Aula 09 - Acidos, Bases e pH

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30/05/2017
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FUNDAMENTOS DE 
QUÍMICA E BIOQUÍMICA
2017.1
Ácidos e Bases
Prof. Carlos Sandro Carpenter
Arrhenius:
• ácidos: liberam apenas 
H+ (H3O
+) como cátion;
• bases (ÁLCALIS): liberam 
apenas OH- como ânion;
ácido + base sal + água
• problema: definição 
limitada exclusivamente 
às soluções aquosas.
Imagem: Autor Desconhecido/ Disponibilizada por Nils 
Simon/ United States Public Domain
CONCEITOS DE ÁCIDOS E BASES
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Brønsted-Lowry:
• ácidos: doadores de H+;
• bases: recebedores H+ (não precisam 
ter OH-);
Substâncias Anfóteras: podem ter 
comportamento ácido ou básico, 
dependendo da situação.
Pares conjugados (ácido-base):
HA(aq) + H2O(ℓ) ⇄ H3O
+
(aq) + A
-
(aq)
ácido + base ⇄ ácido + base
Imagens da esquerda para a direita: (A) Peter Elfelt/ United States 
Public Domain. (B) Autor desconhecido/ disponibilizado por 
Materialscientist/ United States Public Domain
CONCEITOS DE ÁCIDOS E BASES
Lewis:
• ácidos: receptores de 
par de elétrons;
• bases: doadores de par 
de elétrons;
ácido + base sal + água
• obs.: ácidos e bases de Lewis não 
precisam conter prótons
(definição mais geral que as de 
Arrhenius e Brønsted-Lowry).
CONCEITOS DE ÁCIDOS E BASES
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• Substâncias que cedem hidrogênio em uma solução
• Metabolismo celular produz ácidos - liberados 
continuamente na corrente sanguínea - precisam ser 
neutralizados
• Principal ácido do organismo:
• ácido carbônico:
• ácido instável
• se transforma facilmente em dióxido de carbono e água. 
• O dióxido de carbono é transportado pelo sangue e eliminado pelos 
pulmões, enquanto o excesso da água é eliminada pela urina.
• Demais ácidos do organismo são fixos- permanecem em 
estado líquido 
• os ácidos alimentares, o ácido lático e os ceto-ácidos; 
Ácidos 
• Substâncias que captam o hidrogênio nas soluções
• Principal base do organismo:
• Bicarbonato
• produzido à partir do metabolismo celular pela combinação 
do dióxido de carbono com a água 
• Demais bases:
• Fosfatos
• numerosas proteínas
• hemoglobina. 
Bases 
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Origem do íon Hidrogênio
Equilíbrio ácido-básico é um delicado equilíbrio
químico entre os ácidos e as bases existentes
no organismo para a manutenção da
quantidade ideal de íons hidrogênio nos
líquidos intracelular e extracelular
Quando a concentração dos íons hidrogênio
se eleva ou se reduz, alteram-se a
permeabilidade das membranas e as funções
enzimáticas celulares; em consequência,
deterioram-se as funções de diversos órgãos e
sistemas.
Equilíbrio 
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• um caso muito particular de equilíbrio químico é o equilíbrio iônico 
da água;
• a água sofre autoionização, mas, como é um eletrólito muito fraco, 
estabelece o equilíbrio abaixo:
2 H2O(ℓ)⇄ H3O
+
(aq) + OH
-
(aq)
ou simplesmente:
H2O(ℓ)⇄ H
+
(aq) + OH
-
(aq)
H20 (l) H+ (aq) OH- (aq)
Equilíbrio iônico da água
• A constante de equilíbrio é expressa da seguinte forma:
Kw = [H
+].[OH-]
• Em que:
• Kw: produto iônico da água (a letra w vem de water, água em inglês);
• [H+], [OH-]: concentrações molares dos íons envolvidos.
• Como qualquer constante de equilíbrio, seu valor varia apenas 
com a temperatura.
C)25º (a 101,0]][OHO[HK
]][OHO[HO][HK
O][H
]][OHO[H
K
14-
3w
3
2
2eq
2
2
3
eq






Equilíbrio iônico da água
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• A 25°C, em água pura, temos:
[H+] = [OH-] = 10-7 mol/L 
• Assim sendo:
Kw = [H
+].[OH-] = 10-14
)()(3)(2)(2 aqaqll OHOHOHOH
 
Produto iônico da água
• Tipos de soluções (a 25°C)
a) Água pura (solução neutra):
[H+] = [OH-] = 10-7 mol/L
b) Solução ácida:
[H+] > 10-7 mol/L
[OH-] < 10-7 mol/L
c) Solução básica (alcalina):
[H+] < 10-7 mol/L
[OH-] > 10-7 mol/L
Produto iônico da água
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O que é pH ?
• (potencial hidrogeniônico), que
é definido como o logaritmo
negativo da concentração de
íons H+ na base 10:
• pH = - log [H+]
[H+] = 10-pH
• [H+] = 10-7 a 25ºC, então, o pH da 
água é igual a 7. Veja:
pH = - log [H+]
pH = - log 10-7
pH = 7
• os valores de KW variam com a
temperatura.
• as concentrações dos íons H3O
+e
OH- em água aumentam com o
aumento da temperatura.
Consequentemente, o valor do
KWtambém aumenta:
• Sabemos que, em água pura, estabelece-se o equilíbrio 
abaixo:
H2O(ℓ) + H2O(ℓ)⇄ H3O
+
(aq) + OH
-
(aq)
• Na maioria das soluções aquosas, temos:
0 < [H+] < 1 mol/L
• A escala de pH foi definida de modo a expressar essas 
concentrações:
pH = -log[H3O
+]= -log[H+]
pOH = -log[OH-]
• Água neutra (25°C) pH = pOH = 7,0
• Sol. ácidas, [H+] > 1,0 x 10-7  pH < 7,0
• Sol. básicas, [H+] < 1,0 x 10-7  pH > 7,0
• Em água (a 25°C), temos:
pH + pOH = 14
Alguns valores comuns de pH
Substância pH
Ácido de bateria <1.0
Suco gástrico 2.0
Suco de limão 2.4
Cola (refrigerante) 2.5
Vinagre 2.9
Suco de laranja ou maçã 3.5
Cerveja 4.5
Café 5.0
Chá 5.5
Chuva ácida <5.6
Saliva de pacientes com cancro 4.5-5.7
Leite 6.5
Água pura 7.0
Saliva humana 6.5-7.4
Sangue 7.34-7.45
Água do mar 8.0
Sabonete de mão 9.0-10.0
Amônia caseira 11.5
Cloro 12.5
Hidróxido de Sódio caseiro 13.5
Escala de pH
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Produzem alterações significativas no 
funcionamento do organismo:
• Aumento da resistência vascular pulmonar; 
• Redução da resistência vascular sistêmica; 
• Alterações da atividade elétrica do miocárdio; 
• Alterações da contratilidade do miocárdio; 
• Alterações da atividade elétrica do sistema nervoso 
central; 
• Alterações da afinidade da hemoglobina pelo oxigênio; 
• Modificação da resposta a certos agentes químicos, 
endógenos e exógenos, como por exemplo, hormônios 
e drogas vasoativas. 
Efeitos das variações do pH
• O método mais preciso (exato) é usar um medidor de pH (potenciômetro ou 
pHmetro);
• Entretanto, para processos em que não seja adequado usar o medidor de pH (uma 
reação com reagentes tóxicos, por exemplo) ou por simplicidade, são usados 
frequentemente alguns corantes que mudam de cor em diferentes faixas de pH 
(indicadores), que são menos precisos (menos exatos) que os medidores de pH.
Como medir o pH de soluções 
aquosas?
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• os ácidos fortes mais comuns são 
HCl, HBr, HI, HNO3, HClO3, HClO4 e 
H2SO4;
• os ácidos fortes sofrem ionização
em solução aquosa:
HNO3(aq) +H2O(ℓ)  H3O
+
(aq) + NO3
-
(aq)
HNO3(aq) H
+
(aq) + NO3
-
(aq)
• em solução, o ácido forte é 
geralmente a única fonte de H+. 
(Obs.: se a concentração do ácido for 
menor que 10-6 mol/L, a autoionização
da água precisa ser considerada);
• assim, o pH da solução é dado pela 
concentração (em mol/L) inicial do 
ácido.
[HNO3]= [H
+] = 10-5mol/L  pH=5,0
Ácidos fortes
• a maioria dos hidróxidos iônicos 
são bases fortes: NaOH, KOH e 
Ca(OH)2;
• as bases fortes sofrem dissociação 
em solução aquosa;
• o pOH (e, consequentemente, o 
pH) de uma base forte é dado pela 
concentração (molaridade) inicial 
da base;
(Obs.: Cuidado com a estequiometria)
• para um hidróxido ser uma base, 
ele deve ser solúvel;
• as bases não precisam conter 
necessariamente OH-:
O2-(aq) + H2O(ℓ) 2 OH
-
(aq)
H-(aq) + H2O(ℓ) H2(g) + OH
-
(aq)
N3-(aq) + 3 H2O(ℓ)  NH3(aq) + 3 OH
-
(aq)
Bases fortes
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• os ácidos fracos são apenas 
parcialmente ionizados em 
solução;
• quanto maior Ka (constante de 
acidez) mais forte será o ácido, ou 
seja, mais íons estarão presentes 
no equilíbrio em relação às 
moléculas não ionizadas;
• para encontrar a molaridade do 
H3O
+
(aq) numa solução de ácido 
fraco, devemoslevar em conta o 
equilíbrio:
HA(aq) + H2O(ℓ)⇄ H3O
+
(aq) + A
-
(aq)
(M-x) x x
• resolvendo em x essa equação 
quadrática em que conhecemos M 
e Ka (tabelados), é possível 
determinar o valor de [H3O
+] = x
e, portanto, o pH da solução do 
ácido fraco.
x-M
x
[HA]
]][A[H
[HA]
]][AO[H
K
2
3
a 

Ácidos fracos
A partir de Ka:
• o pH fornece a concentração 
no equilíbrio de H+;
• sabendo Ka, podemos 
calcular [H+] e, 
consequentemente, o pH. 
Sigamos os seguintes passos:
• escreva a equação química 
balanceada, mostrando 
claramente o equilíbrio;
• escreva a expressão de 
equilíbrio e 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”;
• Substitua, na expressão da 
constante de equilíbrio, e 
resolva. Lembre-se de 
converter “x” em pH, se 
necessário.
x-M
x
[HA]
]][A[H
[HA]
]][AO[H
K
2
3
a 

Calculo do pH para ácidos fracos
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A partir de  (grau de ionização):
•  relaciona [H+]eq com [HA]0;
• quanto maior , mais forte será o 
ácido;
•  para um ácido fraco diminui à 
medida que a molaridade da 
solução aumenta;
• para o ácido acético, por 
exemplo, o grau de ionização é 
bem menor que para uma 
solução de HCl.
Calculo do pH para ácidos fracos
• as bases fracas removem
prótons das substâncias,
existindo um equilíbrio entre
a base e os íons resultantes:
NH3(aq) +H2O(ℓ)⇄NH4
+
(aq) +OH
-
(aq)
• a constante de dissociação 
da base, Kb, é definida como:
• Tipos de bases fracas:
• geralmente têm pares
solitários de elétrons ou
cargas negativas para “atacar”
os prótons;
• as bases fracas mais neutras
contêm nitrogênio;
• as aminas estão relacionadas
com a amônia com uma ou
mais ligações N-H substituídas
por ligações N-C;
• os ânions de ácidos fracos
também são bases fracas.
][NH
]][OH[NH
K
3
4
b


Bases fracas
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• a maioria das soluções aquosas se
torna rapidamente mais ácida (ou
alcalina) pela adição de ácido (ou
base);
• uma solução-tampão usa o
princípio da hidrólise para tentar
manter o pH invariável quando a
ela são adicionados íons H+ ou OH-.
Essa propriedade é de grande
importância biológica.
Ex.: HCO3
-/H2CO3 e HPO4
2-/H2PO4
3-
 controlam o pH no sangue.
• cada solução-tampão atua em um
pH diferente;
• para calcularmos esse valor de pH,
a concentração do ânion do sal ou
a concentração do ácido usamos a
equação de Henderson-
Hasselbach:
[ácido]
sal] do [ânion
logpKapH
ou
sal] do [ânion
[ácido]
loglogK]log[H a

 
Solução - tampão
• A primeira teoria sobre
indicadores de pH foi elaborada
por Wilhelm Ostwald (em 1894),
tendo como base a teoria da
dissociação eletrolítica iônica dos
indicadores.
• W. Ostwald é considerado o pai da
físico-química. Recebeu o Nobel de
Química de 1909 por seu trabalho
sobre catálise.
• Ele também desenvolveu um
processo de fabricação de ácido
nítrico por oxidação do amoníaco:
• 4 NH3 + 5 O2 → 4 NO + 6 H2O
• 2 NO + O2 → 2 NO2
• 3 NO2 + H2O → 2 HNO3(aq) + NO
Imagem: Autor desconhecido/ Disponibilizado pelo usuário Stefi/ 
United States Public Domain
Indicadores de pH
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• Para Ostwald, em sua “teoria
iônica dos indicadores”, os
indicadores são bases ou ácidos
fracos cuja cor das moléculas não
dissociadas difere da cor dos
respectivos íons;
• São substâncias químicas que
fornecem indicação visual
dependendo da acidez (pH) do
meio;
• São usados atualmente tanto em
solução aquosa quanto em outras
apresentações (papel indicador,
por exemplo).
Indicador
Intervalo de Viragem 
em unidades de pH
Mudança de cor de 
ácido para base
Alaranjado de metila 3,1 a 4,6
Vermelho para 
amarelo alaranjado
Verde de 
bromocresol
3,8 a 5,4 Amarelo para azul
Vermelho de metila 4,2 a 6,3
Vermelho para 
amarelo
Azul de bromotimol 6,0 a 7,6 Amarelo para azul
Vermelho de fenol 6,6 a 8,6
Amarelo para 
vermelho
Fenolftaleína 8,0 a 9,8
Incolor para 
vermelho
Timilftaleína 9,8 a 10,6 Incolor para azul
Indicadores de pH
EXERCÍCIOS
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Determinação do pH
Por exemplo, a água pura é uma solução que apresenta, a 25ºC, as concentrações 
de ambos os íons iguais a 1 . 10-7 mol/L. Assim, vejamos como calcular o pH e o 
pOH da água:
[H+] = [OH-] = 1 . 10-7 mol/L
pH = - log [10-7] pOH = - log [10-7-]
pH = - log [10-7] pOH = - log [10-7]
pH = - (-7) pOH = - (-7)
pH = 7 pOH = 7
Ex.1) Ao analisar um determinado suco de tomate, a 25°C, um técnico determinou 
que sua concentração hidrogeniônica era igual a 0,001 mol / L. Assim o pH desse 
suco de tomate é de:
a) 2. 
b) 3.
c) 4. 
d) 9. 
e) 11. 
1 - Os sistemas químicos baseiam-se em algumas características. Os sistemas 
ácidos caracterizam-se pela liberação de íon hidrônio,H3O
1+
(aq). Os sistemas básicos 
baseiam-se na liberação de íon hidroxila, OH -(aq). A tabela a seguir mostra a 
característica de alguns sistemas.
Considerando os sistemas citados, 100% ionizados, julgue os itens abaixo.
0. Todos os sistemas são formados por substâncias ácidas.
1. O pOH da saliva é igual a 6.
2. O vinagre é mais ácido que a clara de ovo.
3. O pH do vinagre é igual a 3.
4. Acrescentando uma gota de vinagre a uma gota de saliva, a solução se tornará 
neutra.
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2 - A concentração hidrogeniônica do suco de limão puro é 10-3 mol/L. Qual o pH de 
um refresco preparado com 20 mL de suco de limão e água suficiente para completar 
200 mL?
a) 2,5
b) 3,0
c) 3,5
d) 4,0
e) 4,5
3 - Considere uma solução 0,01 mol . L1- de um monoácido forte genérico HA e 
indique a alternativa correta
a) O pH é igual a 1.
b) O pH é menor que 1.
c) O pH é maior que 1.
d) [HA] é muito maior que [A-].
e) [A-] = 0,1 mol . L1-.
4 - Indique se as afirmativas a seguir são verdadeiras ou falsas. Considere a 
temperatura de 25ºC e KW = 1 . 10
-14.
a) Uma solução com [H+] > 1 . 10-7 mol . L-1 apresenta pH > 7.
b) Uma solução com [H+] > 1 . 10-7 mol . L-1 apresenta caráter ácido.
c) Uma solução de hidróxido de sódio (base forte) apresenta pH maior que 7, 
qualquer que seja sua concentração.
d) Uma solução de ácido sulfúrico (ácido forte) apresenta pH menor que 7, qualquer 
que seja sua concentração.
e) Uma solução de pH = 9 apresenta concentração de OH- = 1 . 10-5 mol . L-1.