOH, KOH, e Ca(OH)2).
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.
•Para um hidróxido ser uma base, ele deve ser solúvel. 
•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)
Hidrólise salina
Ao serem dissolvidos em água os sais, dependendo
de sua composição, podem tornar o meio ácido,
básico ou neutro! É o contrário da neutralização!
• Sal de ácido forte e base fraca: solução ácida
• Sal de ácido fraco e base forte: solução básica
NH4Cl + H2O = NH4OH + HCl
NH4
+ + Cl- + H2O = NH4OH + H
+ + Cl-
NH4
+ + H2O = NH4OH + H
+
NaHCO3 + H2O = NaOH + H2CO3
Na+ + HCO3
- + H2O = Na
+ + OH- + H2CO3
HCO3
- + H2O = OH
- + H2CO3
Hidrólise salina
• Sal de ácido forte e base forte: solução neutra
• Sal de ácido fraco e base fraca: depende dos Ka e Kb
• se Ka  Kb : solução ácida
• se Kb  Ka: solução básica
NH4HCO3 + H2O = NH4OH + H2CO3
Kb  Ka : [OH -]  [H+]
NaCl + H2O = NaOH + HCl
Hidrólise salina
Parâmetros Quantitativos:
• Grau de Hidrólise: h = n sais hidrolisados / n sais dissolvidos
• Constante de Hidrólise (eq. iônica): Kh = [prod]
p / [reag]r (- H2O)
• Sal de ácido forte e base fraca: Kh = Kw / Kb
• Sal de ácido fraco e base forte: Kh = Kw / Ka
• Sal de ácido e base fracas: Kh = Kw / Ka . Kb
Solução Tampão
• É formada por solutos que permitem à solução resistir a grandes variações de
pH quando a ela são adicionadas pequenas quantidades de ácidos fortes ou
base fortes. A solução geralmente contém um ácido fraco ou uma base fraca
(par conjugado ácido-base).
• É capaz de absorver (H+) proveniente de um ácido forte ou (OH-) proveniente
de uma base forte sem sofrer grandes variações de pH;
TITULAÇÃO ÁCIDO-BASE
Titulações Ácido-Base x pH
• A titulação é um processo de análise quantitativa que exige a medição
rigorosa de massas e volumes.
• Este processo serve para determinar a quantidade de substância de uma
solução.
• Para isso, utiliza-se uma solução de concentração bem definida, à qual se dá
o nome de titulante. O titulante é em geral uma solução obtida a partir de um
padrão primário. No entanto, padronizando-se uma solução comum, esta
pode ser utilizada como titulante.
• Uma reação ácido–base é utilizada no laboratório como ponto de partida
para a determinação rigorosa da concentração de uma solução (ácida ou
alcalina) que se desconhece.
Titulações Ácido-Base x pH
• Para se realizar a titulação adiciona-se a solução (titulante) contida numa
bureta a uma solução contida num erlenmeyer (titulado) até se atingir o
ponto de equivalência.
• Este ponto corresponde ao momento em que a relação entre o número de
moles do titulante adicionadas e o número de moles do titulado é a prevista
pela estequiometria da reação: ou seja:
• na = nb
Titulações Ácido-Base x pH
• O ponto de equivalência é difícil de ser detectado, por isso, o
ponto final é indicado a partir da variação brusca de uma
propriedade física ou química do titulado. A partir dos volumes
medidos, cálculos simples permitem determinar a
concentração pretendida.
• Detecção do ponto final de uma titulação ácido – base : pode
ser feita com um indicador ácido–base, um pHmetro, o
aparecimento ou desaparecimento de uma turvação, o
aparecimento ou desaparecimento de uma espécie corada.
• Os indicadores ácido–base permitem detectar o ponto final da
titulação pelo fato de em solução aquosa, sofrer mudança de
cor num determinado intervalo de pH conhecido.
Titulações Ácido-Base x pH
• Para cada indicador está estabelecido um intervalo de valores
de pH, designado por zona de viragem em que o indicador
apresenta uma cor correspondente à mistura das cores ácida e
alcalina.
• O uso deste método permite recolher um conjunto de
resultados que levam à construção de uma curva de titulação,
(pH em função do volume da base adicionada), sobre a qual se
poderá assinalar o ponto de equivalência.
• O ponto final é aquele que, na realidade, é determinado
sabendo-se que para um pH incluído na zona de viragem brusca,
o volume de titulante adicionado será sempre próximo daquele
que é previsto para o volume equivalente.
Curvas de Titulação Ácido-Base
• Cada curva é obtida através de quatro cálculos distintos:
• O pH inicial de uma solução que contém apenas um ácido ou 
uma base;
• Os valores de pH para volumes de titulante entre o início e o 
ponto de equivalência;
• O pH no ponto de equivalência;
• Os valores de pH para os volumes de titulante após o ponto de 
equivalência;
Curvas de Titulação Ácido-Base 
Titulações Ácido Fraco por Base 
Forte
• Será utilizado como exemplo o clássico sistema alcalimétrico
ácido acético (CH3COOH) sendo titulado por hidróxido de sódio
(NaOH). O mesmo raciocínio poderá ser aplicado a qualquer
sistema semelhante.
•1-O pH antes do início da titulação:
• Aqui temos a seguinte situação: No erlenmeyer temos uma
solução de um ácido fraco e a própria água, os seguintes
equilíbrios coexistem:
Titulações Ácido Fraco por Base Forte
• Observe que agora a água será um interferente a ser considerado,
pois juntamente com o íon acetato (e com todos os ânions de
ácidos fracos) irá gerar a seguinte reação de equilíbrio
secundária:
• Ac- + H2O HAc + OH
-
• (Este equilíbrio, chamado hidrólise, do íon acetato, ocasionará
um pH alcalino no ponto de equivalência)
• Considerando as constantes de ionização:
• Ka=[H+][Ac-]/[HAc]
onde [H+] = [Ac-]
• Aqui define-se que todo íon hidrogênio livre necessariamente
implica em um ânion acetato também livre. Com isto retira-se do
cálculo a contribuição de íons H+ da hidrólise da própria água, que
mesmo em relação a este ácido, ainda é muito pequena.
Titulações Ácido Fraco por Base Forte
• Agora, a estes parâmetros são aplicados a equação do ácido:
• [H+][Ac-]=Ka[HAc]
• [H+]2=Ka.[HAc]= [H+] = (Ka.[HAc])1/2
• pH=-log[H+]
• lembrando: Ka: constante de ionização do ácido, observe que
varia levemente com a temperatura.
[HAc]: é a concentração analítica do ácido, como mostrado
acima, neste ponto da titulação é simplesmente a quantidade
inicial de ácido.
Titulações Ácido Fraco por Base Forte
• Como exemplo numérico, considere a titulação de 50mL de
ácido acético (HAc) 0,1N, utilizando como titulante uma solução
de NaOH 0,1N, para 0 mL de base adicionada
Onde:
• [HAc]=0,1 
Ka = 1,8.10-5 [H+] = (1,8.10-5 x 0,1)1/2
[H+] = 1,34.10-3
• pH = -log [H+] 
pH = -log 1,34.10-3
pH = 2,87
Titulações Ácido Fraco por Base Forte
• 2 - Entre o início da titulação e antes do ponto de equivalência:
• Agora a adição da base forte teve início e hidrogênios do ácido acético
estão sendo completamente convertidos em H2O, liberando assim os
ânions acetato, estes entram em equilíbrio com a água:
• Ac- + H2O HAc + OH
-
• O pH desta fase da titulação pode ser facilmente calculado uma vez
que se tenha compreendido algumas relações: O ácido fraco reagirá
equinormalmente com a base. Neste caso, um equivalente de ácido
para cada um equivalente de base. Todo ânion liberado terá relação
direta e linear com a quantidade de base adicionada.
• Neste caso, um mol de NaOH adicionados geram 1 mol de ânions
acetato.
• HAc + NaOH Na++ Ac- + H2O
Titulações Ácido Fracopor Base Forte
• A constante de ionização representa as quantidades relativas
máximas entre o ácido em sua forma molecular e seus íons,
portanto, basta que seja:
•
Titulações Ácido Fraco por Base Forte
• O ponto de equivalência:
• Neste ponto, todo o ácido terá sido neutralizado, e se adicionada apenas a
quantidade estritamente necessária de base, o pH seria iqual a 7 se não fosse
pela hidrólise dos ânions.
•
O cálculo do pH pode ser calculado pela seguinte fórmula: 
• pH = 1/2 pKw + 1/2 pKa - 1/2 pC Onde: 
•
Kw é a constante de ionização da água. = 10-14
•
Ka é a constante de ionização do ácido. 
•
C é a concentração molar do sal produzido no ponto de equivalência. 
é dado por : pC = -log [sal] 
•
[sal] = Va x Na
Vt
Titulações Ácido Fraco por Base Forte
• 4 - Após o ponto de equivalência:
• Uma vez atingido o ponto de equivalência, toda a base adicionada em
excesso se ionizará, apenas elevando o pH.
• O cálculo a partir deste ponto se refere apenas a determinação do excesso
de base na solução titulada, que pode ser resumido na seguinte equação:
Titulações Ácido Fraco por Base Forte
Titulações Ácido Fraco por Base Forte
Titulações Ácido Fraco por Base Forte
Observe como a inclinação é mais suave em relação a titulação
ácido forte x base forte, devido ao efeito de tamponamento
pois sempre há a formação de um sistema acido fraco/sal de
ácido fraco, de tal modo que as variações de pH tendem a ser
sempre amenizadas.
Outro ponto a observar é a relativamente larga faixa onde
pode ocorrer a viragem do indicador, induzindo a erros
graves, de acordo com o tipo de determinação.