Equilíbrio Ácido Base

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Equilibrio Acido Base 
Relembrando... 
 
1. Arrhenius 
HA ⇌ H+ + A- 
 em H2O 
BOH ⇌ B+ + A- 
 
2. Bronsted-Lowry 
 
HA ⇌ H+ + A- 
 
B + H+ ⇌ HB+ 
 
3. Lewis 
 
A + B ⇌ AB 
Relembrando Bronsted-Lowry 
Ex: H2S + H2O ⇌ HS- + H3O+ 
 ácido base base ácido 
 
 
Ácido: H2S ⇌ HS- + H+ 
Base: H2O + H+ ⇌ H3O+ 
Base: HS- + H+ ⇌ H2S 
Ácido: H3O+ ⇌ H2O + H+ 
 
Ex: HCO3- + H2O ⇌ CO32- + H3O+ 
 ácido base base ácido 
 
 
Ácido HCO3- ⇌ CO32- + H+ 
Base: H2O + H+ ⇌ H3O+ 
Base: CO32- + H+ ⇌ HCO3- 
Ácido: H3O+ ⇌ H2O + H+ 
 
 
Ex: HCO3- + H2O ⇌ H2CO3 + OH- 
 base ácido ácido base 
 
Base: HCO3- + H+ ⇌ H2CO3 
Ácido: H2O ⇌ H+ + OH- 
Ácido: H2CO3 ⇌ HCO3- + H+ 
Base: H+ + OH- ⇌ H2O 
 
Anfoterismo 
Capacidade de um composto de reagir tanto como ácido quanto 
como base. 
HCO3- + H2O ⇌ CO32- + H3O+ 
ácido base base ácido 
HCO3- + H2O ⇌ H2CO3 + OH- 
base ácido ácido base 
Ambos são anfóteros 
 ÁCIDO 
 
 COMPOSTO anfóteros 
 
 BASE 
 Independente da teoria ácido-base 
que defina a espécie. 
 
 ÁCIDO 
 + H+ 
 COMPOSTO anfipróticos 
 - H- 
 BASE 
 Ácido-base de Bronsted-Lowry 
 
 
Outros exemplos: 
 
 anfóteros 
 anfipróticos 
 
Outros exemplos: 
- aminoácidos 
 
 
 Zwitterion: molécula 
neutra que contém mesmo número de cargas positivas e 
negativas 
 
Autoprotólise em Solventes 
 Solventes anfóteros podem reagir entre suas próprias 
espécies, onde uma molécula age como ácido e outra 
como base. 
 Autoprotólise também pode ser chamada de auto-
ionização. 
a extensão da 
autoprotólise vai 
depender do equilíbrio 
químico da reação 
 
Constante de equilíbrio 
 também chamada de constante de dissociação ácida ou 
básica (Ka ou Kb) 
 HA + H2O ⇌ A- + H3O+ 
 
K = [A-][H3O+] K[H2O] = [A-][H3O+] 
 [HA][H2O] -- solvente [HA] 
 
 Ka = [A-][H3O+] 
 [HA] 
 
 B + H2O ⇌ HB+ + OH- 
 
K = [HB+][OH-] K[H2O] = [HB+][OH-] 
 [B][H2O] -- solvente [B] 
 
 KB = [HB+][OH-] 
 [B] 
 
Exercício: escreva a constante de dissociação para as seguintes 
reações: 
 HONH3+ + H2O ⇌ HONH2 + H3O+ 
 ácido base base ácido 
 
Ka = [HONH2][H3O+] 
 [HONH3+] 
 
 HPO42- + H2O ⇌ H2PO4- + OH- 
 base ácido ácido base 
 
Ka = [H2PO4-][OH-] 
 [HPO42-] 
 
Constante de equilíbrio – autoprotólise da 
água 
 H2O + H2O ⇌ H3O+ + OH- 
 
K = [H3O+][OH-] K[H2O]2 = [H3O+][OH-] 
 [H2O][H2O] – solvente 
 
 KW = [H3O+][OH-] 
Para sistemas aquosos há uma correlação entre a [H3O+] e a 
[OH-], definida pela autoprotólise deste solvente. 
 
 
 
 
Ácido 
 
 
Espécie 
 
 
Base 
HPO42- 
 
 
H2PO4- 
 
 
H3PO4 
PO43- 
 
 
HPO42- 
 
 
H2PO4- 
SO32- 
 
 
HSO3- 
 
 
H2SO3 
SO42- 
 
 
HSO4- 
 
 
H2SO4 
S2- 
 
 
HS- 
 
 
H2S 
NH2- 
 
 
NH3 
 
 
NH4+ 
[Be(OH)4]2- 
 
 
Be(OH)2 
 
 
Be2+ 
[Al(OH)4] 
 
 
Al2O3 
 
 
[Al(H2O)6]3+ 
Exercício: qual a [OH-] se a [H3O+] é 6,12x10-5 M? 
 
Kw = [H3O+][OH-] 
 
[OH-] = Kw à 25ºC, Kw ≈1,00x10-14 
 [H3O+] 
 [OH-] = 1,00 x 10-14 
 6,12 x 10-5 
 
 [OH-] = 1,63 x 10-10 M 
 
 se em soluções aquosas [H3O+] e [OH-] estão 
diretamente correlacionados, então pode-se usar uma 
escala para avaliar o grau de acidez ou basicidade de 
uma solução 
em um meio neutro: 
[H3O+] = [OH-] 
Kw = [H3O+][OH-] = [H3O+]2 
[H3O+] = Kw = 1,00 x 10-14 = 1,00 x 10-7 M 
 
Escala de pH 
 define-se: o potencial hidrogeniônico (pH) de uma 
solução aquosa é a atividade do íon H3O+ 
 
pH = -log{H3O+} pH = -log [H3O+] 
 atividade concentração 
 
à 25ºC, 
pH = -log (1,00x10-7) = 7,00 
 
 
 
 
 
 
 
Exercício: sabendo que o sangue humano tem um pH médio de 
7,4, qual a concentração de H3O+ presente no mesmo? 
 
pH = -log[H3O+] 
[H3O+] = 10-pH 
[H3O+] = 10-7,4 
[H3O+] = 4,0 x 10-8 M 
 
 
Exercício: um suco gástrico produzido no estômago foi analisado e 
visto que contém HCl numa concentração de 0,0236 M. Qual seu 
pH? 
 
 HCl + H2O → H3O+ + Cl- 
 Ácido forte → completamente dissociado 
[H3O+] = 0,0236 M 
pH = -log[H3O+] 
pH = -log (0,0236) 
pH = 1,63 
 
 
Exercício: o hidróxido de magnésio tem solubilidade de 12 mg/L. 
Qual o pH de uma solução saturada do mesmo? 
 
Exercício: qual o pH do vinagre, cuja concentração é 0,67 M? 
 
 
Se [H3O+] > 1,00x10-7, então 
[H3O+] > [OH-] e o meio é ácido 
Se [H3O+] < 1,00x10-7, então 
[H3O+] < [OH-] e o meio é básico 
 
Se [H3O+] > 1,00x10-7, 
então pH < 7 e o meio é 
ácido 
 Se [H3O+] < 1,00x10-7, 
então pH > 7 e o meio é 
básico 
 
 
Exercício: qual o pH do vinagre, cuja concentração é Ca M? 
 
 
Equilibrio acido-Base parte dois 
Ionização de Ácido/Base em água 
HA + H2O ⇌ A- + H3O+ Ka = [A-][H3O+] 
ácido base [HA] 
 
B + H2O ⇌ HB+ + OH- Kb = [HB+][OH-] 
base ácido [B] 
 pares conjugados 
 quanto mais fraco o ácido, mais forte é sua base 
conjugada 
 quando mais fraca a base, mais forte é seu ácido 
conjugado 
 
Sais de Ácidos/Bases Fracos 
 
A- + H2O ⇌ HA + OH- Kb = [HA][OH-] 
 [A-] 
 
HB+ + H2O ⇌ B + H3O+ Ka = [B][H3O+] 
 [HB+] 
 
 
 
hidrólise: é a reação de um composto com uma molécula de água, 
provocando sua quebra. Dentro do contexto de equilíbrio químico, 
também é relacionada à capacidade de sais de ácidos/bases 
fracos reagirem com moléculas de água, gerando H3O+ ou OH- 
 
 A- + H2O+ ⇌ HA + OH- Kb 
 
 A- + H3O+ ⇌ HA + H2O 1/Ka 
 + 2 H2O ⇌ H3O+ + OH- Kw 
 
sempre que uma reação de equilíbrio é invertida, a sua constante 
passa a ser 1/k 
 A- + H3O+ ⇌ HA + H2O 1/Ka 
 + 2 H2O ⇌ H3O+ + OH- Kw 
 
 A- + H2O ⇌ HA + OH- Kb 
 
 Kw = Kb x Ka Kb = 1 x Kw 
 Ka 
Sempre que somamos duas reações de equilíbrio, a sua 
constante passa a ser o produto dos equilíbrios. 
Exercício: sabendo que o Ka do ác fluorídrico é igual a 7,20x10-4, 
calcule a constante de dissociação ácida do íon fluoreto. 
 F- + H2O ⇌ HF + OH- Kb 
Kw = Kb + Ka 
 
Kb = KW = 1,00X10-14 
 Ka 7,20X10-4 
Kb = 1,39 x 10-11 
 
Exercício: sabendo que o Kb da ammonia é igual a 1,80x10-5, 
calcule a constantede dissociação ácida do íon amônio 
 NH4+ + H2O ⇌ NH3 + H3O+ Ka 
 
Kw = Kb + Ka 
Ka = KW = 1,00X10-14 
 Kb 1,80X10-5 
Ka = 5,56 x 10-10 
 
 
Obs: assim como “pH”, 
pode-se representar o -log 
das constantes como pK 
 
-logKw = -log(Kb x Ka) 
-logKw = -logKb – logKa 
pKw = pKb + pKa 
pKb + pKa = 14 (à 25ºC) 
 Sais contém cations (Mn+) e ânions (Xs-) 
 
 
 
exemplo: 
1. NaCl 
Na+ vem de uma base forte (NaOH) e Cl- 
vem de um ácido forte (HCl) 
2. NH4Cl 
NH4+ vem de uma base fraca (NH3) e Cl- 
vem de um ácido forte (HCl) 
3. NaOCl 
Na+ vem de uma base forte (NaOH) e OCl- 
vem de um ácido fraco (HOCl) 
4. NH4OCl 
NH4+ vem de uma base fraca (NH3) e OCl- 
vem de um ácido fraco (HOCl) 
 
Exercício: calcule p pH de uma solução 0,010M de NaOCl. 
 
Exercício: calcule o pH de uma solução 0,010M de NH4Cl 
 
Exercício: calcule o pH de uma solução 0,010M de NH4OCl 
 
Exercício: calcule o pH de uma solução 0,010M de NH4OAc 
 
Efeito do pH na Especiação 
 Descreve a distribuição de um analito dentre as 
possíveis espécies. 
HA + H2O ⇌ A- + H3O+ princípio de Le Châtelier 
 
1. Aumento do pH [H3O+]desloca o equilíbrio em direção a base conjugada (A-) 
 
2. Diminuição do pH  [H3O+] desloca o equilíbrio em direção ao ácido (HA) 
Podem vir de: 
- bases fortes 
- bases fracas 
Podem vir de: 
- ácidos fortes 
- ácidos fracos 
 
 
separação dos grupos de cátions II e IIIb 
GRUPO II 
reagente: TAA (H2S) em meio 
ácido 
[S2-] baixa 
precipita sulfetos mais insolúveis 
GRUPO IIIb 
reagente: TAA (H2S) em meio básico 
[S2-] alta 
precipita sulfetos mais solúveis 
 
Tamponamento do pH 
 Capacidade de soluções contendo ácidos fracos e sais 
da sua base conjugada em estabilizar o pH, mesmo que 
suas concentrações individuais variem 
 
 
 
 
 
 Soluções contendo ácidos fracos e sais da sua base 
conjugada com capacidade de resistir a variações do pH 
quando ácidos ou bases são adicionados ou quando há 
diluição 
(!). HA + A- tampão ácido: ácido fraco misturado com sal da base 
conjugada 
 ex: ácido acético e acetato de sódio 
 
(2). B + HB+ tampão básico: base fraca misturada com sal do ácido 
conjugado 
 ex: amônia e cloeto de amônio 
 
Solução Tampão 
 
Exercício: uma solução tampão contém 0,1 M de HOAc e 0,1 M 
de NaOAc. Sabendo que o Ka é 1,8x10-5, calcule o pH da solução 
 
 
 
 
Exercício: calcule o pH de um tampão que tem concentração de 
0,0200 M de amônia e 0,0300 M de cloreto de amônio 
 
 
 
 
 
 
Exercício: no exemplo anterior, qual seria o pH se adicionássemos 
3,00 mL de solução 0,100 M de NaOH em 100mL do tampão? 
 
 
 
 
 
 
 
Exercício: você possui ácido acético e hidróxido de sódio no 
laboratório, não possuindo acetato de sódio para produzir solução 
tampão de pH = 4,10. Partindo de 250 mL de solução 0,100 M 
de HOAc, quantos mL de solução 0,500 M NaOH precisaria ser 
adicionado para realizar esse tampão?