Equilíbrio ácido-base-Clebio-2019

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29/04/2019
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Equilíbrio ácido-base
Cap. 16 - Química a Ciência Central
• O conceito de Arrhenius foi expresso da seguinte forma:
• Os ácidos são substâncias que, quando dissolvidas em água,
aumentam a concentração de íons H+. De forma semelhante,
as bases são substâncias que, quando dissolvidas em água,
aumentam a concentração de íons OH- .
Definição de Arrhenius
Ácido clorídrico é um ácido de Arrhenius
• Problema: a definição nos limita à solução aquosa.
O íon H+ em água
• O íon H+(aq) é simplesmente um próton sem elétrons.
Ácidos e bases de Brønsted-Lowry
• Mais tarde, Bronsted e Lowry propuseram uma definição
mais geral de ácidos e bases.
• O conceito deles era baseado no fato de que as reações
ácido-base envolvem transferência de íons H+ de uma
substância para a outra, independente desse processo ocorrer
em solução ou não.
• Essa pequena partícula carregada positivamente interage
fortemente com os pares de elétrons não-ligantes das
moléculas de água para formar os íons hidrogênio hidratados
(íon hidrônio, H3O+ (aq)).
O íon H+ em água
Ácidos e bases de Brønsted-Lowry
• Em água, o H+(aq) forma aglomerados.
• O aglomerado mais simples é o H3O+(aq).
Aglomerados maiores podem ser
formados, tais como: H5O2+ e H9O4+.
• Geralmente usamos H+(aq) ou H3O+(aq)
de para representar a mesma coisa, ou
seja, o próton hidratado responsável
pelas propriedades características das
soluções aquosas de ácidos.
Ácidos e bases de 
Brønsted-Lowry
O íon H+ em água Reações de transferência de próton
• Bronsted e Lowry propuseram definir ácidos e bases em
termos de suas habilidades de transferir prótons.
• Assim, segundo o conceito de Bronsted-Lowry:
Um ácido é uma substância (molécula ou íon) que pode doar
um próton para outra substância, e analogamente, uma base
é uma substância que pode receber um próton.
Ácidos e bases de Brønsted-Lowry
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• Considere: HCl(aq) + H2O(l) → H3O+(aq) + Cl-(aq):
– o HCl doa um próton para a água. Conseqüentemente, o
HCl é um ácido de Bronsted-Lowry.
– a H2O recebe um próton do HCl. Conseqüentemente, a
H2O é uma base de Bronsted-Lowry.
Ácidos e bases de Brønsted-Lowry
• Considerando outro exemplo: uma solução aquosa de amônia.
• A amônia é uma base de Bronsted-Lowry porque recebe um
próton da H2O.
• A molécula de H2O, atua como um ácido de Bronsted-Lowry
porque ela doa um próton para a molécula de NH3.
Ácidos e bases de Brønsted-Lowry
Reações de transferência de próton
Ácidos e bases de Brønsted-Lowry
• Algumas substâncias pode atuar como ácido em certa reação e
como base em outras.
• Substâncias capazes de agir como ácido ou como base são ditas
anfóteras.
• Por exemplo: a água.
Base de Bronsted-Lowry
Ácido de Bronsted-Lowry
Pares ácido-base conjugados
Ácidos e bases de Brønsted-Lowry
• Em qualquer equilíbrio ácido-base, tanto a reação direta (em
direção aos produtos) quanto a reação inversa (em direção aos
reagentes) envolvem transferências de próton.
Pares ácido-base conjugados
Ácidos e bases de Brønsted-Lowry
• Por exemplo:
HA(aq) + H2O(l) H3O
+(aq) + A-(aq)
Reação direta: HA doa um próton para a água. Logo, HA é um
ácido de Bronsted-Lowry e H2O é uma base de Bronsted-Lowry.
Reação inversa: o íon H3O+ doa um próton para íon A-. Logo, H3O+ é
um ácido e A- é uma base de Bronsted-Lowry.
HA(aq) + H2O(l) H3O
+(aq) + A-(aq)
• Quando HA doa um próton, ele deixa para trás uma substância
A- que pode atuar como uma base.
• Semelhantemente, quando H2O age como uma base, ela gera
H3O+, que pode atuar como um ácido.
• Um ácido e uma base como HA e A-, respectivamente, que
diferem apenas na presença ou ausência de um próton, são
chamados par ácido-base conjugado.
Ácidos e bases de Brønsted-Lowry
Pares ácido-base conjugados
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• Cada ácido tem uma base conjugada, formada pela remoção de
um próton de seu ácido.
• Analogamente, cada base tem associada a ela um ácido
conjugado, formado pela adição de um próton à base.
Ácidos e bases de Brønsted-Lowry
Pares ácido-base conjugados
Ácidos e bases de Brønsted-Lowry
Pares ácido-base conjugados
Forças relativas de ácidos e bases
Ácidos e bases de Brønsted-Lowry
• Alguns ácidos são melhores doadores de prótons que outros;
• Algumas bases são melhores receptoras de prótons que outras.
• Podemos ordenar os ácidos de acordo com a facilidade de doar
próton. Quanto mais facilmente uma substância doa próton,
menos facilmente sua base conjugada o aceita. O mesmo vale
para as BASES.
Forças relativas de ácidos e bases
Ácidos e bases de Brønsted-Lowry
Assim, quanto mais forte o ácido, mais fraca sua base
conjugada; quanto mais forte a base, mais fraco é seu ácido
conjugado.
A relação inversa entre as
forças dos ácidos e as
forças de suas bases
conjugadas é ilustrada na
Figura ao lado.
Força relativa de 
ácidos e bases
• Os ácidos e bases podem ser
agrupados em 3 categorias
abrangentes com base em seus
comportamentos em água.
1ª) Ácidos Fortes- transferem
completamente seus prótons
para a água. Suas bases
conjugadas tem tendência
desprezível para ser
protonadas (abstrair prótons)
em solução aquosa.
Força relativa de 
ácidos e bases
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2ª) Ácidos Fracos –
dissociam-se apenas
parcialmente em solução
aquosa. Existem em solução
como uma mistura de
moléculas de ácido e íons
constituintes.
3ª) Acidez desprezível – são
aquelas substâncias que
embora apresentem
hidrogênio em sua estrutura,
não demonstram qualquer
comportamento ácido em
água. Exemplo: CH4
Força relativa de 
ácidos e bases Força relativa de ácidos e bases
• Podemos pensar nas reações de transferência de prótons como
sendo governadas pelas forças relativas de duas bases para
retirar prótons.
• Exemplo: Consideremos a reação de transferência de próton,
no equilíbrio, que ocorre quando um ácido HX qualquer se
dissolve em água.
Força relativa de ácidos e bases
Se H2O é uma base mais forte que X-, H2O retirará o próton de
HX para produzir H3O+ e X-. Como resultado o equilíbrio se
localizará à direita. Isso descreve o comportamento de um ácido
forte em água.
Força relativa de ácidos e bases
• Agora, se X- é uma base mais forte que a H2O, o equilíbrio
estará deslocado para a esquerda, pois X- retirará um próton da
espécie H3O+. Essa situação ocorre quando HX é um ácido fraco.
• Com isso podemos concluir que em qualquer reação ácido-
base a posição do equilíbrio favorecerá sempre a
transferência do próton para a base mais forte.
Auto-ionização da água
• Uma molécula de água é capaz de doar um próton para outra
molécula de água.
• Esse processo é conhecido como auto-ionização da água.
O produto iônico da água
• A água pura, estabelece-se o seguinte equilíbrio a 25 C.
• O descrito acima é chamado de auto-ionização da água.
• Kw – constante de equilíbrio do produto iônico da água.
H2O(l) + H2O(l) H3O
+(aq) + OH-(aq)
-
3
2
2
- - 14
3
[H O ][OH ]
[H O]
[H O ][OH ] [ ][OH ] 1,0 10
eq
w
K
K H
+
+ + −
=
= = = 
Auto-ionização da água
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O produto iônico da água
• Uma solução na qual a [H+] = [OH-] é dita neutra.
• Em soluções ácidas [H+] > [OH-].
• Em soluções básicas [H+] < [OH-].
Auto-ionização da água
• Na maioria das soluções a [H+(aq)] é bem pequena.
• Em geral, usa-se [H+] em termos de pH, que é cologaritmo na
base 10 da [H+].
• Em soluções neutras, à 25 C, pH = pOH = 7,00.
• Em soluções ácidas, a [H+] > 1,0  10-7, então o pH < 7,00.
• Em soluções básicas, a [H+] < 1,0  10-7, então o pH > 7,00.
-
3pH log[H O ] log[H ] pOH log[OH ]
+ += − = − = −
A escala de pH
• Quanto mais alto o pH, mais baixo é
o pOH e mais básica a solução.
• Os valores de pH e de pOH está
entre 0 e 14.
• O método mais preciso de medir o
pH é usar um medidor de pH
(pHmetro).
• Entretanto, tem-se também
indicadores ácido-base. Estes são
menos precisos que os medidores de
pH.
A escala de pH
Concentrações de H+ e
valores de pH de
algumas substâncias
comunsa 25oC. O pH e
o pOH podem ser
estimados ao se usar
concentrações de
referência de H+ e OH-.
A escala de pH
Outras escalas ‘p’
• Em geral, para uma grandeza X, temos:
• Por exemplo, pKw = -log Kw.
XlogXp −=
( )
- 14
- -
w
[H ][OH ] 1,0 10
pK log [H ][OH ] 14 log[H ] log[OH ] 14
pH pOH 14
wK
+ −
+ +
= = 
= − =  − − =
+ =
A escala de pH
a) Qual é a base conjugada de cada um dos seguintes
ácidos: HClO4, H2S, PH4
+, HCO3
-
Exercícios de Aplicação
b) Qual é o ácido conjugado de cada uma das seguintes
bases: CN-, SO4
2-, H2O, HCO3
-
1)
2) Calcule a concentração de [H+] e diga se a solução é ácida
ou básica.
(a) Uma solução na qual [OH-] = 0,010 mol/L.
(b) Uma solução na qual [OH-] = 1,8 x 10-9 mol/L.
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Exercícios de Aplicação
3) (a) Uma amostra de suco de maçã apresentou pH de
3,76. Calcule a [H+] dessa amostra.
(b) Em uma amostra de suco de limão a [H+] é de 3,8 x
10-4 mol/L. Calcule o pH dessa amostra.
4) (a) Qual é o pH de uma solução de 0,040 mol/L de
HClO4?
(b) Qual é o pH de uma solução de 0,028 mol/L de
NaOH?
(c) Qual é o pH de uma solução de 0,0011 mol/L de
Ca(OH)2?
Ácidos e bases fortes
• A química de uma solução aquosa geralmente depende do
pH da solução. Portanto, é importante examinar como o pH das
soluções se relaciona com as concentrações de ácidos e bases
fortes.
• Os ácidos e bases fortes são eletrólitos fortes, existindo em
solução aquosa inteiramente como íons.
• Existem relativamente poucos ácidos e bases fortes comuns.
Ácidos fortes
• Os ácidos comuns mais fortes são HCl, HBr, HI, HNO3, HClO3,
HClO4, e H2SO4.
• Ácidos fortes são eletrólitos fortes.
• Todos os ácidos fortes ionizam completamente em solução:
HNO3(aq) + H2O(l) → H3O+(aq) + NO3-(aq)
• Uma vez que H+ e H3O+ são usados de maneira intercambiável,
escrevemos:
HNO3(aq) → H+(aq) + NO3-(aq)
Ácidos e bases fortes
Ácidos fortes
• Em soluções, o ácido forte é geralmente a única fonte de H+.
(Se a concentração em quantidade de matéria do ácido é menor
do que 10-6 mol/L, a auto-ionização da água precisa ser
considerada.)
• Assim, o pH da solução é a concentração em quantidade de
matéria inicial do ácido.
Ácidos e bases fortes
Bases fortes
• A maioria dos hidróxidos iônicos são bases fortes (por
exemplo, NaOH, KOH, e Ca(OH)2).
• As bases fortes são eletrólitos fortes e dissociam-se
completamente em solução.
• O pOH (e, conseqüentemente, o pH) de uma base forte é dado
pela concentração em quantidade de matéria inicial da base.
Tenha cuidado com a estequiometria.
• Para um hidróxido ser uma base, ele deve ser solúvel.
Ácidos e bases fortes
• A grande maioria das substâncias ácidas são ácidos fracos e,
portanto, ionizam-se apenas parcialmente em soluções aquosas.
• A constante de equilíbrio, Keq, pode ser usada para uma reação
de ionização para se medir a extensão na qual um ácido fraco
ioniza-se.
• Se considerarmos um ácido fraco, HA, podemos escrever a
equação para a sua reação de ionização da seguinte maneira:
HA(aq) + H2O(l) H3O
+(aq) + A-(aq)
HA(aq) H+(aq) + A-(aq)
Ácidos fracos
]HA[
]A][H[ -+
=aK
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• Ka é a constante de dissociação de ácido.
• Quanto maior o Ka, mais forte é o ácido (neste caso, mais íons
estão presentes no equilíbrio em relação às moléculas não-
ionizadas).
• Se Ka >> 1, o ácido está completamente ionizado e o ácido é
um ácido forte.
Ácidos fracos Ácidos fracos
Cálculo de Ka a partir do pH
• Para se calcular o valor de Ka para um ácido fraco usa-se os
conceitos de equilíbrio químico.
• Ao fazer esses cálculos, é importante reconhecer que as
reações de transferência de próton geralmente são muito
rápidas.
• O resultado, o Ka ou pH de uma solução sempre representa uma
condição de equilíbrio.
Ácidos fracos
Usando Ka para calcular pH
• Sabendo o valor de Ka e a concentração inicial de um ácido
fraco, podemos calcular a concentração de H+ (aq) em uma
solução de ácido fraco e posteriormente calcular o pH da
solução.
Ácidos fracos
• Os ácidos polipróticos têm mais de um próton ionizável.
• Os prótons são removidos em etapas, não todos de uma só vez :
• É sempre mais fácil remover o primeiro próton em um ácido 
poliprótico do que o segundo.
• Conseqüentemente, Ka1 > Ka2 > Ka3 etc.
H2SO3(aq) H
+(aq) + HSO3
-(aq) Ka1 = 1.7 x 10
-2
HSO3
-(aq) H+(aq) + SO3
2-(aq) Ka2 = 6.4 x 10
-8
Ácidos fracos
Ácidos polipróticos
Ácidos fracos
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EXERCÍCIOS DE APLICAÇÃO
1) Um estudante preparou uma solução de 0,10 mol/L de 
ácido fórmico (HCHO2) e mediu seu pH à 25
oC como 
sendo 2,38. Calcule ka para o ácido fórmico nessa 
temperatura, sabendo que o ácido fórmico é um ácido 
fraco.
2) Calcule o pH de uma solução 0,20 mol/L de HCN 
(ácido fraco).
Dado: Ka (HCN) = 4,9 x 10
-10
EXERCÍCIOS DE APLICAÇÃO
3) O Ka para a niacina (HC6H4NO2) é 1,6 x 10
-5. Qual o pH 
de uma solução de 0,010 mol/L de niacina? Sabe-se 
que a niacina comporta-se como um ácido fraco. 
4) Uma solução 0,085 mol/L de ácido fenilacético
(HC8H7O2) (ácido fraco) apresentou pH de 2,68. 
Calcule Ka.
Ácidos fracos
• Além da constante de acidez, outra medida da força
do ácido é o percentual de ionização, definido como:
Ácidos fracos
• Quanto mais forte for o ácido, maior será o
percentual de ionização. Se considerarmos que a
autoionização da H2O é negligenciável, então a
concentração de ácido que se ioniza é igual à
concentração de H+(aq) formado.
Ácidos Polipróticos
• Ácidos com mais de um átomo de H ionizável são
conhecidos como ácidos polipróticos.
• Quando há dois, as constantes de acidez são classificadas
como Ka1 e Ka2.
Ácidos Polipróticos
• Ka2 sempre se refere ao equilíbrio envolvido na remoção do
segundo próton de um ácido poliprótico, e Ka2 < Ka1.
• Sempre é mais fácil remover o primeiro próton de um
ácido poliprótico do que remover o segundo.
• Do mesmo modo, para um ácido com três prótons
ionizáveis, é mais fácil remover o segundo próton do que o
terceiro.
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Ácidos Polipróticos
• Assim, H+(aq) na solução é resultado quase inteiramente da
primeira reação de ionização.
• As bases fracas removem prótons das substâncias.
• Existe um equilíbrio entre a base e os íons resultantes:
• Exemplo:
• A constante de dissociação da base, Kb, é definida como
NH3(aq) + H2O(l) NH4
+(aq) + OH-(aq)
]NH[
]OH][NH[
3
-
4
+
=bK
Bases fracas
• As bases geralmente têm pares solitários ou cargas negativas
para atacar os prótons.
• As bases fracas mais neutras contêm nitrogênio.
• As aminas estão relacionadas com a amônia e têm uma ou mais
ligações N-H substituídas por ligações N-C (por exemplo,
CH3NH2 é a metilamina).
• Os ânions de ácidos fracos também são bases fracas.
• Exemplo: ClO- é a base conjugada do HClO (ácido fraco):
ClO-(aq) + H2O(l) HClO(aq) + OH
-(aq) Kb = 3.3 x 10
-7
Bases fracas
• Precisamos quantificar a relação entre a força do ácido e a
base conjugada.
• Quando duas reações são adicionadas para produzirem uma
terceira, a constante de equilíbrio para a terceira reação é o
produto das constantes de equilíbrio para as duas primeiras:
Reação 1 + Reação 2 = Reação 3
tem-se então:
213 KKK =
Relação entre Ka e Kb
• Para um par ácido-base conjugado
• Conseqüentemente, quanto maior o Ka, menor o Kb. Isto é, 
quanto mais forte o ácido, mais fraca a base conjugada.
• Tomando o negativo dos logaritimos:
baw KKK =
baw pKpKpK +=
Relação entre Ka e Kb Relação entre Ka e Kb
49 50
51 52
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• G. N. Lewis propôs uma definição mais geral de ácidos e
bases, que ressalta o par de elétrons compartilhado: um
ácido de Lewis é um aceptor de par de elétrons, e uma
base de Lewis é um doador de par de elétrons.
Ácidos e bases de Lewis
• Na teoria de Lewis, no entanto, uma base pode doar o seu
par de elétrons a uma espécie química diferente de H+.
• Portanto, a definição de Lewis aumenta bastante o númerode espécies que podem ser consideradas como ácidos; em
outras palavras, H+ é um ácido de Lewis, mas não o único.
Ácidos e bases de Lewis
• A vantagem da definição de Lewis para ácido e base é que
ela nos permite tratar uma ampla variedade de reações,
incluindo as que não envolvem transferência de prótons,
como reações ácido–base.
• Ácidos de Lewis incluem moléculas que têm um octeto
incompleto de elétrons. Além disso, muitos cátions simples
podem atuar como ácidos de Lewis.
Ácidos e bases de Lewis EXERCÍCIO DE APLICAÇÃO
1) Uma solução de NH3 em água tem um pH de 10,50.
Calcule a concentração em quantidade de matéria da
solução. Sabe-se que a amônia comporta-se como uma base
fraca nessas condições.
Dado: Kb (NH3) = 1,85 x 10
-5
2) Calcule o pH de solução aquosa de etilamina (C2H5NH2)
0,075 mol/L.
Dado: Kb = 6,4 x 10-4
EXERCÍCIO DE APLICAÇÃO
3) Uma solução de 0,035 mol/L de efedrina (C10H15ON)
tem pH de 11,33. Calcule Kb sabendo que a efedrina
comporta-se como uma base fraca.
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