Aula - preparo soluções

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Profa. Dra. Luciana M. Saran 
EQUILÍBRIO 
ÁCIDO-BASE 
FCAV/ UNESP 
1 
Tópicos da Aula: 
 
 Substâncias que interferem no equilíbrio químico da água; 
 
 Equilíbrio ácido-base; 
 
 Soluções ácidas, neutras e alcalinas; 
 
 Escala de pH; 
 
 Solução tampão. 
 
 
2 
1. ÁCIDOS E BASES 
1.1. Conceito de Arrhenius 
 Ácido: substância que 
 em meio aquoso libera íons 
 H+ (ou H3O
+). 
Químico sueco Svante 
Arrhenius (1859–1927). 
Prêmio Nobel em 1903. 
3 Fonte: PERUZZO & CANTO, 2006. 
Exemplos: 
HCl: ácido clorídrico 
 
HBr: ácido bromídrico 
 
HI: ácido iodídrico 
 
HNO3: ácido nítrico 
H2SO4: ácido sulfúrico 
HClO4: ácido perclórico 
H3PO4: ácido fosfórico 
4 
 Ionização do HCl: um ácido monoprótico. 
 
 HCl(aq) + H2O(l)  H3O+(aq) + Cl-(aq) 
 Ionização do H2SO4: um ácido diprótico. 
 
 Primeira Etapa: 
 H2SO4(aq) + H2O(l)  H3O+(aq) + HSO4-(aq) 
 
 Segunda Etapa: 
 HSO4-(aq) + H2O(l)  H3O+(aq) + SO42-(aq) 
5 
 Ácidos Fortes: ionizam-se completamente. 
 Os principais são: HCl, HBr, HI, H2SO4, 
 HClO4 e HNO3. 
 
 Ácidos Fracos: ionizam-se parcialmente. 
 Os seguintes ácidos são exemplos de 
 ácidos fracos: HNO2 (ácido nitroso), H3PO4 
 (ácido fosfórico), HCN (ácido cianídrico) e 
 H2CO3 (ácido carbônico). 
6 
Correlações entre a Estrutura Molecular e a Força 
dos Ácidos. 
7 Fonte: Adaptado de ATKINS, 2006 : p. 477. 
 Base: substância que 
 em meio aquoso libera 
 íons OH- (hidroxila). 
 Exemplos: 
 NaOH: hidróxido de sódio 
 KOH: hidróxido de potássio 
 Ca(OH)2: hidróxido de cálcio 
 Mg(OH)2: hidróxido de magnésio 
 NH3: amônia 
Químico sueco Svante 
Arrhenius (1859–1927). 
Prêmio Nobel em 1903. 
8 
 Bases Fortes 
 Mais Comuns: 
 NaOH, Ca(OH)2, 
 KOH e Ba(OH)2. 
 Exemplos de 
 Bases Fracas: 
 
 NH3, C6H5NH2 
 (anilina), CH3NH2 
 HONH2 (hidroxilamina). 
9 
Fonte: PERUZZO & CANTO, 2006. 
 Reação de Dissociação do NaOH: 
 
 NaOH(aq)  Na+(aq) + OH-(aq) 
 
 
 
 Reação de Dissociação do Ca(OH)2: 
 
 Ca(OH)2(aq)  Ca2+(aq) + 2OH-(aq) 
 
10 
EXEMPLOS DE HIDRÓXIDOS ANFÓTEROS 
11 
Fonte: KOTZ & TREICHEL, 2005 : p. 119. 
1.2. Conceito de Bronsted-Lowry 
Thomas Martin Lowry 
 (1874-1936) 
 Johannes Nicolaus 
Bronsted (1874-1936) 
 Mais abrangente do que o 
 de Arrhenius. 
 Ácido: espécie química capaz 
 de doar íons H+. Exs.: HCl, NH4
+, 
 HS-. 
 Base: espécie química capaz 
 de receber íons H+. Exemplos: 
 NH3, CN
-, S2-. 
12 
Fonte: PERUZZO & CANTO, 2006. 
EXERCÍCIO 1: Escreva a fórmula para a base conjugada de 
cada ácido. 
 
a) H2SO4 
b) H3BO3 
c) HI 
d) H3O
+ 
e) NH4
+ 
f) HPO4
2- 
 
13 
EXERCÍCIO 2: Escreva a fórmula para o ácido conjugado de 
cada base. 
 
a) OH- 
b) HS- 
c) NH3 
d) C6H5O
- 
e) CO3
2- 
f) HCO3
- 
 
14 
1.3. O Conceito de Lewis de Ácidos e Bases 
 Baseia-se no compartilhamento de pares de e- 
 entre ácido e base. 
 
 Ácido de Lewis: substância capaz de aceitar 
 um par de elétrons de outro átomo para formar 
 uma nova ligação. 
 
 Base de Lewis: substância capaz de “doar” 
 um par de elétrons a outro átomo para formar 
 uma nova ligação. 
15 
Exemplos de Reações Ácido-Base, Segundo o 
Conceito de Lewis 
16 
Fonte: KOTZ & TREICHEL, 2005 : p. 116. 
Exemplo de Reação Ácido-Base, Segundo o 
Conceito de Lewis 
17 
Fonte: KOTZ & TREICHEL, 2005 : p. 117. 
Exemplo de Reação Ácido-Base, Segundo o 
Conceito de Lewis 
18 
Fonte: KOTZ & TREICHEL, 2005 : p. 116. 
 IONIZAÇÃO DE ÁCIDOS FRACOS 
 
De maneira geral um ácido fraco, como por exemplo o 
ácido hipotético HA, ioniza-se conforme representado 
abaixo: 
HA(aq) + H2O(l) H3O+(aq) + A-(aq) 
 
Para o equilíbrio acima vale a seguinte expressão da 
constante de equilíbrio, Ka: 
 
 
 
 
Ka é a constante de ionização do ácido. O seu valor é 
dependente da temperatura. 
][
]].[[
HA
AOH 
 3aK
19 
 
Exemplo: 
 
Numa solução aquosa de ácido acético, CH3COOH, um 
ácido fraco, temos: 
 
 CH3COOH(aq) + H2O(l) H3O+(aq) + CH3COO-(aq) 
Para a ionização do CH3COOH é válida a seguinte 
expressão para o cálculo de Ka: 
Ka(CH3COOH) = 1,75x10-5 (a 25oC) 
][
]].[[
COOHCH
COOCHOHKa
3
33


20 
 Quanto menor o valor de Ka, mais fraco é o ácido. 
 
 pKa = - log Ka 
 
 No caso de ácidos polipróticos, ou seja, para aqueles 
 ácidos que apresentam mais de um hidrogênio 
 ionizável, a ionização ocorre em etapas e para cada 
 etapa há uma constante de equilíbrio. 
 
 Exemplo: ionização do ácido fosfórico, a 25oC. 
 
 H3PO4(aq) H
+(aq) + H2PO4
-(aq) Ka1 = 7,5x10-3 
 
 H2PO4
-(aq) H+(aq) + HPO4
2-(aq) Ka2 = 6,2x10-8 
 
 HPO4
2-(aq) H+(aq) + PO4
3-(aq) Ka3 = 1,0x10-12 
21 
Força do Ácido Aumenta 
pKa aumenta 
22 
Fonte: KOTZ & TREICHEL, 2005 : p. 101. 
Ka e respectivo pKa de alguns ácidos a 25
oC. 
23 
Fonte: Adaptado de ATKINS, 2006 : p. 471. 
EXERCÍCIO 3: Em cada par a seguir, selecione o ácido mais 
forte. 
 
a) Ácido pirúvico (pKa = 2,49) ou ácido lático (pKa = 3,08); 
 
b) Ácido cítrico (pKa = 3,08) ou ácido fosfórico (pKa = 2,10); 
 
c) Ácido benzóico (Ka= 6,5x10
-5) ou ácido lático (Ka = 8,4x10
-4); 
 
d) Ácido carbônico (Ka=4,3x10
-7) ou ácido bórico (Ka=7,3x10
-10). 
24 
 IONIZAÇÃO DE BASES FRACAS 
 
De maneira geral uma base fraca, como por exemplo a 
base hipotética BOH, ioniza-se conforme representado 
abaixo: 
BOH(aq) B+(aq) + OH-(aq) 
 
Para o equilíbrio acima vale a seguinte expressão da 
constante de equilíbrio, Kb: 
 
 
 
 
 
Kb é a constante de ionização da base. O seu valor 
édependente da temperatura. Quanto menor o 
valor de Kb, mais fraca é a base. (pKb = - log Kb) 
 
][
]].[[
BOH
OHBKb


25 
Exemplo: 
 
Numa solução aquosa de amônia, NH3, uma base fraca, 
temos: 
 
 NH3(aq) + H2O(l) NH4+(aq) + OH-(aq) 
 
Para a ionização da amônia é válida a seguinte 
expressão para o cálculo de Kb: 
][
]].[[
3
4
NH
OHNHKb


Kb(NH3) = 1,75x10-5 (a 25oC) 
26 
Kb e respectivo pKb de algumas bases a 25
oC. 
27 
Fonte: Adaptado de ATKINS, 2006 : p. 472. 
ESCALA DE pH 
 Água Pura: considerada, em geral, não condutora de 
 eletricidade. 
 
 Na realidade, já foi demonstrado por medidas precisas 
 que a água apresenta uma condução pequena de 
 eletricidade, que decorre da sua auto-ionização, isto é: 
 
 H2O(l) + H2O(l) H3O+(aq) + OH-(aq) 
 
 ou 
 
 H2O(l) H+(aq) + OH-(aq) 
 
28 
 A água pura é neutra, pois apresenta concentrações 
 iguais de H3O+ e OH-. 
ESCALA DE pH 
 Condições para que uma solução seja considerada 
 ácida, neutra ou alcalina (básica): 
 
 se [H3O+] = [OH-]  a solução é neutra; 
 
 se [H3O+] > [OH-]  a solução é ácida; 
 
 se [H3O+] < [OH-]  a solução é alcalina ou básica. 
 
29 
ESCALA DE pH 
 Na água pura, a 25ºC , as concentrações de H3O
+ e 
 de OH- correspondem a 1,0x10-7 mol/L. Assim: 
 
 pH= - log [H3O+] = - log 1,0x10-7  pH = 7,00 
 Consequentemente: 
 
 Soluções neutras exibem pH = 7,00 
 
 Soluções ácidas exibem pH < 7,00 
 
 Soluções básicas ou alcalinas apresentam pH > 7,00 
30 
Outras equações importantes: 
 
[H3O
+] = 10-pH 
 
pOH = - log [OH-] 
 
[OH-] = 10-pOH 
 
pH + pOH = 14 (a 25oC) 
31 
DETERMINAÇÃO DO pH 
 Determinação 
Colorimétrica 
32 
DETERMINAÇÃO DO pH 
Determinação 
Potenciométrica 
33 
EXERCÍCIO 4: A seguir, são apresentadas as faixas de pH 
para vários materiais biológicos humanos. A partir do pH no 
ponto médio de cada faixa, calcule para cada material: 
I) a [H3O
+]; II) o pOH; III) a [OH-]. 
 
a) Leite, pH 6,6 – 7,6 
b) Fluido espinhal, pH 7,3 – 7,5 
c) Saliva, pH 6,5 – 7,5 
d) Urina, pH 4,8 – 8,4 
e) Plasma sangüíneo, pH 7,35 – 7,45 
f) Fezes, pH 4,6 – 8,4 
g) Bile, pH 6,8 – 7,0 
34 
2. SAIS 
 Compostos iônicos que contêm cátion proveniente 
 de uma base e ânion proveniente de um ácido. 
 Exs.: NaCl e Na2SO4. 
 
HCl(aq) + NaOH(aq)  NaCl(aq) + H2O(l) 
 
H2SO4(aq) + 2NaOH(aq)  Na2SO4(aq) + 2H2O(l) 
35 
 Exemplos de Reações de Neutralização 
36 
Fonte: PERUZZO & CANTO, 2006. 
EXERCÍCIO 5: Equacione a reação do HCl com cada um 
dos compostos a seguir: 
 
a) Na2CO3; 
b) NaOH; 
c) NH3; 
d) CH3NH2; 
e) NaHCO3. 
37 
 
2.1. Sais de Ácidos Fortes e Bases Fortes: formam-se 
 a partir da reação de um ácido forte com uma base 
 forte. Têm caráter neutro. 
 
 Exemplos: 
 Cloreto de Sódio, NaCl 
 Cloreto de Potássio, KCl 
 Nitrato de Sódio, NaNO3 
 Brometo de Potássio, KBr 
 Perclorato de Sódio, NaClO4 
 
 A dissolução desses sais em água resultará em uma 
 solução neutra, ou seja, que apresentará pH = 7,00. 
 
38 
2.2. Sais de Ácidos Fracos e Bases Fortes: formam-se 
 a partir da reação de um ácido fraco com uma base 
 forte. Têm caráter básico ou alcalino. 
 
 Exemplos: 
 Acetato de Sódio, NaCH3COO 
 Cianeto de Potássio, KCN 
 Nitrito de Sódio, NaNO2 
 Fosfato de Sódio, Na3PO4 
 Bicarbonato de Sódio, NaHCO3 
 
 
 A dissolução desses sais em água resultará em uma 
 solução alcalina, ou seja, que apresentará pH >7,00. 
 
39 
JUSTIFICATIVA: 
 
O ânion desse tipo de sal sofre hidrólise, isto é, reage 
com a água produzindo OH-. 
 
Exemplo: dissolução do NaHCO3 em água. 
NaHCO3(s) + H2O(l) Na+(aq) + HCO3-(aq) 
 (Base) 
 
Reação de Hidrólise: 
 
HCO3-(aq) + H2O(l) H2CO3(aq) + OH-(aq) 
40 
2.3. Sais de Ácidos Fortes e Bases Fracas: formam-se 
 a partir da reação de um ácido forte com uma base 
 fraca. Têm caráter ácido. 
 
 
 Exemplos: 
 Cloreto de Amônio, NH4Cl 
 Nitrato de Amônio, NH4NO3 
 
 
 A dissolução desses sais em água resultará 
 em uma solução ácida, ou seja, que apresentará 
 pH < 7,00. 
 
41 
JUSTIFICATIVA: 
 
O cátion desse tipo de sal sofre hidrólise, isto é, reage 
com a água produzindo H+ ou H3O+. 
 
Exemplo: dissolução do NH4Cl em água. 
 
NH4Cl(s) + H2O(l) NH4+(aq) + Cl-(aq) 
 (Ácido) 
 
 
Reação de Hidrólise: 
 
NH4+(aq) + H2O(l) NH3(aq) + H3O+(aq) 
42 
EXERCÍCIO 6: Qual das soluções a seguir será mais ácida, 
ou seja, qual terá o pH mais baixo? 
 
a) CH3COOH(aq) 0,10 mol L
-1 ou HCl(aq) 0,10 mol L-1? 
 
b) NaCl(aq) 0,10 mol L-1 ou NH4Cl(aq) 0,10 mol L
-1? 
 
c) Aspirina (pKa = 3,47) 0,10 mol L
-1 ou ácido acético 
0,10 mol L-1? 
43 
3. Solução Tampão 
 Por que a adição de 0,01 mol de HCl à 1L de 
 sangue humano, altera o pH do mesmo em 
 apenas 0,1 unidade? 
 
 O que ocorre com o pH da água pura: 
 
 ao adicionarmos 0,01 mol de HCl/ L de água? 
 
 ou 
 
 ao adcionarmos 0,01 mol de NaOH/ L de água? 
44 
ADIÇÃO DE HCl E NaOH À ÁGUA PURA 
 O pH da água pura é 7,0 (a). 
 
 A adição de 0,01 mol de HCl a 1 L de água pura faz o pH 
 baixar para 2,00 (b). 
 
 A adição de 0,01 mol de NaOH a 1 L de água pura faz o pH 
 subir para 12,00 (c). 
(a) pH 7,00 (b) pH 2,00 (c) pH 12,00 
45 
EFEITO DA ADIÇÃO DE ÁCIDO A UM TAMPÃO 
 No Erlenmeyer: solução tampão de pH 7,40, (o mesmo pH do sangue 
 humano) + verde de bromocresol (um indicador ácido-base, que é azul 
 em pH 7,40). 
 
 Em (a): solução tampão de pH 7,40 + verde de bromocresol + 5,00 mL 
 de HCl 0,1 mol L-1. 
 
 Em (b): água pura + verde de bromocresol + 5,00 mL de HCl 0,10 mol 
 L-1. 
(a) pH 7,40  6,75 (b) pH 7,00  3,02 
46 
3. Solução Tampão 
 Um tampão ou solução tampão é uma solução 
 cujo pH varia muito pouco quando pequenas 
 quantidades de íons H3O
+ e OH- são adicionadas 
 a ela. 
 
 Composição: em geral, os tampões são constituí- 
 dos por quantidades aproximadamente iguais de 
 um ácido fraco e sua base conjugada. 
47 
 EXEMPLO: a dissolução de 1,0 mol de ácido 
 acético (um ácido fraco) e 1,0 mol de sua base 
 conjugada (na forma de acetato de sódio, 
 CH3COONa) em 1,0 L de água, resultará numa 
 solução tampão, na qual está presente o equi- 
 líbrio a seguir. 
48 
3. Solução Tampão 
3.1. Mecanismos de Ação de um Tampão 
 Consideremos como exemplo um tampão de ácido acético- 
 acetato de sódio. 
 
 Comportamento do tampão frente a adição de um ácido, 
 como por exemplo HCl: 
 
 
 
 
 
 
 Os íons H3O
+ adicionados vão reagir com os íons CH3COO
- 
 e serão removidos da solução. 
49 
 Consideremos como exemplo um tampão de ácido acético- 
 acetato de sódio. 
 
 Comportamento do tampão frente a adição de uma base, 
 como por exemplo NaOH: 
 
 
 
 
 
 
 Os íons OH- adcionados vão reagir com as moléculas de 
 CH3COOH e serão removidos da solução. 
50 
3.1. Mecanismos de Ação de um Tampão 
3.2. Capacidade Tamponante 
 A capacidade tamponante é a quantidade de íons 
 hidrônio ou hidróxido que um tampão pode absorver 
 sem uma mudança significativa em seu pH. 
 
 A capacidade tamponante de uma solução tampão 
 depende: 
 
 - do pH relativo ao seu pKa; 
 
 - da concentração do tampão. 
51 
3.2. Capacidade Tamponante 
 
3.2.1. Influência do pH: 
 
 Quanto mais próximo o pH do tampão estiver do pKa do 
 ácido fraco, melhor a capacidade tamponante da solução 
 tampão, ou seja, esta poderá resistir a variações no pH 
 com a adição de ácidos ou bases. 
 
 Um tampão eficaz tem pH = pKa ± 1. 
 
 EXEMPLO: para o ácido acético pKa = 4,75. Portanto, 
 uma solução de ácido acético e acetato de sódio funcionará 
 como um tampão eficaz na faixa de pH de 3,75 – 5,75. 
52 
3.2. Capacidade Tamponante 
 
3.2.2. Influência do pH: 
 
 Quando o pH da solução tampão for igual ao pKa do ácido 
 a solução terá igual capacidade em relação às adições de 
 ácido ou de base. 
 
 Se o pH do tampão estiver abaixo do pKa, a capacidade 
 tamponante do ácido será maior que a capacidade tampo- 
 nante da base. 
533.2. Capacidade Tamponante 
 
3.2.3. Influência da concentração: 
 
 Quanto maior a concentração do ácido fraco e sua base 
 conjugada, maior a capacidade tamponante. 
 
 EXEMPLO: podemos preparar uma solução tampão 
 dissolvendo 1,0 mol de CH3COONa e de CH3COOH em 1L 
 de água ou então usar somente 0,10 mol de cada. 
 Entretanto, a primeira solução tampão tem uma capacidade 
 tamponante dez vezes maior do que a segunda. 
54 
3.3. Cálculo do pH de um Tampão 
 O cálculo do pH de uma solução tampão é realizado a 
 a partir da equação de Henderson-Hasselbach. 
 
 A equação de Henderson-Hasselbach é uma relação 
 matemática entre o pH, o pKa de um ácido fraco e as 
 concentrações do ácido fraco e sua base conjugada. 
 
 Supondo um ácido fraco HA e sua base conjugada A-: 
HA + H2O A
- + H3O
+ 
 
][
]].[[
HA
OHAK a

 3
][
][
log


A
HApKpH a
Equação de Henderson-Hasselbach 
55 
EXERCÍCIO 7: Qual é o pH de uma solução tampão que 
contém quantidades equimolares das espécies químicas a 
seguir? 
(a) H3PO4 e NaH2PO4 
(b) H2CO3 e NaHCO3 
(c) NH4Cl e NH3 
(d) CH3COOH e CH3COONa 
56 
EXERCÍCIO 8: Considerando quantidades equimolares do 
ácido e da sua base conjugada, preveja a região de pH na 
qual cada um dos tampões a seguir será eficaz. 
(a) Nitrito de sódio e 
ácido nitroso; 
 
(b) Benzoato de sódio e 
ácido benzóico; 
 
(c) Carbonato de sódio e 
bicarbonato de sódio; 
 
(d) Hidrogenofosfato de potássio 
e dihidrogenofosfato de potássio; 
 
(e) Amônia e cloreto de amônio; 
 
(f) Hidroxilamina e cloreto de 
 hidroxilamônio. 
Espécie 
Química 
Constante de 
Ionização 
HNO2 Ka = 4,3x10
-4 
C6H5COOH Ka = 6,5x10
-5 
HCO3
- Ka = 4,8x10
-11 
NH3 Kb = 1,8x10
-5 
NH2OH Kb = 1,1x10
-8 
H2PO4
- Ka = 6,2x10
-8 
57 
EXERCÍCIO 9: Calcule o pH de um tampão constituído por 
CH3COONa 0,040 mol L
-1 e CH3COOH 0,080 mol L
-1. 
58 
EXERCÍCIO 10: Considere a adição de 1,2 g de NaOH à 
500 mL do tampão descrito no exercício 9 e calcule o pH 
da solução resultante. 
59 
60 
ATKINS, P.; JONES, L. Princípios de química: questionando a vida 
moderna e o meio ambiente. 3. ed. Porto Alegre:Bookman, 2006. 
 
BETTELHEIM, F. A.; BROWN, W. H.; CAMPBELL, M. K.; FARRELL, S. O. 
Introdução à química geral. 9. ed. São Paulo : Cengage Learning, 2012. 
 
BROWN, T. L.; LEMAY, H. E.; BURSTEN, B. E.; BURDGE, J. R. Química a 
ciência central. 9. ed. São Paulo:Pearson Prentice Hall, 2005. 
 
KOTZ, J. C.; TREICHEL Jr., P. M. Química geral 2 e reações químicas. 
5. ed. São Paulo:Pioneira Thomson Learning, 2005. 
 
PERUZZO, F. M.; CANTO, E. L. do. Química na abordagem do cotidiano. 
4. ed. São Paulo:Moderna, 2006. v. 1 e 2. 
4. Bibliografia Consultada