1- Reação de auto-ionização da água

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Equilíbrio Iônico 
• A auto- ionização da água pura produz 
concentração muito baixa de íons H3O
+ 
ou H+ e OH- . 
 
 ou 
 
 
 Ou seja apresenta um baixíssimo grau de 
ionização. 
 
1- Reação de auto-ionização da água 
 H2O H
+(aq) + OH-(aq) (I) 
H2O + H2O H3O
+(aq) + OH-(aq) (II) 
• Logo , para o equilíbrio (II) , tem-se: 
 
1- Reação de auto-ionização da água 
K = 
[H3O
+] [OH-] 
[H2O] 
2 
K [H2O] 
2 = [H3O
+] [OH-] 
[H2O] = 55,5 mol/L 
constante (25 ºC) 
Kw = 
 [H3O
+] [OH-] 
constante de ionização 
da água 
• Medida de condutividade elétrica: 
1- Reação de auto-ionização da água 
[H3O
+] = [OH-] = 1,0 x 10-7 mol/L 25 ºC 
Kw = 
 [H3O
+] [OH-] 
= (1,0 x 10-7) (1,0 x 10-7) 
= 1,0 x 10-14 
Kw = 1,0 x 10
-14 25 ºC 
 constante de ionização da água 
2- Equilíbrio Ácido-Base nas soluções 
• Para soluções aquosas, 25 ºC: 
Solução neutra: [H3O
+] = [OH-] 
[H3O
+] = [OH-] = 1,0 x 10-7 mol/L 
 
Solução ácida: [H3O
+] > [OH-] 
[H3O
+] > 1,0 x 10-7 mol/L e 
[OH-] < 1,0 x 10-7 mol/L 
 
Solução básica: [H3O
+] < [OH-] 
[H3O
+] < 1,0 x 10-7 mol/L e 
 [OH-] > 1,0 x 10-7 mol/L 
3- pH 
Escala de pH 
amônia 
suco de limão 
vinagre 
vinho 
tomate 
café preto 
leite 
saliva 
chuva 
leite de magnésia 
suco gástrico 
bórax 
água do mar 
sangue, lágrimas 
NaOH, 0,1mol/L 
m
a
is
 á
c
id
o
 
m
a
is
 
b
á
s
ic
o
 
• Logaritmo (na base 10) do inverso da 
concentração de íon hidrônio, ou logaritmo da 
concentração de H3O
+ tomado com o sinal 
negativo. 
 
3-Cálculo de pH 
pH = -log [H+] pOH = -log [OH-] 
 pH + pOH = 14 a 25 C 
• Exercício 1 
Calcule as concentrações de íons hidrônio e hidróxido e o pH e 
pOH de uma solução aquosa de NaOH 0,200 mol L-1, a 25°C. 
• Exercício 2 
Calcule o pH de uma solução em que [H3O
+] é 4,0 x 10-5 mol L-1. 
pH = -log [H+] 
pH = - log [4,0 x 10-5] 
pH = 4,4 
• Exercício 3 
Calcule a [H3O
+] que corresponde ao pH = 5,6. 
pH = -log [H+] 
5,6 = -log [H+] 
-5,6 = log [H+] 
10-5,6= [H+] 
CONSTANTES DE DISSOCIAÇÃO ÁCIDO-BASE 
HA + H2O ⇆ H3O
+ + A- 
Equilíbrio ácido-base mais comum ocorre em água. 
Considerando o equilíbrio entre um ácido HA e água: 
HA ⇆ H3O
+ + A- 
a
H A
K
HA
Ka é a constante de dissociação do ácido 
 O mesmo raciocínio pode ser realizado para 
uma base BOH dissociada em água: 
BOH ⇆ B+ + OH- 
b
B OH
K
BOH
Kb é a constante de dissociação da base 
4
3
b
NH OH
K
NH
B) NH3 + H2O ⇆ NH4
+ + OH- 
3 2
2
a
H O NO
K
HNO
A) HNO2 + H2O ⇆ H3O
+ + NO2
- 
Ka é a constante de acidez 
Exemplos 
Kb é a constante de basicidade 
Algumas constantes de dissociação ácida a 25ºC 
 
 
 A maior parte dos ácidos e bases têm comportamento 
de eletrólitos fracos. Os ácidos e bases fortes constituem 
exceções a uma regra geral. 
 A seguir são apresentadas as fórmulas estruturais de 
alguns ácidos fracos: 
 
1.Ácido cianídrico 
HO C N
2. Ácido hipocloroso 
ClHO H C
O
OH
3.Ácido fórmico 
OH
O
CCH3
4.Ácido acético 
C
O
OH
5. Ácido benzóico 
Reações e cálculos de pH em soluções de ácidos fracos 
 
 
Para o cálculo, considere que a concentração analítica é CA mol L
-1 
 
No equilíbrio, sabe-se que [H3O
+] = [A-] 
 
Ka pode ser escrita como: 
 
 
 
 
Lembre que: [HA] = CA - [H
+] 
 
 
Ka = [H3O
+]2 
 [HA] 
[H3O
+] 2 = Ka [HA] 
Reações e cálculos de pH em soluções de ácidos fracos 
Lei da diluição de Ostwald 
É a relação matemática entre a constante de ionização e o grau de ionização de um 
eletrólito (ácido ou base). 
• A Lei da diluição de Ostwald é expressa por: 
Sendo: 
• Ka = constante de ionização dos ácidos 
• M = concentração molar em mol/L 
• α = grau de ionização 
 
Se α ≤ 5%, admite-se a seguinte sentença 
 
pois o resultado de 1 - α ≈ 1 
 
HIDRÓLISE DE SAIS 
 Quando sais são dissolvidos em água, nem sempre a 
solução resultante será neutra. 
 Classe do sal Exemplo 
1. Sais derivados de ácidos fortes e bases fortes Cloreto de sódio 
2. Sais derivados de ácidos fracos e bases fortes Acetato de sódio 
3. Sais derivados de ácidos fortes e bases fracas Cloreto de amônio 
4. Sais derivados de ácidos fracos e bases fracas Acetato de alumínio 
HIDRÓLISE DE SAIS 
 – Sais derivados de ácidos fortes e bases fortes 
 Quando dissolvidos em água, apresentam reação 
neutra, pois ambos são ácidos e bases conjugadas de 
ácidos e bases fortes. 
 
 Equilíbrio da água não é perturbado 
2H2O ⇆ H3O
+ + OH- 
3H O OH
Solução neutra 
Hidrólise de sais 
 Sais derivados de ácidos fracos e bases fortes 
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 do ácido fraco, maior o grau de basicidade da 
solução aquosa. 
 Sais derivados de ácidos fortes e bases fracas 
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. 
 
Hidrólise de sais 
Hidrólise de sais 
 Sais derivados de ácidos fracos e bases fracas 
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 
Se Ka = Kb, a solução será neutra 
Cálculos de pH 
 Hidrólise de Ânions 
 Equilíbrios: 
A- + H2O ↔ HA + OH
- 
HA + H2O ↔ H3O
+ + A- 
 
 
 
21 
][
]][[
A
OHHA
Kh
Constante de hidrólise 
haw KKK
][
]][[ 3
HA
AOH
Ka
Constante de 
dissociação do ácido 
Cálculos de pH 
Exercício 
Calcule o pH em uma solução de NaCN 1,0 mol L-1. 
CN- + H2O ↔ HCN + OH
- 
 
 
22 
][
]][[
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
70,11pH
30,2pOH
Cálculos de pH 
Hidrólise de Cátions 
 Equilíbrios: 
B+ + H2O ↔ BOH + H3O
+ 
BOH ↔ B+ + OH- 
 
 
23 
][
]][[
B
HBOH
Kh
Constante de hidrólise 
hbw KKK
Constante de 
dissociação da base ][
]][[
BOH
OHB
Kb
Cálculos de pH 
Exercício 
Calcule o pH de uma solução de NH4Cl 0,20 mol L
-1. 
NH4
+ + H2O ↔ NH3 + H3O
+ 
 
 
24 
][
]][[
4
33
NH
OHNH
Kh
b
w
h
K
K
K
10
5
14
106,5
108,1
1000,1
hK
][
][
3
2
3
4OHC
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
96,4pH
Soluções Tampão 
 São misturas de soluções de eletrólitos que 
resistem à variação de pH quando pequenas 
quantidades de ácidos ou bases são adicionadas ao 
sistema. 
 As soluções tampão sofrem pequenas variações por 
diluição. 
 São constituídas por misturas de soluções ácidos 
fracos e 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 
25 
Soluções tampão 
Tampão  mistura de um ácido fraco e sua base 
conjugada, ou uma base fraca com seu ácido conjugado. 
 
 Soluções tampão  resistem a variações de pH 
decorrentes da diluição ou da adição de ácidos ou bases 
a um sistema reacional; 
 
 As soluções tampão são usadas para manter o pH de 
soluções relativamente constantes, ou seja, com apenas 
pequenas variações de pH. 
 
Soluções tampão 
 
 A adição de ácido ou base a uma solução tampão 
interfere com os seguintes equilíbrios, exemplificados 
para o caso de uma solução tampão de um ácido fraco 
HA e sua base conjugada, A-: 
 
1) HA + H2O ↔ H3O
+ + A- 
 
2) A- + H2O ↔ HA + OH
- 
Soluções Tampão 
Solução aquosa de ácido acético e acetato de sódio: 
1) HOAc + H2O ↔ H3O
+ + OAc- 
2) OAc- + H2O ↔
 HOAc + OH- 
 A adição de uma pequena quantidade de H3O+ leva à reação: 
H3O
+ + OAc- ↔ HOAc + OH- 
 Ocorre pequena variação no pH, uma vez que a quantidade 
de H3O
+ adicionado é muito menor que a concentração analítica 
de NaOAc. 
 A adição de pequena quantidade de OH- leva à reação: 
OH- + H3O
+ ↔ 2 H2O 
 Ocorre pequena variação no pH, uma vez que a quantidade 
de OH- adicionado é muito menor que a concentração analítica de 
HOAc. 28 
Soluções Tampão 
Solução de amônia e cloreto de amônio: 
1) NH3 + H2O ↔ NH4
+ + OH- 
2) NH4
+ + H2O ↔ NH3 + H3O
+ 
 
 A adição de uma pequena quantidade de H3O
+ leva à reação: 
H3O
+ + OH- ↔ 2 H2O 
 Ocorre pequena variação de pH, uma vez que a quantidade 
de H3O
+ adicionado é muito menor que a concentração analítica 
de NH3. 
 
 A adição de uma pequena quantidade de OH- leva à reação: 
OH- + NH4
+ ↔ NH3 + H2O 
 Ocorre pequena variação de pH, uma vez que a quantidade 
de OH- adicionado é muito menor que a concentração analítica 
de NH4Cl. 
29 
Soluções Tampão 
A dissociação de um ácido fraco HA ocorre da seguinte forma: 
HA + H2O ↔ H3O
+ + A- 
Então, 
30 
][
][
][ 3
A
HAK
OH a
][
][
log][log 3
A
HAK
OH a
][
][
log
HA
A
pKpH a
Equação de Henderson-Hasselbalch