Fundamentos química analítica farmacêutica

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Fundamentos da Química Analítica Farmacêutica
Aula 05: Equilíbrio Ácido-Base: De�nições e Produto iônico da
água
Apresentação
Nas aulas anteriores, estudamos equilíbrio químico e as condições cinéticas e termodinâmicas que uma reação apresenta
ao alcançá-lo. A partir de agora focaremos nossas atenções em aplicar todos os conceitos que aprendemos sobre o
equilíbrio químico em reações que acontecem em meio aquoso.
Nesta aula, estudaremos teorias que de�nem as substâncias como ácidas e básicas, principalmente em soluções
aquosas. Veremos também o equilíbrio de auto-protólise da água e a classi�cação da acidez e basicidade das soluções
aquosas por meio das medidas das concentrações de íons prótons [H O ] e íons hidroxila [OH ].3 + -
Objetivos
Analisar as principais teorias de ácido e base e suas aplicações;
Examinar o produto iônico da água e escala de pH;
Determinar o pH de soluções de ácidos e bases fortes.
Fonte: Shutterstock
Teorias de ácido e base:
Conceitos e aplicações
Substâncias ácidas e básicas estão presentes em grande
parte dos produtos que consumimos no nosso dia-a-dia,
desde os alimentos até os produtos de limpeza e higiene.
O vinagre, por exemplo, contém o ácido acético que confere
a ele um sabor e um odor característicos. Já a soda
cáustica que utilizamos para desentupir pias é uma base
forte e corrosiva, o hidróxido de sódio.
Quando olhamos para os sistemas vivos, percebemos que
sua constituição e funcionamento dependem de moléculas
com características ácidas e básicas, tais como os
aminoácidos, que constituem as proteínas e os ácidos
nucléicos que são as unidades básicas para a formação do
DNA e do RNA.
Outros fenômenos �siológicos envolvem substâncias ácidas, como por exemplo o ciclo de Krebs (ou ciclo do ácido cítrico).
Ainda podemos destacar que a maioria dos fármacos são ácidos ou bases. Quando são ingeridas, o caráter ácido-base dessas
substâncias in�uencia diretamente na maneira como serão absorvidas, distribuídas, metabolizadas e eliminadas pelo
organismo.
Saiba mais
Ácidos e bases estão, certamente, entre as mais importantes classes de substâncias da química. Desde os primeiros
experimentos da química, os ácidos e as bases eram conhecidos e diferenciados por suas características. Eram usados
inclusive parâmetros sensoriais: Os ácidos eram reconhecidos como compostos com sabor ácido, e, as bases, substâncias
com sabor adstringente ou amargo.
Diferentes cientistas propuseram de�nições para o comportamento das substâncias ditas como ácidos e bases, que foram
chamadas de “teorias”. É importante destacar que não existe uma teoria mais certa e que todas as de�nições ácido-base são
compatíveis umas com as outras, respeitando suas limitações.
Outro ponto que precisamos destacar é que, para cada teoria, os comportamentos dos ácidos e das bases são exatamente
opostos e complementares, o que possibilita a reação dessas espécies entre si, “neutralizando” o efeito uma da outra.
Vamos conhecer a partir de agora duas das principais teorias de ácido-base: A Teoria de Arrhenius e a teoria de Brönsted-
Lowry. Ambas são muito utilizadas no âmbito da química analítica.
Atenção
Lembre-se de que elas não são as únicas e nem conseguem responder isoladamente a todas as questões relacionadas ao
comportamento ácido-base das moléculas. Ao aprender sobre elas, você poderá identi�car a de�nição de ácido ou base que
melhor se aplica ou explica mais adequadamente uma situação da química.
Teoria de Arrhenius
Em 1887, o químico Svante Arrhenius apresentou sua de�nição para ácidos e bases como parte de seus estudos a respeito da
dissociação eletrolítica.
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Toda substância que, em meio aquoso, é capaz de produzir íons H (chamaremos este íon daqui por diante de próton).
O cloreto de hidrogênio (HCl) é um gás com alta solubilidade em água. Quando borbulhamos HCℓ gasoso em um
recipiente com água, a seguinte reação acontece:
Podemos representar íon H+, em solução aquosa, como 𝐻 ou 𝐻 𝑂 (íon hidrônio). Apesar da
denotação 𝐻 ww ser bastante utilizada por sua simplicidade, representar o próton hidratado
como 𝐻 𝑂 se adequa melhor a realidade pois, de fato, o H em água líquida não está livre e sim
associado à uma molécula de água.
Isso se justi�ca pelo fato de ser uma partícula muito pequena e com carga positiva e susceptível a interagir com qualquer
espécie que apresente alta densidade eletrônica – no caso da água, os pares de elétrons isolados do átomo de oxigênio.
Outros exemplos de ácidos de Arrhenius: HI (ácido iodídrico), HNO (ácido nítrico), H SO , (ácido sulfúrico) CH COOH
(ácido acético).
Ácido 
+
HC   +  Cl(g) −→
oH2
H +
(aq)
l−
(aq)
+
(𝑎𝑞) 3
+
(𝑎𝑞)
+
(𝑎𝑞)
3
+
(𝑎𝑞)
+
3 2 4 3
Toda substância que, em meio aquoso, é capaz de produzir íons OH (íon hidróxido ou hidroxila).
Os hidróxidos de metais alcalinos, alcalinos terrosos e amônia são exemplos de bases de Arrhenius. Eles são compostos
com caráter iônico que, quando dissolvidos em água, liberam cátions dos metais e geram íons hidroxila (OH ).
Veja alguns exemplos de dissociação de hidróxidos:
A reação entre um ácido e uma base de Arrhenius é a típica reação de neutralização, que tem como resultado a formação
de sal e água. Veja o exemplo:
𝑁𝑎𝑂𝐻 + 𝐻𝐶𝑙 ⟶ 𝑁𝑎 + 𝐶𝑙 + 𝐻 𝑂
Podemos dizer que a reação de neutralização acontece, na verdade, entre o H liberado pelo ácido e pela OH liberada pela
base, gerando H O. O cátion metálico proveniente do hidróxido e o ânion proveniente do ácido formarão o sal (neste caso,
NaCl).
A teoria de Arrhenius foi um marco importante da química do século XIX, pois possibilitou a interpretação de várias
situações químicas que eram conhecidas na época e serviu como base para o desenvolvimento de diferentes linhas de
pesquisa, inclusive da química analítica.
Entretanto, limita o equilíbrio ácido e base apenas ao meio aquoso (em alguns poucos casos, a teoria se aplica a outros
solventes).
Base 
-
-
NaO N   +  OH(s) −→
oH2
a+
(aq)
H −
(aq)
Ca C   +  2O(OH)2(s) −→
oH2
a2+(aq) H
−
(aq)
(𝑎𝑞) (𝑎𝑞)
+
(𝑎𝑞)
-
(𝑎𝑞) 2 (𝑙)
+ -
2
Teoria de Brönsted-Lowry (Teoria protônica)
A teoria protônica foi proposta independentemente pelo químico dinamarquês Johannes Brönsted (1874-1936) e pelo químico
inglês Thomas Lowry (1874-1936). Por isso, é conhecida como Teoria de Brönsted-Lowry. Esta teoria baseia-se na
transferência de próton entre um ácido e uma base. Sendo assim:
1
Ácido
Qualquer espécie capaz de doar um H+ para uma outra
substância.
2
Base
Qualquer espécie capaz de receber um H .+
Voltando ao exemplo da dissolução do gás HCl em água, podemos perceber que o HCl (ácido de Brönsted-Lowry) doa H+ para
a molécula H O (base de Brönsted-Lowry), formando hidrônio (𝐻 𝑂 ) e íon cloreto (Cl ).
Agora, vamos pensar na dissolução da NH gasosa em água. Neste caso, a amônia está em solução aquosa, a água (ácido de
Brönsted-Lowry) doa próton para a amônia (base de Brönsted-Lowry). Como produto desta reação, temos a formação do íon
amônio (NH ) e íon hidroxila (OH ).
Esta reação é representada na equação abaixo:
2 3
+
(𝑎𝑞)
-
+ →   +  CHCl(g)
ÁCIDO
H2O(l)
BASE
H3O
+
(aq)
l−
(aq)
3
+
4
-
+   → N   +  O H2O(l)
ÁCIDO
NH3(g)
BASE
H +
4(g)
H −
(aq)
Atenção
Veja que, nos dois exemplos citados acima, o ácido clorídrico e a amônia se enquadram nas de�nições de ácido e base de
Arrhenius e de Brönsted-Lowry. Isso porque o ácido clorídrico é uma espécie que, em meio aquoso, produz H e também é
capaz de doar H para uma espécie aceptora.
De forma análoga, a amônia quando dissolvida em água produz íons OH e é capaz de receber H de uma espécie doadora.
+
+
- +
Uma vez que a ideia principal da teoria de Brönsted-Lowry é a transferência, podemos prever reações entre ácidos e bases de
Brönsted-Lowry em outro meio que não o aquoso, como, por exemplo, a reação entre HCl e NH no estado gasoso. Veja na
equação abaixo:
Agora, vamos destacar algumas características químicas e estruturais dos ácidose bases de Brönsted-Lowry:
3
HC   +  N →  N Cl(g) H3(g) H
+
4 l
−
(s)
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Os ácidos de Brönsted-Lowry, necessariamente, precisam ter em sua estrutura química pelo menos um hidrogênio que
possa ser doado na forma de H (como os átomos de hidrogênio nas moléculas da água e do ácido clorídrico);
Os ácidos 
+
As bases de Brönsted-Lowry, necessariamente, precisam apresentar elétrons livres para se ligar ao íon H . Neste caso, as
bases de Brönsted-Lowry são ânions (por exemplo: OH , NO , O ) ou moléculas neutras que tenham em sua estrutura
pelo menos um átomo com pares de elétrons isolados (como é o caso do átomo de oxigênio na molécula de água e o
átomo de nitrogênio na molécula de amônia).
As bases 
+
- -
3
-
2
Fonte: Shutterstock
Você deve ter reparado que a água atua como ácido quando
reage com NH , e como base quando reage com HCl. Isso
porque a molécula de água apresenta átomos de hidrogênio
que podem ser liberados na forma de H e pares de elétrons
isolados no átomo de oxigênio.
As substâncias que apresentam características tanto de
ácido quanto de base de Brönsted-Lowry são denominadas
an�próticas ou Anfóteras.
Quando uma substância an�prótica reage com uma
substância que tem caráter mais básico do que ela, se
comportará como um ácido, doando íons H . Porém,
quando é combinada com uma molécula que tem um
caráter mais ácido do que o seu, atuará como uma base de
Brönsted-Lowry, recebendo íons H proveniente da espécie
ácida.
3
+
+
+
Pares Conjugados
Vamos pensar agora em uma reação reversível entre um ácido e uma base de Bronsted-Lowry. Observe atentamente a reação
genérica a seguir entre o ácido genérico HA e a água, nos dois sentidos:
No sentido da reação direta, o HA é o ácido e H O é a base de Bronsted-Lowry. À medida que o HA cede um próton para a
molécula de água, gera uma espécie aniônica (A ) que tem capacidade de receber prótons, ou seja, tem comportamento de
base.
De forma análoga, quando a molécula de água recebe um próton, dará origem a uma espécie capaz de doar prótons, ou seja,
um ácido.
Nas reações de ácido e base de Bronsted-Lowry:
- Quando o ácido transfere um próton para a base, dá origem a uma espécie com capacidade de aceitar próton, denominada
base conjugada; 
- Quando uma base recebe um próton do ácido, dá origem a uma espécie doadora de prótons, denominada ácido conjugado.
2
-
Atenção
Os conjuntos formados pelo ácido e sua base conjugada e pela base com seu ácido conjugado são determinados pares
conjugados. Um ácido e uma base de um par conjugado se diferem apenas pela presença de um H a mais na espécie ácida.+
Força relativa entre ácidos e bases de Bronsted-Lowry
Agora que nós já compreendemos a formação de pares conjugados nas reações entre ácidos e bases de Brönsted-Lowry,
gostaria que você pensasse sobre as seguintes questões:
Será que ácidos diferentes possuem a mesma capacidade de transferir prótons para uma
base?
E será que toda base é capaz de receber prótons da mesma maneira?
A resposta para ambas as perguntas é não!
O caráter ácido ou básico varia de uma substância para outra. Porém, quando comparamos a capacidade ácido-base de pares
conjugados, observamos um padrão:
1
Quanto maior a capacidade de um ácido de doar prótons,
menor será a tendência de sua base conjugada de aceitar
prótons;
2
Quanto maior a capacidade de uma base de aceitar
prótons, menor será a tendência de seu ácido conjugado de
doar prótons.
Vamos denominar a capacidade (ou facilidade) de uma espécie em doar ou aceitar prótons como a sua força.
Assim, 
Quanto mais forte o ácido, mais fraca a sua base conjugada. 
Quanto mais fraco o ácido, mais forte a sua base conjugada. 
Quanto mais forte a base, mais fraco o seu ácido conjugado. 
Quanto mais fraca a base, mais forte o seu ácido conjugado.
Na Figura 1 ao lado, observe a relação entre a força de alguns pares conjugados.
Legenda: acids (protons sources) = ácidos (doador de
prótons); bases (protons sinks) = bases (aceptores de
prótons); strong acids (cannot exit in water) = ácidos fortes
(não podem existir em água); weak acids = ácidos fracos;
weak bases = bases fracas; Strong bases (cannot exit in
water) = bases fortes (não podem existir em água)
Figura 1: Força relativa de pares conjugados | Fonte: Commons
É importante destacar que, quando conhecemos a força de um ácido ou de uma base, podemos prever a tendência de receber
ou doar prótons de seu par conjugado.
Pensando nisso, podemos distinguir os ácidos e, consequentemente, suas bases conjugadas, de acordo com a capacidade de
transferência de prótons para a molécula da água.
javascript:void(0);
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São substâncias que transferem “completamente” seus prótons para a água, pois têm muita facilidade em transferir H .
Sendo assim, a base conjugada dessas espécies tem capacidade desprezível de receber prótons. Como exemplo,
podemos citar o par conjugado HCl/Cl .
O HCl é um ácido muito forte. Em solução aquosa, ele se ioniza completamente, transferindo todos os seus prótons para
as moléculas de água. O Cl , por outro lado, é uma espécie com caráter básico insigni�cante. Em uma solução aquosa de
ácidos fortes encontramos pouquíssima ou nenhuma molécula do ácido não ionizado.
Ácidos Fortes 
+
-
-
São espécies que se ionizam parcialmente, ou seja, nem todas as moléculas do ácido transferem prótons para a água.
Neste caso, as bases conjugadas formadas possuem capacidade (ainda que reduzida) de aceitar prótons.
A solução aquosa de ácidos fracos são, na verdade, uma mistura dos pares conjugados (ácido não-ionizado e sua base
conjugada). No vinagre, por exemplo, encontramos uma mistura de ácido acético (CH COOH) e acetato (CH COO ), sua
base conjugada.
Ácidos fracos 
3 3
-
Nestes casos, a substância possui acidez insigni�cante em água, apesar de apresentar em sua estrutura átomos de
hidrogênio. As bases conjugadas destes tipos de compostos são muito fortes, e quando entram em contato com a água
formam instantaneamente íons OH . Veja como exemplo a reação do íon óxido (O2 ) com a água:
Substância com hidrogênio não-ionizável 
- -
  →  +   OO2−(aq) H2
BASE
(forte)
 2 OH−(aq)
ÁCIDO  CONJUGADO
(capacidade  ácida desprezível)
Atenção
Quando se trata de equilíbrio aquoso, o íon hidrônio (H O ) é o ácido mais forte e o íon hidroxila (OH ) é a base mais forte. Isso
porque ácidos mais fortes do que a água reagem com ela para formar íons hidrônio. Por outro lado, bases mais fortes do que a
água “capturam” prótons, formando íons hidroxila. Chamamos este fenômeno de efeito nivelador.
3
+ -
Autoionização e o produto iônico da água
Vimos que a água é uma substância anfótera ou an�prótica, ou seja, ela pode atuar como ácido ou como base de Bronsted-
Lowry. Partindo deste conceito, podemos conceber que, em uma reação entre duas moléculas de água, uma delas pode doar
H , atuando como ácido, e a outra pode receber H , atuando como uma base.
Esse processo é denominado autoionização ou autoprotólise da água.
+ +
 Figura 2: Ilustração da reação de autoprotólise da água | Fonte: Wikiwand
Atenção
O fenômeno de autoprotólise não acontece exclusivamente com a água. Qualquer substância que apresente propriedade
an�prótica pode sofrer autoionização.
É importante destacar que as reações diretas e inversas de autoionização da água acontecem muito rapidamente. Por isso, a
molécula não �ca muito tempo ionizada. Na verdade, estima-se que apenas 2 em cada 1 bilhão de moléculas de água se
encontram ionizadas em determinado momento!
Vamos agora aplicar nossos conhecimentos sobre equilíbrio químico na equação de autoionização da água. A expressão da
constante de equilíbrio é descrita como:
  =Kc
[ ] . [O ]H3O+ H−
[ O] . [ O]H2 H2
Podemos eliminar o termo [𝐻 𝑂].[𝐻 𝑂], uma vez que, ao escrevermos a expressão da constante de um equilíbrio, não são
consideradas as concentrações das espécies sólidas e os líquidos puros (que é o caso da água nesta reação). Logo:
2 2
  = [ ].   [O ]Kc H3O
+
H
−
javascript:void(0);
Como esta constante é especí�ca para reação de autoprotólise da água, vamos usar a denotação K em vez K . A 25°C, K é
1,0 . 10 e é também conhecida como produto iônico da água.
A água pura ou em qualquer solução em que as concentrações de [𝐻 𝑂 ] 𝑒 [𝑂𝐻 ] são iguais é neutra. Entretanto, na maioria
dos casos, as concentrações de [𝐻 𝑂 ] 𝑒 [𝑂𝐻 ] são diferentes.
Quando a concentração de uma dessas espécies aumenta, a concentração da outra diminui, a �m de que o equilíbrio químico
seja alcançado. Em regra geral, de acordo com a espécie em excesso, as soluções aquosas podem ser classi�cadas como:
w c w
-14
3
+ −
3
+ −
- Ácida, quando [H O ] > [OH ] 
- Básica, quando [H O ] < [OH ] 
- Neutra, quando [H O ] = [OH ]
3
+ -
3
+ -
3
+ -
Atenção
É possível calcularmos a concentração de H O se a concentração de OH for conhecida, assim como é possível determinar a
concentração de OH se a concentração for de H O . Para isso, utilizamos a expressão e o valor da constante K .
3
+ -
-
3
+
w
Exemplo
Calcule a concentração molar de OH em uma solução de ácido clorídrico 0,01 M, a 25 °C.
Solução: 
O ácido clorídrico, em solução aquosa, sofre ionização praticamente completa. Sendo assim, a concentração inicial de HCl será
igual à concentração de H O e Cl no equilíbrio:
𝐻𝐶𝑙 + 𝐻 𝑂 ⟶ 𝐻 𝑂 + 𝐶𝑙
Utilizando a expressão de K , temos: 𝐾 =[𝐻 𝑂 ]. [𝑂𝐻 ]= 1 . 10
Substituímos, então, a concentração de H O na expressão de: 𝐾 =[0,01]. [𝑂𝐻 ]= 1 . 10
-
3
+ -
(𝑔) 2 (𝑙) 3
+
(𝑎𝑞)
−
(𝑎𝑞)
HCl 𝐻 𝑂 𝐻 𝑂 𝐶𝑙
Concentração inicial 0,01 M - 0 0
Variação Consumido ≈ 0,01M - Produzido ≈ 0,01M Produzido ≈ 0,01M
Concentração no equilíbrio ≈ 0,0 - 0,01 0,01
2 (𝑙) 3
+
(𝑎𝑞)
−
(𝑎𝑞)
w 𝑤 3
+ − −14
3
+
𝑤
− −14
[O ] =    = 1. 1 MH− 1 . 10−14
[0,01]
0
−12
Em água pura, ou em solução aquosa neutra, [H O ]= [OH ]=1,0 . 10 M.3 + − −𝟕
Escala de pH
Em soluções aquosas diluídas de substâncias ácidas ou básicas, as concentrações de H e OH são muito pequenas. Para
expressar esses valores de forma mais prática e conveniente, geralmente utilizamos a função logarítmica negativa na base 10,
representada por pX = - log [X], em que X = H (para concentração de H ) e X = OH (para concentração de OH ).
Como vimos anteriormente, em condições de neutralidade as soluções aquosas apresentam [H O ]= [OH ]=1,00 . 10 M.
Aplicando estes valores na função logarítmica negativa, podemos expressar as concentrações como:
+ -
10
+ -
3
+ − −7
pH = - log (1,00 . 10 ) = 7,00 
pOH = - log (1,00 . 10 ) = 7,00
-7
-7
Ainda que o pOH seja calculado facilmente, na prática, a acidez ou basicidade de uma solução é dada pelo valor de pH.
Observe na tabela abaixo a relação entre as concentrações de H (ou H O ) e OH+ 3 + -
Solução H (mol/L) OH (mol/L)/th> pH
Ácida > 1,0 . 10 < 1,0 . 10-7 pH<7
Neutra 1,0 . 10 1,0 . 10 pH = 7
Básica < 1,0 . 10 > 1,0 . 10 pH>7
+ -
-7
-7 -7
-7 -7
Exemplo
Vamos calcular o pH para a solução de ácido clorídrico:
pH = - log (0,01) = 2,00
Perceba que o valor de pH para esta solução é inferior quando comparada ao pH das soluções neutras. Isso se explica porque,
devido ao sinal negativo da função logarítmica, quanto maior a concentração de H menor o valor de pH.
Nós também podemos calcular pH para soluções básicas. Tomando como exemplo de uma solução cuja concentração de OH
é 0,05 mol/L, e aplicando a expressão de K , podemos calcular [𝐻 𝑂 ]:
A partir desse valor, podemos calcular pH.
pH = - log (2,00 . 10 ) = 12,70
Veja que, para as soluções básicas, conforme aumenta a concentração de OH , o pH também aumenta.
+
-
w 3
+
[ ] =      =    =  2, 00 .  10 − 13 mol/L.H3O+ Kw[ O ]H−
10−14
0,05
-13
-
Relação entre pH e Poh
Vimos no item anterior que a escala “p” nos auxilia a expressar de forma mais conveniente valores muito pequenos, o que se
enquadra bem nos valores de [H O ] e [OH ], em soluções aquosas, e para o valor de K . Assim, podemos aplicar a “escala p”
para todos os termos da expressão de K :
− 𝑙𝑜𝑔𝐾 =(−𝑙𝑜𝑔[𝐻 𝑂 ]) + (−𝑙𝑜𝑔[𝑂𝐻 ])= −log ( 1 . 10 )
Logo, 
pK = pH + pOH = 14,00
A partir dessa relação podemos veri�car que, em uma solução aquosa, o somatório do pH e do pOH será 14. Essa relação nos
fornece também uma escala de pH que varia de 0 a 14. Nela, quanto mais próximo de 0 o pH, maior [H O ] e mais ácida é a
solução. Da mesma forma, quanto mais próximo de 14, menor a [H O ] e menos ácida é a solução.
A Figura 2 apresenta a escala de pH, com as respectivas concentrações de H e OH .
3
+ -
w
w
𝑤 3
+ − −14
w
3
+
3
+
+ -
 Figura 2: Escala de pH e as concentrações de H e OH (Legenda: acidic = ácido; neutral = neutro; alkaline = básico ou alcalino; pH scale = Escala de pH.)+ -
A variação da concentração de pH em um fator de 10 resulta na variação de uma unidade de pH. Sendo assim, a concentração
de H de uma solução com pH 4 é 10 vezes menor do que a concentração de H de uma solução com 
pH = 3.
+ +
Atenção
Em soluções concentradas, o valor de pH pode extrapolar os limites da escala de pH. Por exemplo, uma solução de ácido
clorídrico 2 M apresenta pH= - 0,30.
 Ácidos e Bases Fortes
 Clique no botão acima.
A força dos ácidos e bases se baseia na extensão com que essas espécies liberam H ou OH em solução aquosa.
Ambos são considerados eletrólitos fortes.
Os ácidos fortes são espécies que se ionizam completamente em meio aquoso. Os exemplos mais comuns de ácidos
forte são: HCℓ, HI, HBr, HCℓO , HCℓO , HNO e H SO .
Usando como exemplo uma solução de HCℓ 0,04 M, vamos aprender como se calcula o pH de soluções de ácidos
fortes. Como essas espécies se ionizam completamente, no equilíbrio, praticamente todo ácido é ionizado para formar
H e sua base conjugada. Ou seja, [HCℓ] = [H O ] = 0,04 M. O pH dessa solução será calculada por:
pH = -log (0,04) = 1,40
Quando se tratar de ácidos polipróticos fortes, como H SO , por exemplo, a [H O ] deve ser calculada
multiplicando-se a concentração inicial do ácido pela quantidade de hidrogênios ionizáveis na sua estrutura. A
concentração de [H O ] em solução 0,025 M de H SO será calculada por [H O ] = 2 x 0,025 = 0,05M.
Consequentemente, o pH para esta solução será 1,30.
Vamos pensar agora sobre o pH de soluções de bases fortes. Consideramos bases fortes aquelas que, quando
dissolvidas em água se dissociam completamente, liberando OH . São exemplos de bases fortes solúveis os
hidróxidos de metais alcalinos e de metais alcalinos terrosos mais pesados, tais como: NaOH, KOH, LiOH e Sr(OH) .
Além dessas, algumas outras espécies fortemente básicas, quando entram em contato com a água, geram OH , como,
por exemplo, o íon óxido (O ).
E como calculamos o pH para soluções básicas?
Exemplo: Calcule o pH de uma solução preparada a partir de 0,015 M de NaOH. 
Solução: A concentração de OH será igual a concentração de NaOH da solução. Ou seja, [OH ] = 0,015 M. A partir
deste valor podemos calcular pOH:
pOH = -log(0,015) = 1,82
Utilizando a relação de pH e pOH, calculamos o valor de pH:
pH = 14 – 1,82 = 12,18
No caso de bases que liberam mais de uma hidroxila quando dissolvida em água, a concentração de hidroxila da
solução será determinada pela multiplicação da concentração inicial da base pela quantidade de bases ionizáveis.
Para uma solução de Ca(OH) 0,015M, por exemplo, [OH ] =2 x 0,015 M = 0,030 M.
Assim como podemos calcular o pH das soluções a partir das concentrações de H O e OH , é possível calcular essas
concentrações se soubermos o valor de pH. Para isso, utilizamos a função exponencial de base 10. Logo:
[𝐻 𝑂 ]=10 
[𝑂𝐻 ] = 10 
Exemplo: O pH do suco gástrico é de aproximadamente 1. Calcule a concentração de H O , OH e o pOH para esta
solução. 
Solução: Para calcular pOH, utilizamos a relação entre pH e pOH:
pH + pOH = 14
pOH = 14 – 1 = 13
Para calcular H O , aplicaremos a função exponencial de base 10, utilizando o valor do pH
[H O ] = 10 =[H O ]= 10 = 0,1 M
+ -
3 4 3 2 4
+
3
+
2 4 3
+3
+
2 4 3
+
-
2
-
-2
- -
2
-
3
+ -
3
+ -pH
− - pH
3
+ -
3
+
3
+ -pH
3
+
-1
Para calcular OH , aplicaremos a função exponencial com base 10, utilizando o valor de pOH:
[OH ] = 10 = 1,0 . 10 M
O quadro abaixo resume as fórmulas que devemos utilizar para os cálculos de pH, pOH, H O , OH .
-
- -13 -13
3
+ -
Atividades
1. Ao longo da história da Química, diferentes pesquisadores propuseram de�nições para substâncias ditas como ácidas e
básicas, que se tornaram “teorias”. Sobre essas de�nições, assinale a alternativa incorreta:
a) Um ácido e sua base conjugada diferem entre si por um próton, sendo considerado ácido do par conjugado aquela espécie química
que possui na sua estrutura a presença de um próton a mais.
b) A força de uma base de Brönsted-Lowry pode ser medida pela capacidade de aceitar próton.
c) Quanto mais fraco for um ácido de Brönsted-Lowry, mais forte será sua base conjugada.
d) Na teoria de Arrhenius as substâncias ácidas e bases se limitam ao meio aquoso.
e) As bases de Arrhenius são aquelas capazes de receber prótons.
2. Imagine que você foi lavar os cabelos e, ao ler o rótulo, veri�cou que o pH do xampu é 4,6. Sobre as concentrações de H3O+,
OH- e a classi�cação da acidez do xampu, é correto a�rmar que:
a) [H O ] < 1,0 x 10 mol/L; [OH ] > 1,0 x 10-7 mol/L; e o xampu é ácido3 + -7 -
b) [H O ] > 1,0 x 10 mol/L; [OH ] < 1,0 x 10 mol/L; e o xampu é básico3 + -7 - -7
c) [H O ] < 1,0 x 10 mol/L; [OH-] > 1,0 x 10 mol/L; e o xampu é básico3 + -7 -7
d) [H O ] > 1,0 x 10 mol/L; [OH ] > 1,0 x 10 mol/L; e o xampu é ácido3 + -7 - -7
e) [H O ] < 1,0 x 10 mol/L; [OH ] > 1,0 x 10 mol/L; e o xampu é neutro3 + -7 - -7
3. O consumo de alimentos como o café e refrigerantes deve ser evitado por pessoas que sofrem de gastrite por serem
alimentos ácidos. Calcule a concentração de H O , OH e o pOH do café, sabendo que o seu pH é 5,0:3 + -
a) [H O ] = 5,0 . 10 mol/L; [OH ] = 9,0 . 10 mol/L; pOH = 9,03 + -1 - -1
b) [H O ] = 1,0 . 10 mol/L; [OH ] = 1,0 . 10 mol/L; pOH = 9,03 + -5 - -9
c) [H O ] = 1,0 . 10 mol/L; [OH ] = 1,0 . 10 mol/L; pOH = 5,03 + -9 - -5
d) [H O ] = 9,0 . 10 mol/L; [OH ] = 5,0 . 10 mol/L; pOH = 10,03 + -1 - -1
e) [H O ] = 1,0 . 10 mol/L; [OH ] = 1,0 . 10 mol/L; pOH = 7,03 + -7 - -7
NotasReferências
BROWN, T.L. et al. Química: a ciência central. 13.ed. São Paulo: Pearson Education do Brasil, 2015.
HAGE, D.S.; CARR, J.D. Química analítica e análise quantitativa. São Paulo: Pearson Prentice Hall, 2012.
KOTZ, J.C. et al. Química Geral e Reações Químicas. São Paulo: Cengage Learning, 2016.
SKOOG, D.A. et al. Fundamentos de Química Analítica, 9.ed. São Paulo: Cengage Learning, 2015.
Próxima aula
Constante de ionização para ácidos e bases;
Acidez, basicidade e grau de ionização de ácidos e bases fracas;
Hidrólise de sais.
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