REAÇÕES ÁCIDO - BASE

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UNIVERSIDADE ESTADUAL DA PARAÍBA 
CENTRO DE CIÊNCIAS E TECNOLOGIA 
DEPARTAMENTO DE QUÍMICA 
CURSO: Farmácia 
DISC.: Química Analítica 
PROFª: Márcia Izabel Cirne França 
 
REAÇÕES ÁCIDO - BASE 
 
TEORIA CLÁSSICA: 
 
ÁCIDO  Substância que, em solução aquosa libera H+ como únicos cátions 
 Monobásico ou monoprótico  libera 1 H+ por molécula 
Exs: HCl H+ + Cl- 
 HNO3 H+ + NO3- 
 Polibásico ou poliprótico  libera mais de 1 H+ por molécula 
Ex: H2SO4 H+ + HSO4- 
 HSO4- H+ + SO42- 
 
BASE  Substância que, em solução aquosa libera OH- como únicos ânions 
 Exs: NaOH Na+ + OH- (monoácida, forte) 
 Ca(OH)2 Ca++ + 2OH- (poliácida, forte) 
 NH4OH NH4+ + OH- (monoácida, fraca) 
 
SAIS São produtos de reações entre ácidos e bases ou reações de neutralização 
 Exs: NaOH + HCl NaCl + H2O 
 Na+ + OH- + H+ + Cl- Na+ + Cl- + H2O 
 H+ + OH- H2O (Q de neutralização = 56,9 kJ) 
 OBS: O essencial numa reação de neutralização é a formação da água. 
 
EQUILÍBRIO DA DISSOCIAÇÃO ÁCIDO-BASE - FORÇA DOS ÁCIDOS E BASES 
 
 Seja um ácido monobásico: HA H+ + A- 
 
Aplicando a Lei da ação das massas: Ka = [H+] x [A-] . 
 [HA] 
onde: Ka = Cte. de equilíbrio de dissociação ou cte. de dissociação do ácido. 
 
 Quanto mais forte o ácido, maior será a dissociação e maior o valor da constante 
do equilíbrio de dissociação, Ka. 
 
Seja uma base: BOH B+ + OH- 
Aplicando a Lei da ação das massas: Kb = [B+] x [OH-] . 
 [BOH] 
onde: Kb = Cte. de equilíbrio de dissociação ou cte. de dissociação da base. 
 
“O parâmetro mais correto para expressar força de um ácido / base é a constante 
de equilíbrio de dissociação e não o grau de dissociação.” 
 
DETERMINAÇÃO EXPERIMENTAL DA CONSTANTE DE DISSOCIAÇÃO - 
LEI DE DILUIÇÃO DE OSTWALD 
 
 HA H+ + A- 
 
 
Aplicando a Lei da ação das massas: Ka = [H+] x [A-] . 
 [HA] 
Seja: c = conc molar e  = grau de dissociação 
 Ka = (c).(c)  ka = c2 
 c(1-) (1-) 
 
 
DISSOCIAÇÃO E PRODUTO IÔNICO DA ÁGUA 
 
Kohlrausch e Heidweiller (1894)  A água tem uma pequena condutância, sendo 
então fracamente ionizada de acordo com a equação de equilíbrio de dissociação: 
 
H2O H+ + OH- 
 
K = [H+] x [OH-] . (eq. 01) K = 1,82 x 10-16 (à 25 ºC) 
 [H2O] 
[H2O] = 55,6 mol/L subst. em (01): Kw = [H+] x [OH-] = 1,01 x 10-14 (à 25 ºC) 
 
 
Produto Iônico da água (Kw): Kw = 10-14 
 
 O produto iônico da água é importante por ser considerado um valor constante não 
apenas em água pura como também em soluções aquosas diluídas, as quais são 
comumente encontradas em análises químicas qualitativas. 
Uma solução é considerada neutra se contiver a mesma concentração de íons 
hidrogênio e íons hidroxila. 
 
 Solução Neutra: [H+] = [OH-] 
 Solução Ácida: [H+] > [OH-] e [H+] > 10-7 
 Solução Alcalina: [H+] < [OH-] e [H+] < 10-7 
 
EXPOENTE HIDROGENIÔNICO (pH) 
 
O pH é logaritmo do inverso da concentração hidrogeniônica, mais precisamente 
da atividade hidrogeniônica. 
 
pH = - log [H+] = log 1/ [H+] 
 
O pH é uma facilidade matemática, pois é comum trabalharmos com soluções com 
baixas concentrações hidrogeniônicas, para evitar o incômodo de se escrever números 
muito pequenos, é muito mais conveniente expressar a acidez ou a alcalinidade de uma 
solução por seu pH. O pH pode variar entre 0 e 14. 
 
pH = 7 (Sol. Neutra) 
pH < 7 (Sol. Ácida) 
pH > 7 (Sol. Alcalina) 
 
 
pH + pOH = 14
 
HIDRÓLISE 
 
Quando dissolvidos em solução aquosa, os sais reagem com a água, como 
conseqüência, haverá H+ ou OH- em excesso na solução, tornando-a ácida ou básica. 
 Existem quatro tipos de sais, cada um apresenta um comportamento diferente no 
que diz respeito a hidrólise: 
 
1. Sais derivados de ácidos fortes e bases fortes 
2. Sais derivados de ácidos fracos e bases fortes 
3. Sais derivados de ácidos fortes e bases fracas 
4. Sais derivados de ácidos fracos e bases fracas 
 
1. Hidrólise de sais de ácidos fortes e bases fortes (Ex: Cloreto de sódio) 
 
Apresentam reação neutra, pois nem os ânions nem os cátions combinam-se com 
H+ ou OH-, para formar produtos levemente dissociados. Os produtos ficam totalmente 
dissociados por serem um ácido e uma base forte. 
O equilíbrio de dissociação da água não é perturbado e a concentração de íons H+ 
é igual a de OH-. 
 H2O H+ + OH- 
 
2. Hidrólise de sais de ácidos fracos e bases fortes (Ex: Acetato de sódio) 
 
Quando dissolvidos em água, produzem uma solução de caráter alcalino, pois o 
ânion combina-se com íons hidrogênio formando um ácido fraco que é levemente 
dissociado, deixando íons hidroxila em liberdade, logo a solução torna-se alcalina. 
 
A constante de equilíbrio do processo é denominada constante de hidrólise. Para 
uma reação geral, 
 A- + H2O HA + OH- 
 
temos que a constante de hidrólise é Kh = [HA] x [OH-] e Kh = Kw . 
 [A-] Ka 
 
Quanto maior o valor de Kh, maior será o grau de hidrólise e mais alcalina será a 
solução. Maior Kh significa que Ka é menor, ou seja, é um ácido mais fraco, mais 
moléculas ficarão na forma não dissociada, por isso o grau de hidrólise aumenta. 
O grau de hidrólise (x) pode ser definido como a fração de cada molécula do ânion 
hidrolisado no equilíbrio, quantidade de moléculas de ânions que formam ácido fraco HA 
no equilíbrio. 
 
pH = 7 + ½ pKa + ½ log c 
 
3. Hidrólise de sais de ácidos fortes e bases fracas (Ex: Cloreto de amônio) 
 
Quando dissolvidos em água, produzem uma solução de caráter ácido. O cátion M+ 
do sal reage com os íons OH-, produzidos pela dissociação da água, formando uma base 
fraca MOH e liberando íons H+. 
 
O equilíbrio global da hidrólise é: 
 
M+ + H2O MOH + H+ 
 
Kh = [MOH] x [H+] . e Kh = Kw . 
 [M+] Kb 
 
pH = 7 - ½ pKb - ½ log c 
 
4. Hidrólise de sais de ácidos fracos e bases fracas (Ex: Acetato de amônio) 
 
Esse tipo de sal quando dissolvidos em água é submetido a um processo bem mais 
complexo de hidrólise. 
A hidrólise do cátion conduz a formação de uma base fraca não dissociada, 
M+ + H2O MOH + H+ 
 
enquanto que a hidrólise do ânion produz um ácido fraco. 
 A- + H2O HA + OH- 
 
Os íons H+ e OH- formados recombinam-se parcialmente formando água. 
H+ + OH- H2O 
 
Dependendo dos valores relativos das constantes de dissociação do ácido e da 
base, três hipóteses podem ocorrer: 
 
- Ka > Kb (se o ácido for mais forte que a base): a concentração de H+ será 
maior que a de OH- e a solução será ácida. 
- Ka < Kb (se a base for mais forte que o ácido): acontecerá o inverso e a 
solução será alcalina. 
- Ka = Kb (se o ácido e a base forem igualmente fracos): as duas concentrações 
serão iguais e a solução será neutra. 
 
Kh = Kw . 
 KaKb 
 
 O grau de hidrólise (x) é diferente para o cátion e o ânion, a menos que as duas 
constantes sejam iguais. O cálculo da concentração hidrogeniônica é bastante difícil, 
porque todos os equilíbrios reinantes na solução devem ser considerados. Se os valores 
de Ka e Kb não forem muito diferentes, pode-se usar a seguinte aproximação: 
 
  
b
a
w
K
K
kH  
 
 
SOLUÇÃO TAMPÃO 
 
Soluções tampão ou soluções reguladoras ou buffer solution são soluções que não 
sofrem variação de pH pelo acréscimo de uma quantidade limitada de ácidos ou bases 
fortes. 
É praticamente impossível manter o pH de uma solução levemente ácida, neutra ou 
levemente alcalina simplesmente pela adição de volumes calculados de um ácido forte ou 
de uma base forte, por isso as soluções tampão são de grande importância nas análises 
inorgânicas. 
 
As soluções tampão,em geral, são de dois tipos: 
 
 Solução de um ácido fraco e seu sal 
 Solução de uma base fraca e seu sal 
 
1 - Tampão de ácido fraco + seu sal: 
 
Exemplo: Ácido acético + acetato de sódio (CH3COOH + NaCH3COO) 
Mesmo que sejam adicionados quantidades consideráveis de ácidos ou bases a 
solução manterá admiravelmente bem o valor do pH, sem modificações. Adicionando íons 
H+, estes se combinarão com íons acetato da solução formando ácido acético não 
dissociado; adicionando íons OH-, se combinarão com ácido acético formando íons 
acetato, de forma que em nenhum dos casos a concentração dos íons H+ ou OH- será 
alterada e o valor do pH se mantém constante. 
 
1.1 - Dissociação do ácido fraco (fraca) 
CH3COOH H+ + CH3COO- 
 
1.2 - Dissociação do sal (completa) 
NaCH3COO Na+ + CH3COO- 
 
1.3 - Acréscimo de um ácido forte (H+) 
Deslocamento do equilíbrio de dissociação do ácido para a esquerda 
 CH3COO- + H+ CH3COOH 
 
1.4 - Acréscimo de uma base forte (OH-) 
Reação de neutralização com ácido fraco 
 CH3COOH + OH- CH3COO- + H2O 
 
 Considerando-se um tampão feito de um ácido fraco e seu sal: 
 
HA H+ + A- Ka = [H+] + [A-] . 
 [HA] 
 
[H+] = Ka x [HA] . Como Ca  [HA] e Cs  [A-] : 
 [A-] 
 
 [H+] = Ka x Ca . ou pH = pKa + log Cs . 
 Cs Ca 
 
2 - Tampão de base fraca + seu sal: 
 
MOH M+ + OH- 
 
Kb = [M+] x [OH-] . Como Cb  [MOH] e Cs  [M+] : 
 [MOH] 
 
 [OH-] = Kb x Cb . e [OH-] = Kw . 
 Cs [H+] 
 
 [H+] = Kw x Cs . ou pH = 14 - pKb - log Cs . 
 Kb Cb Cb