Resumo Equilíbrio Iônico parte 3

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Química Analítica 
- Constantes de acidez e basicidade: 
Para ácidos e bases fracos, temos que compreender que não ocorre a total dissociação das 
espécies e por isso, é possível conter sistemas reversíveis e desta forma, é possível considerar 
as características e conceitos do equilíbrio químico, incluindo também o cálculo da constante de 
acidez para os ácidos e constante de basicidade para as bases. 
Segundo Bronsted-Lowry: HÁ (aq) + H2O (l) ↔ H3O+ (aq) + A- (aq) 
E desta maneira, aplicando a Lei de Ação das Massas: 
Kc = [A+] + [B-] → Ka = [H3O+] + [A-] 
 [AB] [HA] 
 
Para ácidos: KC = Ka constante de acidez 
Para bases: KC = Kb constante de basicidade 
 
Para uma base qualquer: XOH (aq) + H2O (l) ↔ X+ (aq) + OH- (aq) 
Desta forma, a expressão da constante de basicidade (KB) é descrita da seguinte forma: 
Kb = [X+] + [OH-] 
 [XOH] 
 
A grandeza Ka ou Kb, é uma constante a uma dada temperatura T, e mede a extensão da reação. 
Assim, quanto maior o valor de Ka ou Kb, mais forte será o ácido ou a base, e quando maior o 
valor da constante, maior é o numerador, ou seja, a reação se deslocou de maneira a formar mais 
produtos. Podem comparar-se a força de dois ou mais ácidos e bases, comparando as suas 
constantes de acidez ou basicidade. 
 
- Relação entre Ka e Kb 
Para um ácido de forma geral HA, temos: 
HA (aq) + H2O (l) ↔ H3O+ (aq) + A- (aq) → Ka = [H3O+] + [A-] 
 [HA] 
Para a sua base conjugada A- temos: 
A- (aq) + H2O (l) ↔ HA (aq) + OH- (l) → Kb = [HA] + [OH-] 
 [A-] 
 
 Então teremos: Ka * Kb = [H3O+] + [A-] * [HA] + [OH-] 
 [HÁ] [A-] 
 
Simplificando: Ka * Kb = [H3O+] * [OH-] ou seja Ka * Kb = Kw (constante da água a T) 
Exercício I: 
Calcular o Kb para a base conjugada do ácido acético: 
CH3COOH + H2O ↔ CH3COO- + H3O+ Ka= 1,75*10-5 
Ácido acético Base conjugada pKa= 4,75 
 
Como Kw = Ka * Kb → Kb = Kw → Kb = 1,01 * 10-14 → Kb = 5,7 * 10-10 
 Ka 1,75 * 10-5 
Exercício II: 
Calcular o Ka para o ácido conjugado da amônia: 
NH3+ + H2O ↔ NH4+ + OH- Kb = 1,8 * 10-5 
Base ácido conjugado pKb = 4,74 
 
Como Kw = Ka * Kb → Ka = Kw → Ka = 1,01 * 10-14 → Ka = 5,6 * 10-10 
 Kb 1,8 * 10-5 
 
Quanto mais forte a base, mais fraco seu ácido conjugado e quanto mais forte o ácido, mais fraca 
sua base conjugada, isto porque Kw é descrito como a multiplicação entre as constantes Ka e Kb, 
que respectivamente são as constantes de acidez e basicidade, se Kw é constante, quando o Ka 
for grande o Kb será pequeno e vice-versa. 
 
- Ácidos Polipróticos 
Alguns ácidos como por exemplo o ácido sulfídrico (H2S), o ácido sulfúrico (H2SO4) e o ácido 
fosfórico (H3PO4), têm a capacidade de ceder mais do que um próton (H+). 
ex: H2A (aq) + H2O ↔ H3O+ (aq) + HA- (aq) Ka1 
 HÁ (aq) + H2O (l) ↔ H3O+ (aq) + A- (aq) Ka2 
Sendo Ka1 >>> Ka2 
Na maior parte dos ácidos Polipróticos podemos desprezar a segunda protólise, pois esta é muito 
pouco extensa. Desta forma, é possível calcular o pH apenas utilizando o Ka1 usando a forma de 
cálculo para ácidos fracos. 
 
- Cálculo de pH para ácidos ou bases fracos 
HA ↔ H+ + A- → Ka = [H+] * [A-] {equação 1} 
 [HA] 
 
Quando o ácido fraco se dissolve em água, dois equilíbrios são estabelecidos e geram íons hidrônio: 
HÁ (aq) + H2O (l) ↔ H3O+ (aq) + A- (aq) 
H2O (l) ↔ H3O+ (aq) + OH- (aq) 
 
Geralmente, os íons hidrônio gerados a partir da primeira reação, suprimem a dissociação da água 
em tal extensão que a contribuição do segundo equilíbrio para a geração de íons hidrônio é 
desprezível. 
Sob essas condições, um íon H3O+ é formado para cada íon A-, desta forma, obtemos a seguinte 
relação: 
[A-] ≅ [H3O+] 
Além disso, a soma das concentrações molares do ácido fraco e de sua base conjugada precisa 
ser igual à concentração analítica do ácido (CHA), uma vez que a solução não tem outra fonte de 
íons A-, da seguinte forma: 
CHA = [A-] + [HA] 
Isto porque, a concentração analítica corresponde a quantidade que foi dissociada juntamente com 
a quantidade que permanece na forma molecular e que, portanto, não se ionizou. 
Desta forma, é necessário fazer balanço de massa para relacionar a quantidade de ácido na forma 
molecular com a quantidade que já se ionizou, assim temos: 
 
Balanço de massa: 
 
BM: CHA = [HA] + [A-] {equação 2} 
 
Além do balanço de massa, é necessário fazer o balanço de carga: 
 
BC: [H+] = [A-] {equação 3} 
 
Substituindo a equação 3 na equação 2, temos: 
CHA = [HA] + [H+] → [HA] = CHA – [H+] {equação 4} 
 
Substituindo a equação 3 e 4 na equação 1, tem-se: 
Ka = [H+]2 
 CHA – [H+] 
A equação acima pode determinar todas as variáveis que a compõem, se fornecidos os dados 
desejados. 
Exercício 2: Supondo uma solução 0,01 mol/L de HA e Ka = 1,8*10-5, calcule o pH da solução. 
Tendo em vista que se deseja a concentração de H3O+, e a concentração molar da solução é 
pequena, devemos utilizar a fórmula para ácidos fracos ou muito diluídos. 
 
Ka = [H3O+]2 → Ka = [H3O+]2 
 CHA – [A-] CHA – [H3O+] 
O rearranjo acima aconteceu porque o objetivo da questão se trata da concentração de H3O+. 
- Se: [H3O+]total = [H3O+]HA + [H3O+]água 
Contudo, a concentração de íons hidrônio é desprezível em comparação com a concentração da 
solução, pois sabemos que a constante de ionização da água é cerca de 1,01 * 10-14. Desta forma, 
[H3O+]total = [H3O+]HA, que é proveniente da dissociação do ácido fraco, que também deve ser 
significativamente menor. 
Como dito acima, a concentração de íons [H3O+] é consideravelmente menor do que a 
concentração total do ácido (CHA), fazendo com que a [HA] seja praticamente igual a CHA, isto 
porque por se ionizar pouco, sua concentração é praticamente igual a concentração total do ácido, 
como a seguir: 
[H3O+] <<< CHA → [HA] ≅ CHA, fazendo com que a subtração do denominador no cálculo da 
constante de acidez, seja praticamente igual ao valor do próprio CHA, da seguinte forma: 
Ka = [H3O+]2 → Ka = [H3O+]2 → [H3O+]2 = Ka * CHA → [H3O+] = √𝐾𝑎 ∗ 𝐶ℎ𝑎 
 CHA – [H3O+] CHA 
[H3O+] = √1,8 ∗ 10−5 ∗ 0,01 𝑚𝑜𝑙/𝐿 
[H3O+] = 4,24 * 10-5 
pH= - log 4,24 * 10-5 
pH= 4,37