AULA EQUILÍBRIO ÁCIDO

Prévia do material em texto

Prof. MSc. Woodland de Souza Oliveira
Equilíbrio em fase aquosa:
Ácidos e bases em solução
Maceió,
Outubro / 2020
Relembrando conceitos...
Nas aulas passadas...
Química Analítica;
Análise química;
Cálculo de concentrações;
Estequiometria.
2
Sumário
✓ A importância do equilíbrio químico;
✓ Definição de equilíbrio químico;
✓ Reversibilidade das reações;
✓ Processos dinâmicos;
✓ Constante de equilíbrio;
✓ Origem termodinâmica e cinética das constantes;
✓ Balanço de massa e carga;
✓ Princípio de Lê Chatelier
✓ Equilíbrios ácido-base, solubilidade, complexação e redox;
✓ Exercícios.
3
Importância do equilíbrio químico
Como um bebê no útero 
recebe oxigênio?
Hb + O2 ⇌ HbO2 HbF + O2 ⇌ HbFO2
4
Importância do equilíbrio químico
Ca10(PO4)6(OH)2(s) 10Ca2+(aq) + 6PO43-(aq) + 2OH-
(aq) +
3H+
H3PO4 5
Água “o solvente universal”
6
Água “o solvente universal”
7
Formação de micelasSolubilização de NaCl
Hidratação de macromoléculas
Água “o solvente universal”
8
Introdução a equilíbrio químico
Processo dinâmico
9
Equilíbrio químico e cinénica
N2 + 3H2 2NH3
10
Constante de equilíbrio
Considerando a equação geral para um equilíbrio químico:
aA + bB cC + dD
Lei da ação das massas
Proposta formulada pela primeira vez pelos noruegueses Guldberg e Waage em 1883.
ATENÇÃO
Não devem aparecer na constante de equilíbrio:
Sólidos, líquidos puros e solventes.
Constante de equilíbrio
Constante de equilíbrio
Introdução a equilíbrio químico
14
Início: NO2(g) Início: NO2(g)+ N2O4(g)Início: N2O4(g)
Introdução a equilíbrio químico
15
Expressão da constante de equilíbrio
✓ Origem termodinâmica das constantes de equilíbrio:
ΔGr< 0 → Reação direta espontânea;
ΔGr > 0 → Reação direta não espontânea.
mA + nB ⇌ rC + sD
K = 
[C]r [D]s
[A]m[B]𝑛
No equilíbrio
K = Q
Q = 
[C]r [D]s
[A]m[B]𝑛
Fora do equilíbrio 
K ≠ Q
ΔGr = 0
Gr = Gr
0 + RTlnQ Gr
0 = - RTlnK
16
Expressão da constante de equilíbrio
✓ Origem termodinâmica das constantes de equilíbrio:
H2(g) + Cl2(g) ⇌ 2HCl(g)
K = 
(PHCl)2
PH2P𝐶 𝑙2
K = 4,0 x 1018
Produtos
N2(g) + O2(g) ⇌ 2NO(g)
K = 
(PNO)2
PN2P𝑂 2
K = 3,4 x 10-21
Reagentes
Extensão da reação
17
Expressão da constante de equilíbrio
Se Q > K
Reagentes
Direção da reação
Se Q < K
Produtos
Se Q = K
Equilíbrio
✓ Origem termodinâmica das constantes de equilíbrio:
18
Equilíbrio em química analítica
19
Resposta dos equilíbrios a mudanças de condições
Princípio de Lê Chatelier:
“Quando uma perturbação exterior é aplicada a um sistema em 
equilíbrio dinâmico, ele tende a se ajustar para reduzir ao mínimo o 
efeito da perturbação”.
Henri Lê Chatelier
(1850-1936)
Concentração Pressão Volume Temperatura Catalisador
20
Conceitos de ácidos e bases
Arrhenius:
• Ácidos: liberam apenas H+ (H3O
+) como cátion em 
meio aquoso.
HCl + H2O H3O
+ + Cl-
H2SO4 + H2O 2H3O
+ + SO4
-
• Bases: liberam apenas OH- como ânion em meio 
aquoso.
NaOH + H2O Na
+ + OH-
NH4OH + H2O NH4
+ + OH-
ÁCIDO + BASE→ SAL + ÁGUA
Arrhenius
Brønsted-Lowry:
• Ácidos: doadores de H+
HCl + H2O H3O
+
(aq)+ Cl
-
(aq)
• Bases: recebedores H+ (não precisam ter OH-);
NH3 + H3O
+ H2O + NH4 (aq)
Conceitos de ácidos e bases
Brønsted
Lowry
Não requer que o H3O
+ seja liberado. Logo pode ser 
estendida a solvente não aquosos e para fase gasosa.
Conceitos de ácidos e bases
Brønsted-Lowry (par conjugado)
+ 2 2
Ácido Base Base Ácido
HA(aq) + H2O H3O
+
(aq) + A
-
(aq)
ácido + base ácido + base
Anfótera
Conceitos de ácidos e bases
Lewis:
• Ácidos: receptores de par de elétrons;
• Bases: doadores de par de elétrons;
Gilbert Newton Lewis
obs.: ácidos e bases de Lewis não precisam conter prótons
(definição mais geral que as de Arrhenius e Brønsted-Lowry).
Conceitos de ácidos e bases
Conceitos de ácidos e bases
Fonte: Profº Dr. Josué Carinhanha Caldas Santos 
✓Quanto mais forte é um ácido mais fraca é sua base conjugada.
✓O H+ é o ácido mais forte que pode existir no equilíbrio em uma solução
aquosa.
✓O OH- é a base mais forte que pode existir no equilíbrio em uma solução
aquosa.
Força de ácidos e bases
Fonte: Profº Dr. Josué Carinhanha Caldas Santos 
Antes da 
dissociação
Depois da 
dissociação
Conceitos de ácidos e bases
0 10 20 30 40 50 60 70 80 90 100
0,00E+000
1,00E-013
2,00E-013
3,00E-013
4,00E-013
5,00E-013
6,00E-013
Temperatura / °C
K
w
10
-14
6,2
6,4
6,6
6,8
7,0
7,2
7,4
7,6
 p
H
Conceitos de ácidos e bases
Fonte: Profº Dr. Josué Carinhanha Caldas Santos 
Søren Peter Lauritz Sørensen
https://pt.wikipedia.org/wiki/S%C3%B8ren_Peter_Lauritz_S%C3%B8rensen
Conceitos de ácidos e bases
𝐊𝐰 = 𝐇𝟑𝐎
+ 𝐎𝐇− 
Conceitos de ácidos e bases
M
a
is
 á
ci
d
o
M
a
is
 b
á
si
c
o
Meio básico
Meio ácido
Neutro
pH de ácidos fortes
Calculo de pH
Qual o pH de uma solução 5 mmol L-1 de HCl?
HCl + H2O → H3O
+
(aq) + Cl
-
(aq)
pH  - log[H+]
H2O + H2O H3O
+
(aq) + OH-(aq) KW = 1,0x10-14
pH de bases fortes
Calculo de pH
Qual o pH de uma solução 5 mmol L-1 de NaOH?
pH + pOH  14
H2O + H2O H3O
+
(aq) + OH-(aq) KW = 1,0x10-14
NaOH + H2O → OH
-
(aq) + Na
+
(aq)
Exemplos
1. Qual o pH de uma solução 1,5 mmol L-1 de ácido sulfúrico? 2. Qual o pH de uma solução 1,5 mmol L-1 de NaOH?
Exemplos
Qual o pH de uma solução 1,0x10-8 mol L-1 de HCl?
Fonte: Profº Dr. Josué Carinhanha Caldas Santos 
Força de ácidos e bases
Força de ácidos e bases
Ácidos fracos
HF + H2O H3O
+ + F-
𝐊𝐚 =
𝐇3𝐎
+ 𝐇3𝐂𝐂𝐎𝐎
−
𝐇3𝐂𝐂𝐎𝐎𝐇
= 𝟏, 𝟖 × 𝟏𝟎−𝟓
𝐊𝐚 =
𝐇𝟑𝐎
+ 𝐅−
𝐇𝐅
= 𝟔, 𝟔 × 𝟏𝟎−𝟒
Constante de ionização Kb Mais dissociada
Ácidos fracos
Base fracas
NH3 + H3O
+ H2O + NH4 (aq)
𝑲𝐛 =
𝑵𝑯𝟒
+ 𝑶𝑯−
𝐍𝐇𝟑
= 𝟏, 𝟖 × 𝟏𝟎−𝟓
Constante de ionização Kb Mais dissociada
Balanço de massa
✓ Balanço de Massa
O balanço de massa estabelece a quantidade de todas as espécies em uma solução que contém
um determinado átomo (ou determinado grupo de átomos) deve ser igual à quantidade desse
átomo (ou grupo) que foi transferida para solução.
✓Ácidos e Bases Fortes
Ca = 0,1 mol L
-1. Como trata-se de um ácido forte, implica que [H+] = [Cl-] = 0,1 mol L-1 em
virtude da completa dissociação do HCl.
Balanço de massa
✓ Ácidos e Bases Fracos
Ca = 0,2 mol L
-1. Como trata-se de um ácido fraco implica que somente parte do ácido
fluorídrico estará dissociada. Assim o balanço de massa depende de todas espécies
presentes. 0,2 mol L-1 = [HF] + [F-] em virtude da dissociação parcial do HF.
Balanço de carga
O balanço de carga é uma formulação algébrica da eletroneutralidade.
O balanço de carga estabelece que na solução, a soma das cargas positivas é igual a 
soma das cargas negativas.
n1[C1] + n2[C2] + ... = m1[A1] + m2[A2] + ...
[C] = concentração do cátion
n = carga do cátion
[A] = concentração do ânion
m = módulo da carga do ânion
Balanço de carga
Considere que em solução contenham as seguintes espécies iônicas: H+, OH-, K+,
H2PO4
-, HPO4
2- e PO4
3-. Desta forma o balanço de carga seria:
[H+] + [K+] = [OH-] + [H2PO4
-] + 2[HPO4
2-] + 3[PO4
3-]
Ex.: Escreva o balanço de carga para uma solução contendo: H2O, H
+, OH-, Fe3+,
CH3OH, HCN, CN
-, ClO4
-, SO4
2- e Mg2+.
Balanço de massa e de carga
3. Empregando o conceito de balanço de massa e de carga prove as seguintes relações:
a) [NO2
-] = [H+] – [OH-] para solução de HNO2 a 0,1 mol L
-1
b) [CH3CO2H] = 0,2 - [H
+] + [OH-] para solução de CH3CO2H 0,2 mol L
-1
c) [H2C2O4] = 0,1 - [H
+] + [OH-] + [C2O4
2-] para solução de H2C2O4 0,1 mol L
-1
Cálculo de pH de ácido fraco
Durante o período do PLE, um aluno curioso de química analítica resolveu fazer um 
experimento em casa testar os seus conhecimentos sobre equilíbrio ácido-base. Assim ele 
avaliou a variação do pH de vinagre em diferentes condições. Neste experimento, Zé 
Maria Desenrolado utilizou o extrato de repolho roxo como indicador. 
Cálculo de pH de ácido-base fracaQual o pH do pH se eu 
adicionar NaOH?Qual o pH do vinagre?
Zé Maria Desenrolado
Cálculo de pH de ácido-base fraca
1. Qual o pH do vinagre?
Cálculo de pH de ácido-base fraca
1. Qual o pH do vinagre?
Balanço de massa: Ca = [HA] + [A-] = 0,02 mol L-1
Balanço de carga: [A-] + [OH-] = [H+] 
Substituindo na constante de ionização, temos: 
Cálculo de pH de ácido-base fraca
1. Qual o pH do vinagre?
Balanço de massa: Ca = [HA] + [A-] = 0,66 mol L-1
Balanço de carga: [A-] + [OH-] = [H+] SE [H+] >> [OH-], temos [A-] = [H+] 
Assim: [A-] = Ca - [HA], substituindo na constante de ionização, temos: 
Resolvendo: 
[H+ ] = 3,4x10-3 mol L-1
pH = - log[H+ ] = 2,47 
Cálculo de pH de ácido-base fraca - Simplificado
1. Qual o pH do vinagre?
Resolvendo: 
[H+ ] = 2,8x10-3 mol L-1
pH = - log[H+ ] = 2,56 
A equação geral pode ser frequentemente simplificada considerando que a dissociação não diminui
significativamente a concentração de HA. Portanto, uma vez que [H+ ]<< Ca , assim, Ca - [H+ ] = Ca:
Erro = 3,6 % 
Cálculo de pH de ácido-base fraca - Simplificado
Cálculo de pH de ácido-base fraca
Qual será se eu 
adicionar NaOH?Qual o pH do vinagre?
Zé Maria Desenrolado
Referências 
1. Skoog, D. A.; West, M. W.; Holler, F. J.; Crouch, S. R. Fundamentos de Química Analítica, 1a ed.,
Thomson, São Paulo, 2006.
2. Vogel, A. I. Análise Química Quantitativa, 6a ed., LTC – Livros Técnicos e Científicos, Rio de Janeiro,
2002.
3. Harris, D.C. Análise Química Quantitativa, 5a ed., LTC – Livros Técnicos e Científicos, Rio de Janeiro,
2001.
4. Hage, D. S.; Carr, J. D. Química Analítica e Análise Quantitativa, 1a ed., Pearson, São Paulo, 2012.
5. Baccan, N.; Andrade, J. C. Química Analítica Quantitativa Elementar, 3ª ed., Edgard blucher, São Paulo,
2001.
6. Christian, G. D. Analytical Chemistry, 5a Ed., John Wiley & Sons, New York, 1994.
Leitura complementar
Teixeira, K. I. R.; Bueno, A. C. e Cortés, M. E. Processos Físico-Químicos no Biofilme Dentário Relacionados à 
Produção da Cárie, Química Nova na Escola, Vol. 32, n° 3, 2010
55