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Aula 03: Equilíbrio ácido-base
parte 1 
Faculdade de Engenharia
Profª: Dra. Daniele C. da Silva
Química Analítica
Balanço 
Balanço de carga
É a formulação algébrica da eletronegatividade. Na solução, a soma das cargas 
positivas é igual à soma das cargas negativas.
Ʃ [cargas positivas] = Ʃ [cargas negativas]
n1[C1] + n2[C2] + ... = m1[A1] + m2[A2] + ...
Onde [C] é a concentração de um cátion, n é o módulo da carga do cátion, [A] é a
concentração do ânion e m é o módulo da carga do ânion.
Escreva o balanço de carga para uma solução contendo H2O, H
+, OH-, 
ClO4
-, Fe(CN)6
3-, CN-, Fe3+, Mg2+, CH3OH, HCN, NH3, NH4
+
Balanço 
Balanço de massa
A quantidade de todas as espécies em uma solução que contém um determinado 
átomo (ou um determinado grupo de átomos) deve ser igual à quantidade desse 
átomo (ou grupo) que foi transferido para a solução.
Exemplo: 
1) Admita que uma solução é preparada pela dissociação de 0,05 mol de ácido
acético em água, diluindo-se posteriormente até que o volume final seja de 1,0 L. O
balanço de massa é:
0,05 M = [CH3CO2H] + [CH3CO2
-]
2) Quando um composto se dissocia várias vezes o balanço de massa deverá incluir
todas as espécies. O ácido fosfórico (H3PO4) 0,025mol em 1,0 L.
0,025 M = [H3PO4] + [H2PO4
-] + [HPO4
2-] + PO4
3-]
Balanço 
Balanço de massa
Exercício: 
1) Escreva o balanço de massa para o K+ e o fosfato em um solução preparada pela
mistura de 0,025 mol de KH2PO4 com 0,03 mol de KOH e diluída a 1,0 L
2) Escreva o balanço de massa para uma solução saturada do sal pouco solúvel
Ag3PO4, que produz PO4
3- e 3Ag+ quando se dissolve.
Como a força dos ácidos depende da quebra da ligação H-A e da
formação de uma ligação H-OH2
+ , podemos esperar que um fator importante
para determinar a acidez de um compostos é a facilidade com que essa
ligações são formadas e quebradas.
Força dos ácidos
Quanto maior for a eletronegatividade, mais forte será o ácido.
Quanto maior é o número de oxidação do átomo 
central, mais forte será o ácido.
1) Qual deve ser o ácido mais forte, H2S ou H2Se. Porque?
Dados: S=16; Se=34.
2) Calcule o pH da equação abaixo, sabendo que 0,10M
CH3COOH(aq) e Ka ácido acético é 1,8x10
-5.
Exercícios
Monoprótico
Ácido e base forte
Ácido forte e base forte a reação ocorre de forma completa.
Qual é o pH de uma solução de KOH 1,0x10-8M?
Monoprótico
Ácido e base forte
Na água pura, [OH-] = 1,0x10-7M
[K+] + [H+] = [OH-]
[K+] = 1,0x10-8M
[H+] = x
[H+] [OH-] = Kw
(x) (x +1,0x10-8) = 1,0x10-14
x2 + (1,0x10-8 ) x – (1,0x10-14) = 0
x = 9,6x10-8M ou -1,1x10-7M
[H+] = 9,6x10-8M
pH = -log [H+] = 7,02
Monoprótico
Ácido e base forte
1. Quando a concentração é “alta” (≥ 10-6 M), o pH tem o valor que calculamos,
considerando apenas o H+ ou OH- adicionado.
2. Quando a concentração é “baixa” (≤ 10-8 M), o pH é 7,00. Não adicionamos
ácido ou base suficiente para afetar significativamente o pH da própria água.
3. Em concentrações intermediárias (~10-6 a 10-8 M), os efeitos da ionização da
água e do ácido, ou da base, adicionado são equivalentes.
Monoprótico
Ácido e base fraca
Quanto menor o valor de k, maior será o valor de pk, mais fraco será o ácido 
ou a base 
Monoprótico
Equilíbrio em ácido fraco
Determine o pH de uma solução de cloreto de trimetilamônio 0,100 M (Ka = 1,58x10
-10)
(CH3)3NH
+ (CH3)3N + H
+ 
F - x x x
Grau de dissociação: é a fração do ácido que se encontra na forma A-
x
F
Monoprótico
Equilíbrio em base fraca
Determine o pH de uma solução de amônia 0,1 M (Kb = 1,75x10
-5)
NH3 + H2O NH4
+ + OH-
F - x x x
Grau de associação: é a fração da base que reagiu com a água
x
F
Monoprótico
Tampão
“Soluções mistas” um ácido fraco ou uma base fraca e um de
seus sais estão presentes e permitem estabilizar o pH de
soluções em água.
Solução tamponada resiste a uma mudança de pH quando
ácidos ou bases são adicionados ou quando ocorre uma
diluição.
Exemplo: plasma sanguíneo, água do mar, detergentes, sucos 
etc.
Monoprótico
Tampão ácido é uma solução, em água, de um ácido fraco e
sua base conjugada na forma de sal. Ele estabiliza as soluções
no lado ácido da neutralidade (pH<0).
Tampão básico é uma solução, em água, de uma base fraca e
seu ácido conjugado na forma de sal. Ele estabiliza soluções no
lado tampão básico.
CH3COOH + H2O ↔ CH3COO
- + H3O
+
Ka = [H3O
+] . [CH3COO
-]
[CH3COOH] 
Ka . [CH3COOH] = [H3O
+]
[CH3COO
-]
Multiplica por -log
-log Ka . [CH3COOH] = -log [H3O
+]
[CH3COO
-]
pka – log [CH3COOH] = pH
[CH3COO
-]
pka + log [CH3COO
-] = pH
[CH3COOH]
Equação de Henderson-Hasselbalch
Monoprótico
Capacidade de um tampão é a quantidade máxima de
ácido ou base que pode ser adicionada sem que o tampão
perca sua capacidade de resistir à mudança do pH.
Praticando:
Suponha que estamos preparando culturas de bactérias que
exigem um ambiente ácido e queremos preparar um tampão
próximo de pH=4. Preparamos, então, uma solução tampão que
é 0,04 M NaCH3CO2(aq) e 0,08 M CH3COOH(aq), em 25 ºC.
Qual é o pH da solução tampão? (Dado: ka=1,8x10-5)
Monoprótico
Exercícios
1. Hipoclorito de sódio, NaOCl, foi dissolvido em uma solução tamponante em pH
6,20. Encontre a razão [OCl-]/[HOCl] nesta situação. (pKa=7,53 do HOCl)
2. Qual é a concentração de íons hidrônio em uma solução 0,075 M de HCN(aq) e
0,06 M de NaCN(aq), Ka=4,9x10-10
3. Qual é a concentração de íons hidrônio em uma solução 0,12 M de HBrO(aq) e
0,160 M de NaBrO(aq), Ka=2,0x10-9
4. Qual o pH de um tampão 0,12 mol/L de ácido lático (HC3H5O3) e 0,10 mol/L de
lactato de sódio? Ka para o ácido lático = 1,4x10-4
Exercícios
5. Determine o pH de uma solução preparada pela dissociação de 12,43 g de tris (MM
121,136 - base) mais 4,67 g de tris cloridrato (MM 157,597 - ácido) em 1,00 L de
água. (pKa=8,075)
6. Se adicionarmos 12,0 mL de HCl 1,00 M à solução utilizada no exercício acima,
qual será o novo pH?
7. Quantos mililitros de NaOH 0,500 M devem ser adicionados a 10,0 g de tris
cloridrato (MM 157,597) para se alcançar um pH de 7,60 em um volume final de
250 mL? pKa=8,075