TÓPICO 2 - Equilíbrio ácido-base

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Curso: Engenharia Ambiental 
 
Disciplina: Química Analítica 
 
 
TÓPICO 2 - Equilíbrio ácido-base 
 
Profª. Drª. Elisandra Scapin 
2 
Equilíbrios Importantes em Química Analítica 
- 
3 
Equilíbrio Ácido-base - Dissociação De Ácidos 
 
Ácidos e Bases de Brønsted-Lowry 
 
Brønsted e Lowry classificaram os ácidos como doadores de 
prótons e as bases como receptores de prótons. 
 
 O HCl é um ácido (doador de próton) - aumenta a [H3O
+] na 
água: 
Essa definição pode ser estendida a solventes não aquosos e 
igualmente para a fase gasosa: 
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Ácidos e Bases Conjugados 
5 
pH 
 
A constante de autoprotólise para a água tem o 
símbolo especial Kw, onde o subscrito w 
significa água (do inglês “water”) 
Lembre-se de que a 
H2O (o solvente) 
éomitido da constante 
de equilíbrio. 
O valorde K = 1,0 × 
10−14 a 25°C é 
suficientemente exato 
para os objetivos deste 
curso. 
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pH é o logaritmo negativo da concentração de H+: 
8 
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Ácidos e Bases Fracos 
 
Todos os ácidos fracos, representados por HA, reagem com a 
água doando um próton para a H2O: 
 
A constante de equilíbrio é representada por Ka - constante de 
dissociação do ácido. 
 
Ácido fraco - se dissocia apenas parcialmente em água - Ka é 
“pequeno” para um ácido fraco. 
 
Bases fracas, B, reagem com água, retirando um próton da H2O: 
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Ex.: O ácido acético é um ácido fraco típico. 
Os ácidos carboxílicos em sua maioria são ácidos fracos, e a 
maioria dos ânions carboxilatos são bases fracas. 
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A metilamina é uma base fraca. 
 
 
 
 
 
As aminas são bases fracas e os íons amônio são ácidos fracos. 
 
A “mãe” de todas as aminas é a amônia, NH3. 
 
Quando uma base como a CH3NH2 reage com água, o produto é 
um ácido conjugado - o íon metilamônio é um ácido fraco: 
 
 
 
O íon metilamônio é o ácido conjugado da metilamina. 
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O cloreto de metilamônio é um ácido fraco porque 
 
1. Ele se dissocia em CH3NH3
+ e Cl-. 
 
2. O CH3NH3
+ é um ácido fraco, sendo conjugado do 
CH3NH2, uma base fraca. 
 
3. O Cl- não tem propriedades alcalinas. Ele é conjugado 
do HCl, um ácido forte. 
 Isto é, o HCl se dissocia completamente. 
 
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Quanto mais fraco um ácido, menor será sua constante de 
dissociação. 
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Ácidos e Bases Polipróticos 
 
Ácidos e bases polipróticos são compostos que podem doar ou 
receber mais de um próton. 
 
Ex.: O ácido oxálico é diprótico, e o íon fosfato é tribásico: 
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H2SO3 
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Relação entre Ka e Kb 
 
Existe uma relação muito importante entre Ka e Kb para um par 
ácido-base conjugado em solução aquosa. 
 
Podemos obter esse resultado com o ácido HA e sua base 
conjugada A–. 
 
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Constantes de Dissociação para Pares Ácido-Base Conjugados 
 
20 
Exemplo: Qual o valor de Kb para o equilíbrio? 
 
Ka para o HCN= 6,2  10 
-10 
CN- + H2O HCN + OH
- 
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Para um ácido diprótico, podemos obter relações entre cada um dos 
dois ácidos e suas bases conjugadas: 
 
 
 
 
 
 
Os resultados finais são: 
 
Relação geral entre Ka e Kb 
 
 
 
Para um ácido triprótico: 
22 
De uma forma geral: 
23 
24 
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Constantes de Dissociação para Ácidos Fracos 
Ex.: Calcule a concentração de íon hidrônio presente em uma 
solução de ácido nitroso 0,120 mol/L. 
Se 
Logo: 
Como: 
Tem-se: 
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Qual é a concentração de cada espécie derivada do soluto numa 
solução de ácido acético 0,50 mol/L? 
Resolução: 
 
 
Onde Ka = 1,8 x 10
-5 (tabelado) 
Soluto Concentração 
Inicial (Mol/L) 
Variação na 
concentração (mol/L) 
Concentração no 
equilíbrio (Mol/L) 
HC2H3O2 0,50 -X 0,50 - X 
H+ 0 +X X 
C2H3O2
- 0 +X X 
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Como o ácido é bastante fraco (Ka pequeno) admitimos que 
o número de mols de ácido dissociados por litro é pequeno 
em comparação com o número de mols presentes: 
 
 
Se x << 0,50 então: 
e confirmando que a 
suposição é correta temos: 
28 
 → 
Se não temos certeza da força do ácido, podemos resolver o 
problema de outra forma: 
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Ex.: Calcule a concentração de íon hidrônio em uma solução 
de cloreto de anilina, C6H5NH3Cl, 2,0x10
-4 mol/L. 
Em solução aquosa a dissociação do sal para formar Cl- e 
C6H5NH3
+ é completa: 
30 
Ou: 
Considerando que: 
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Ex.: Calcule a concentração de íons hidróxido presentes em 
uma solução de NH3 0,075 mol/L. 
NH4
+ e NH3 são provenientes da solução de concentração 
0,0750 molL-1. Logo 
[NH4
+] + [NH3] = cNH3 = 0,0750 molL
-1 
Substituindo [NH4
+] por [OH-] e reescrevendo: 
[NH3] = 0,0750 molL
-1 – [OH-] 
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E considerando: 
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Ex.: Suponha que 0,10 mol de NH3 é adicionado a 1 litro de NaOH 
0,10 mol/L. Qual é a concentração de íons NH4
+ se o volume de 
solução permanece inalterado? 
→ → 
-Se x << 0,10, então (0,10 + x )~ 0,10 
-A suposição foi justificada, assim: 
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Considerando: 
Calcule o pH de uma solução de 0,20 mol/L de HCN. (Ka para 
o HCN é 4,9 x 10-10) 
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Ácidos e Bases Fortes 
 
O que pode ser mais simples do que calcular o pH de uma solução 
de HBr 0,10 M? O HBr é um ácido forte, de modo que a reação 
 
 
 
ocorre de forma completa, e a concentração de H3O
+ é 0,10 M. 
 
Assim: 
 
 
Como calcular o pH de uma solução de KOH 0,10 M? 
 
O KOH é uma base forte (ele está completamente dissociado), logo 
[OH−] = 0,10 M. 
 
Se Kw = [H+][OH−] 
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De uma forma muito 
simples: 
O Dilema 
 
Até agora, tudo parece bem simples. Entretanto, podemos perguntar: 
“Qual é o pH de uma solução de KOH 1,0 × 10−8 M?” 
 
 
 
Entretanto, como a base KOH pode produzir uma solução ácida (pH < 
7)? Isso é impossível. 
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A Solução do Problema 
 
Obviamente, existe alguma coisa errada: não consideramos a 
contribuição dos íons OH− provenientes da dissociação da água. 
 
Na água pura, [OH−] = 1,0 × 10−7 M - é maior que a quantidade de KOH 
adicionada à solução. 
 
Recorrendo ao tratamento sistemático do equilíbrio: 
38 
39 
Porém é necessário ter alguns 
cuidados 
 
Existem 3 regiões distintas: 
 
1. Quando a [conc.] é “alta” (≥10−6M), o pH 
é calculado considerando-se apenas o H+ 
ou OH− adicionado. Isto é, o pH de uma 
solução de KOH 10−5 M é 9,00. 
 
2. Quando a [conc.] é “baixa” (≤ 10−8 M), o 
pH é 7,00. Não adicionamos ácido ou base 
suficiente para afetar significativamente o 
pH da própria H2O. 
 
3. Em [conc.] intermediárias de 10−6 a 
10−8M, os efeitos da dissociação da H2O e 
do ácido, ou da base, adicionado são 
equivalentes. 
Valores de pH, calculados para 
concentrações diferentes de uma 
base forte ou de um ácido forte, 
dissolvidos em água. 
40 
Somente na região 3 (10−6 a 
10−8M) é necessário fazer um 
cálculo de equilíbrio sistemático. 
 
A região 1 é o único caso prático. 
 
A menos que você consiga 
proteger uma solução de KOH 10−7 
M do contato com o ar, o pH da 
solução será controlado pelo CO2 
dissolvido, e não pelo KOH. 
Valores de pH, calculados para 
concentrações diferentes de uma 
base forte ou de um ácido forte, 
dissolvidos em água. 
Grau de dissociação: 
 
O grau de dissociação, α, é a fração do ácido que se encontra 
na forma de A-: 
 
Exemplo: 
Fração de Dissociação 
de um ácido: 
Para o ácido o-hidróxibenzóico 0,050 M, tem-se: 
Isto é: o ácido está 14% dissociado numa concentração 
formal de 0,050M. 
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Tampões: 
 
Um tampão consiste em uma mistura de um ácido e sua base 
conjugada. 
 
É preciso ter quantidades comparáveis de ácido e base 
conjugados para exercer uma ação tamponante significativa. 
 
Uma solução tamponada resiste a mudança de pH quando 
ácidos ou bases são adicionados ou quando ocorre uma 
diluição. 
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Equação de Henderson-Hasselbalch 
 
A equação central para tampões é a Equação de Henderson-
Hasselbalch: uma forma rearranjada da expressão da 
constantede equilíbrio Ka. 
pH pKa 
Equação de Henderson-Hasselbalch: 
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A Equação de Henderson-Hasselbalch nos mostra o pH de uma 
solução, desde que saibamos a razão entre as concentrações 
do ácido e da base conjugados, bem como o pKa do ácido. 
 
Se uma solução é preparada a partir da base fraca B e de seu 
ácido conjugado a equação é análoga: 
Ex.: “tris” = tris(hidroximetil)aminometano. 
pKa aplica-se a 
este ácido 
“tris” 
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Como o Ka do ácido fórmico é muito maior que o Kb do formiato  a 
solução é ácida e o Ka vai determinar a [H3O
+], logo: 
Substituindo na equação: 
Observe que as suposições: [H3O
+]  cHCOOH e que 
 [H3O
+]  cHCOO- são válidas, logo: 
pH = -log( 7,20 x 10-5) = 4,14 
Exemplo: Qual o pH de uma solução que é 0,400 molL-1 em ácido 
fórmico e 1,00 molL-1 em formiato de de sódio. 
1,0 
0,4 
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Hipoclorito de sódio (NaOCl), o ingrediente ativo de quase todos 
os alvejantes, foi desenvolvido em uma solução tamponada em 
pH 6,20. Encontre a razão 
[OCl-]/[HOCl] nesta 
solução. 
pKa = 7,53 para o 
ácido hipocloroso, 
HOCl 
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Exemplo: encontre o pH de uma solução preparada pela 
dissolução de 12,43g de tris (PM 121,136) mais 4,67g de tris 
cloridrato (PM 157,597) em 1L de água. 
 
1) Calcular as concentrações de B e BH+: 
 
[B]= 12,43g/121,136mol= 0,1026M 
 
[BH+]= 4,67g/157,597mol= 0,0296M 
 
Calculando temos: 
 
pH = pKa + log ([B]/[BH+]) = 8,075 + log(0,1026/0,0296)= 8,61 
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Em uma solução tampão, o volume da solução é irrelevante, 
porque o volume é cancelado no numerador e no 
denominador do termo logaritmo. 
Ex.: Se adicionarmos 12mL de HCl 1,00M à solução usado no 
exemplo anterior, qual será o novo pH? 
-Qdo um ácido forte á adicionado a uma base fraca, ambos 
reagem completamente para produzir BH+ 
 
- n°mol de HCl: M(mol/L) x V(L) = 1mol/L x 0,012L = 0,012mol de H
+ 
49 
O exemplo mostra que o pH de um tampão não se modifica 
muito quando é adicionada uma quantidade limitada de um 
ácido ou base forte. 
-Esta qtidade de H+ consumirá 0,012 mol de B para criar 0,012mol de BH+: 
B + H+ BH+ 
Tris do HCl 
Número de Moles iniciais: 0,1026 0,0120 0,0296 
Número de Moles finais: 0,0906 - 0,0416 
(0,1026 - 0,0120) (0,0296 + 0,0120) 
pH = pKa + log 
N° de moles de B 
N° de moles de BH+ 
pH = 8,075 + log 
0,0906 
0,0416 
= 8,41 
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Um tampão resiste a mudanças de pH porque o ácido ou 
a base forte é consumido por B ou BH+. 
 
Por exemplo: 
 
-Se adicionarmos HCl ao tris, B será convertido em BH+. 
 
-Se adicionarmos NaOH ao tris, BH+ será convertido em 
B. 
Quantos mililitros de NaOH 0,50 M devem ser adicionados a 10,0 g 
de tris cloridrato para alcançar um pH de 7,60 em um volume final de 
250 ml? 
Nº de moles de tris cloridrato = 10/157,596 = 0,063 
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Referências Bibliográficas: 
 
1. HARRIS, D. C. Análise Química Quantitativa. 8ª Edição., Rio de Janeiro, 
Editora Livros Técnicos e Científicos S. A., 2012. 
 
2. SKOOG, D. A.; West, D. A.; Holler, F. J.; Crouch, S. R.; Fundamentos de 
Química Analítica, 9ª Edição, Editora Thomson, 2014. 
 
3. VOGEL, A. I. Analise Química Quantitativa. 6 ed. Rio de Janeiro: Livros 
Técnicos e Científicos. 2002. 
 
4. BACCAN, N. Química Analítica Quantitativa Elementar. São Paulo: Edgard 
Blücher. 2001.