Resumo Equilíbrio Iônico parte 2

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Química Analítica 
- Teorias ácido-base 
I) Teoria de Arrhenius (1887) 
Ácido: toda a substância que contendo hidrogênio, se dissocia em solução aquosa produzindo 
(liberando) íons H+. 
ex: HCl (aq) ↔ H+ (aq) + Cl- (aq) 
Base: toda a substância que em solução aquosa se dissocia, produzindo, ou seja, liberando íons 
hidroxila OH-. 
ex: NaOH (aq) ↔ Na+ (aq) + OH- (aq) 
 
Mas surgiu uma dúvida quando perceberam que a amônia (NH3) se dissocia e mesmo tendo 
hidrogênio na sua composição, ela não libera H+, mas sim funciona como base. Assim, chegou a 
teoria de Bronsted-Lowry. 
II) Teoria de Bronsted-Lowry (1923) 
Ácido: espécie que cede íons H+, desta forma, como o ácido cede um hidrogênio, ele tende a 
desejar que esse H+ retorne para sua composição, sendo assim, o produto da perda de um 
hidrogênio do ácido, gera a sua base conjugada. 
Base: espécie que recebe íons H+, como a base recebe o hidrogênio advindo do ácido, tem-se a 
formação de uma espécie de carga positiva, ou seja, o produto formado a partir do recebimento 
de um H+ pela base, acaba gerando uma espécie que deseja doar/ceder o hidrogênio, se 
tornando assim seu ácido conjugado. 
HÁ (aq) + H2O (l) ↔ H3O+ (aq) + A- (aq) 
 Ácido 1 Base 1 Ácido 2 Base 2 
Pares conjugados: 
HÁ/ A 
H2O / H3O+ 
- Reação ácido-base: Reação de transferência de prótons entre duas espécies iônicas ou 
moleculares, originando um novo ácido e uma nova base. 
III) Teoria de Lewis (1923) 
A teoria de Lewis se relaciona com a configuração eletrônica das espécies, como a seguir: 
- Ácido: espécie aceptora de pelo menos um par de elétrons. 
-Base: espécie doadora de um par de elétrons. 
ex: Cu2+ (aq) + 4**NH3 (aq) ↔ [Cu(NH3)4] (aq) 
 ácido base complexo 
ex: H+ + : NH3 → NH4+ 
 ácido base íon amônio 
Exercício 1: 
Identifique o ácido do lado esquerdo e sua base conjugada no lado direito nas seguintes 
equações: 
a) HOCl + H2O ↔ H3O+ + OCl- 
b) HONH2 + H2O ↔ HONH3 + OH- 
c) NH4+ + H2O ↔ NH3 + H3O+ 
d) HCO3- + HCO3- ↔ H2CO3 + CO3- - 
e) PO43- + H2PO4- ↔ 2 HPO42- 
- Água e substâncias anfóteras ou anfipróticas: 
Substâncias que, como a H2O, apresentem comportamento ácido ou básico, dependendo da 
espécie com que reagem, são definidas como anfóteras ou anfipróticas 
- Reação de autoionização da água 
H2O (l) + H2O (l) ↔ H3O+ (l) + OH- (l) 
A reação direta é muito pouco extensa, ou seja, a água pode ser caracterizada como um eletrólito 
fraco, assim a sua constante de equilíbrio será da seguinte forma: 
Produto Iônico da Água (Kw): 
Kw = [H3O+] * [OH-] 
A 25°C Kw = 1,01 * 10-14 
Na expressão matemática acima, os reagentes não participam sendo os denominadores da equação 
porque se trata dos solventes líquidos, como solventes não participam, a equação é 
majoritariamente definida pelos produtos da reação. 
Nos produtos da reação de autoionização da água podemos ver tanto espécies ácidas como 
básicas, por isso, podemos afirmar que a água possui tanto caráter básico, como ácido. Desta forma 
podemos classificar uma espécie como ácida ou básica mediante a comparação das concentrações 
dos íons hidrônio e hidroxila presentes na reação. 
[H3O+] > [OH-] : ácido 
[H3O+] = [OH-] : neutro 
[H3O+] < [OH-] : básico 
Como KW = 1,01 *10-14 é a multiplicação das seguintes concentrações [H3O+] * [OH-], então em meio 
neutro temos: [H3O+] = [OH-]. Assim, podemos considerar um dos fatores apenas, tendo em vista 
que ambos são idênticos e então KW= [H3O+]2 ou [OH-]2. 
Portanto em meio neutro: 
[H3O+] = √1,01 ∗ 10−14 
Ou 
[OH-] = √1,01 ∗ 10−14 
Desta forma, a 25°C, [H3O+] ou [OH-] são iguais a 1,01 * 10-7 
Introduziu-se a escala logarítmica de modo que pH = - log [H3O+], pois se trata do potencial da 
espécie de possuir íons H+ no meio, desta maneira, a concentração do íon hidrônio que deve ser 
considerada. 
Assim em meio neutro, pH = - log [1,01 * 10-7] → pH = 7 
- Cálculos com a escala logarítmica: 
Normalmente as concentrações do íon hidrônio H3O+, dão indicativos da acidez da solução, são 
valores extremamente pequenos. 
[H3O+] = 10-X mol/L 
O que não torna prático estabelecer uma escala com esses valores. Sugeriu-se então aplicar a 
função logarítmica a estes valores: 
Se log 10X = Y então 10Y = x 
Propriedade dos logaritmos: 
logA(x . y) = logAx + logAy 
logA(x/y) = logAx – logAy 
logAxP = p. logAx 
- KW e a escala logarítmica: 
Se KW = [H3O+] * [OH-], ao aplicarmos logaritmo, teremos: - log(10-14) = - log ([H3O+] * [OH-]) 
14 * (-log10) = (-log[H3O+]) + (-log[OH-]) 
Como os resultados acima serão negativos, é necessário multiplicar a expressão por (-1) 
14 * (-log10) = (-log[H3O+]) + (-log[OH-]) * (-1) 
14 * (log10) = log[H3O+] + log[OH-] 
A expressão acima, se aplicarmos o antilogaritmo nos produtos das concentrações, obteremos o 
pH e o pOH das espécies, portanto, podemos afirmar que: 
14 = pH + pOH à 25°C 
 
 
A 50°C, o pH neutro é 6,63 e, portanto, todos os valores abaixo dele são caracterizados como 
ácidos, e os que estão acima de 6,63 são classificados como alcalinos ou básicos. 
- Cálculo de pH para soluções aquosas 
É preciso perceber se o ácido não está muito diluído ou se o valor da sua concentração está bem 
inferior ao que deveria se caracterizar como ácido forte. 
I) Ácido Forte: Para solução aquosa de ácido clorídrico 0,10mol/L a 25°C 
Neste caso, como se trata de um ácido forte, podemos compreender que ele se dissocia 
completamente e que portanto, a concentração de íons hidrônio será igual a concentração do 
ácido propriamente dito antes da ionização acontecer, após isso, aplica-se o antilog para encontrar 
o pH da solução, como a seguir: 
HCl (aq) + H2O (l) ↔ H3O+ (aq) + Cl- (aq) 
[H3O+] = 0,10 mol/L → pH= - log (0,10) → pH= 1,0 
II) Base forte: Para uma solução aquosa 0,10 mol/L de hidróxido de sódio a 25°C 
Neste caso, de forma análoga ao sistema acima, por se tratar de uma base forte, podemos 
considerar que ao ser ionizada, a concentração de íons hidroxila será igual a concentração da base 
propriamente dita antes da ionização acontecer, após isso, aplica-se o antilog para encontrar o pOH 
da solução, como a seguir: 
NaOH (aq) ↔ Na+ (aq) + OH- (aq) 
[OH-] = 0,10 mol/L → pOH = - log (0,10) → pOH= 1,0 
Como o que se deseja é compreender valores citados na escala de pH, temos que: pH + pOH = 
14 , então 
pH= 14 – 1 → pH = 13