Equilibrio acido base

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Equilíbrio Químico Ácido-base –pH
Disciplina: Análise Qualitativa
Curso Técnico em Química
2
Objetivos da aula:
Entender a escala de pH;
 Entender as relações entre diferentes constantes de equilíbrio;
Entender qual a função de uma solução tampão e saber fazer cálculos envolvendo tampão.
Origem dos nomes
O nome ácido é derivado do latim – acidus “azedo” e está relacionado ao gosto ácido de substâncias
Em 1736, a expressão base foi introduzida pelo francês
História – Idade Média
Os ácidos HCl, H2SO4 , HNO3 eram conhecidos, mas não pelo nome atual 
 Substâncias com características opostas às dos ácidos (bases) já existiam desde a antiguidade e eram designadas como álcali, do árabe al qaliy, que significa cinzas vegetais - (ex: carbonato de potássio)
 Em 1200 os ácidos foram isolados pela primeira vez
História – Século XVI
Ex: Na França – Tingimento de seda - certos vegetais mudarem a cor dependendo do meio em que se encontram já era conhecida  Pouco significado na época
Otto Tachenius (Cientista Alemão) – As propriedades e o comportamento das substâncias estavam ligados a sua acidez ou alcalinidade
O problema fundamental foi que não houve uma definição satisfatória de um ácido e de uma base, pois se restringia ao fato de o contato entre eles provocar efervescência
História – Século XVII
O conceito de ácidos fortes e fracos
 Os termos forte e fraco foram atribuídos à propriedade de um ácido forte para deslocar um ácido mais fraco de seus sais
Ainda hoje o conceito de forte ou fraco é usado
Teoria ácido-base de Arrhenius
ácidos: liberam apenas H+ (H3O+) como cátion
bases (ÁLCALIS): liberam apenas OH- como ânion
ácido + base  sal + água
problema: definição limitada exclusivamente às soluçoes aquosas
HCl(aq)  H+(aq) + Cl-(aq) 
HCl (aq) + NaOH (aq)  NaCl (aq) + H2O
Contribuições da Teoria de Arrhenius
Aplicação da lei de ação das massas a equilíbrios iônicos e a obtenção da lei de diluição de Ostwald
 Equação de Nernst, que relaciona o Potencial das pilhas com a concentração dos íons
 O efeito tampão
 O primeiro estudo quantitativo de um indicador
 O conceito de pH
Teoria de Bronsted-Lowry
ácidos: doadores de H+
 bases: recebedores H+ (não precisam ter OH-)
Substâncias Anfóteras: podem ter comportamento ácido ou básico, dependendo da situação.
Pares conjugados (ácido-base):
HA(aq) + H2O(ℓ) ⇄ H3O+(aq) + A-(aq)
HCl + NH3  NH4 + + Cl-
 Ácido 1 + base 1 ⇄ ácido 2 + base 2
Contribuições da teoria de Bronsted-Lowry
Estudo em sistemas fortemente ácidos (H2 SO4 como solvente)
 Em sistemas sólidos
 O desenvolvimento de indicadores para estes meios
 Estudos de catálise ácido-base, com a respectiva equação de Brønsted
 Estudos de prótonafinidade em fase gasosa
Teoria ácido-base de Lewis
ácidos: receptores de par de elétrons;
bases: doadores de par de elétrons;
ácido + base  sal + água
obs.: ácidos e bases de Lewis não precisam conter prótons
(definição mais geral que as de Arrhenius e Brønsted-Lowry)
BF3 + :NH3  H3N:BF3
Equilíbrio Iônico da Água
um caso muito particular de equilíbrio químico é o equilíbrio iônico da água
a água sofre autoionização, mas, como é um eletrólito muito fraco, estabelece o equilíbrio abaixo:
2 H2O(ℓ) ⇄ H3O+(aq) + OH-(aq)
ou simplesmente:
H2O(ℓ) ⇄ H+(aq) + OH-(aq) 
 
H20 (l) H+ (aq) OH- (aq)
Equilíbrio Iônico da Água
A constante de equilíbrio é expressa da seguinte forma:
Kw = [H+].[OH-]
Em que:
 Kw: produto iônico da água (a letra w vem de water, água em inglês);
[H+], [OH-]: concentrações molares dos íons envolvidos.
Como qualquer constante de equilíbrio, seu valor varia apenas com a temperatura
Equilíbrio Iônico da Água
Produto iônico da água
A 25°C, em água pura, temos:
[H+] = [OH-] = 10-7 mol/L 
Assim sendo:
Kw = [H+].[OH-] = 10-14
Produto iônico da Água
Tipos de soluções (a 25°C)
a)	Água pura (solução neutra):
[H+] = [OH-] = 10-7 mol/L
b)	Solução ácida:
[H+] > 10-7 mol/L
[OH-] < 10-7 mol/L
c)	Solução básica (alcalina):
[H+] < 10-7 mol/L
[OH-] > 10-7 mol/L
Outras escalas ‘p’
Em geral, para um número X,
Por exemplo, pKw = -log Kw.
 
Medindo o pH
O método mais preciso de medir o pH é usar um medidor de pH.
Entretanto, alguns corantes mudam de cor quando o pH varia. Esses são indicadores.
Os indicadores são menos precisos que os medidores de pH.
Muitos indicadores não têm uma mudança acentuada como uma função do pH.
A maioria dos indicadores tende a ser vermelho em soluções mais ácidas.
A escala de pH
Ácidos fortes
Em soluções, o ácido forte é geralmente a única fonte de H+. (Se a concentração em quantidade de matéria do ácido for 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
os ácidos fortes mais comuns são HCl, HBr, HI, HNO3, HClO3, HClO4 e H2SO4
os ácidos fortes sofrem ionização em solução aquosa:
HNO3(aq) +H2O(ℓ)  H3O+(aq) + NO3-(aq)
HNO3(aq)  H+(aq) + NO3-(aq)
Ácidos fortes
Bases fortes
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.
Ácidos e Bases Fortes
Bases fortes
A maioria dos hidróxidos iônicos são bases fortes (por exemplo, NaOH, KOH, e Ca(OH)2).
Ácidos Fortes
Bases fortes
A maioria dos hidróxidos iônicos são bases fortes (NaOH, KOH, Ca(OH)2
Os ácidos fracos são apenas parcialmente ionizados em solução.
Existe uma mistura de íons e ácido não-ionizado em solução.
Conseqüentemente, os ácidos fracos estão em equilíbrio:
Ácidos fracos
Bases Fracas
a constante de dissociação da base, Kb, é definida como:
as bases fracas removem prótons das substâncias, existindo um equilíbrio entre a base e os íons resultantes:
NH3(aq) +H2O(ℓ)⇄NH4+(aq) +OH-(aq)
Cálculo de Ka a partir do pH
São cálculos de equilíbrio.
O pH fornece a concentração de H+ no equilíbrio.
Usando Ka, a concentração de H+ (e, conseqüentemente, o pH) pode ser calculada.
Escreva a equação química balanceada mostrando claramente o equilíbrio.
Escreva a expressão de equilíbrio. Encontre o valor para Ka.
Anote as concentrações iniciais e no equilíbrio para tudo exceto para a água pura. Geralmente supomos que a variação na concentração de H+ é x.
Ácidos fracos
Usando Ka para calcular o pH
A ionização percentual relaciona a concentração de H+ no equilíbrio, [H+]eq, com a concentração inicial de HA, [HA]0.
Quanto maior a ionização percentual, mais forte é o ácido.
A ionização percentual de um ácido fraco diminui à medida que a concentração em quantidade de matéria da solução aumenta.
Para o ácido acético, uma solução 0,05 mol/L está 2,0 % ionizada, enquanto uma solução 0,15 mol/L está 1,0 % ionizada.
Ácidos fracos
Cálculo de Ka a partir do pH
Substitua na expressão da constante de equilíbrio e resolva. Lembre-se de converter x em pH se necessário.
Usando Ka para calcular o pH
A ionização percentual é outro método para estimar a força do ácido.
Ácidos fracos
Ácidos polipróticos
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.
Ácidos fracos
Ácidos polipróticos
Ácidos fracos
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
Bases fracas
NH3 (g) + H2O (l) ↔ NH4+ (aq) + OH- (aq)
Lei da Diluição de Ostwald
A Lei de Diluição de Ostwald  foi deduzida primeiramente pelo Físico-químico alemão Friedrich Wilhelm Ostwald em 1988  Que trata do grau de ioni-
 zação deácidos e bases fracas ()
Seja o ácido HX: HX  H+ + X- Ka = [H+] [X- ]/ [HX]
= quantidade em mols, ionizada/V = [H+]
 quantidade em mols, dissolvida/V M
M = molaridade
Rearranjando, temos:
[H+] =  . M
Lei da Diluição de Ostwald
De forma simplificada temos:
 Ka = 2 .M Kb = 2 . M
Para monoácido		Para monobase fraca
fraco 
 
Exemplo
Uma solução aquosa 0,020 mol/L de ácido acético apresenta o ácido 3% dissociado. Determine a concentração em mol/L de cada um desses íons na solução?
CH3COOH  CH3COO- + H+
 
[H+] =  . M = 3/100 x 0,020 = 6,0 x 10-4 mol/L
Qual a constante de ionização para esse ácido?
Ka = 2 .M portanto Ka = 1,8 x 10-5
Cálculo de pH de ácidos fortes
1) Cálculo direto do pH para ácidos fortes pH = - log [H+ ] 
Ex1. pH de uma solução 0,05 mol L-1 de HCl 
HCl H+ + Cl- 
H2O  H+ + OH-
Portanto, pH = - log [H+ ] = -log 0,05 = 1,3
Cálculo de pH de ácidos fracos
2) Qual o pH de uma solução 0,045 mol/L de ácido acético, supondo que o seu Ka = 1,8.10-5? 
3) os efluentes de uma certa indústria apresentavam pH = 3,7, sendo muito ácidos para serem despejados no rio. Após o tratamento adequado, esses efluentes passaram a pH= 6,7. O tratamento provocou que alteração numérica em [H+]
[H+]inicial = 10-3,7 [H+]final = 10-6,7 = 10-3
[H+]final = 10-6,7 H+]final = 10-6,7 
Assim a [H+]final é um milésimo a [H+]inicial O tratamento provocou redução de de 1.000 vezes na [H+]
Exemplos
4) Qual é o pH de uma solução 0,50 mol.L-1 de ácido acético. Qual é a porcentagem de ionização do ácido acético nesta solução? (Ka=1,8 x 10-5)
Ka = (x)2/0,5 CH3COOH  CH3COO- + H+
1,8x10-5 = (x)2/0,5 0,50 mol/L X X
x= 3x10-3 mol.L-1
pH=2,52
%α = (3x10-3/0,5) x 100
%α = 0,6
Quanto menor a %α o ácido será mais fraco
Exemplo
5) O ácido lático (HC3H5O3) tem um hidrogênio ácido. Uma solução de 0,10 mol.L-1 de ácido lático tem um pH de 2,44. Calcule o Ka.
Se o pH = 2,44, portanto, [H+] = 3,63x10-3 mol.L‑1
Ka = (3,63x10-3)2/0,10 - 3,63x10-3
Ka = 1,32x10-5/0,09637
Ka = 1,37x10-4
Exemplo
6) Calcular o pH da solução resultante da adição de 25 mL de uma solução 0,10 mol.L-1 de HCl a 26 mL de uma solução 0,10 mol.L-1 de NaOH.
Primeiro a reação: HCl + NaOH -------- NaCl + H2O
Depois a tabela
pOH=log0,00196
pH=11,29
	 	Antes			Depois		
	Reagentes	C	V	n	n	V	C
	HCl	0,1	0,025	0,0025	-	0,051	 
	NaOH	0,1	0,026	0,0026	0,0001	0,051	0,00196
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 logarítimos:
Relação entre Ka e Kb
Relação entre Ka e Kb
C)
25º
 
(a
 
10
1,0
]
][OH
O
[H
K
]
][OH
O
[H
O]
[H
K
O]
[H
]
][OH
O
[H
K
14
-
3
w
3
2
2
eq
2
2
3
eq
´
=
=
=
´
=
-
+
-
+
-
+
)
(
)
(
3
)
(
2
)
(
2
aq
aq
l
l
OH
O
H
O
H
O
H
-
+
+
¾
®
¬
+
X
log
X
p
-
=
(
)
14
pOH
pH
14
]
OH
log[
]
H
log[
14
]
OH
][
H
[
log
pK
10
0
.
1
]
OH
][
H
[
-
-
w
14
-
=
+
=
-
-
\
=
-
=
´
=
=
+
+
-
+
w
K
]
HA
[
]
A
][
O
H
[
-
3
+
=
a
K
]
HA
[
]
A
][
H
[
-
+
=
a
K
]
[NH
]
][OH
[NH
K
3
4
b
-
+
=
H
2
S
O
3
(
a
q
)
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
H
+
(
a
q
)
 
+
 
H
S
O
3
-
(
a
q
)
K
a
1
 
=
 
1
.
7
 
x
 
1
0
-
2
H
S
O
3
-
(
a
q
)
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
H
+
(
a
q
)
 
+
 
S
O
3
2
-
(
a
q
)
K
a
2
 
=
 
6
.
4
 
x
 
1
0
-
8
]
NH
[
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OH
][
NH
[
3
-
4
+
=
b
K
b
a
w
K
K
K
´
=
b
a
w
pK
pK
pK
+
=
Equilíbrio 
Químico