Aula 4 - Equilibrio Químico

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AULA 03 – EQUILÍBRIO QUÍMICO 
CONTINUAÇÃO 
Disciplina: Química Analítica 
Profa. Dra Larissa Macedo dos Santos 
Equilíbrio Ácido Base 
Ácido: substância que, quando dissolvida em água, se dissocia 
formando íons hidrogênio como os únicos íons positivos. 
Exemplos: 
 
HCl H+ + Cl- 
HNO3 H
+ + NO3
- 
CH3COOH H
+ + CH3COO
- 
 
 
H+ + H2O H3O
+ 
HCl + H2O H3O
+ + Cl- 
HNO3 + H2O H3O
+ + NO3
- 
CH3COOH + H2O H3O
+ + CH3COO
- 
Equilíbrio Ácido Base 
Classificação dos Ácidos 
 
-Quanto ao número de H ionizáveis: 
 
HCl H+ + Cl- Monoprótico 
H2SO4 2 H
+ + SO4
2- Poliprótico 
H3PO4 3 H
+ + PO4
3- Poliprótico 
 
 
H2SO4  H
+ + HSO4
- 
HSO4
-
  H
+ + SO4
2- 
 
H3PO4  H
+ + H2PO4
- 
H2PO4
-
  H
+ + HPO4
2- 
HPO4
2-
  H
+ + PO4
3- 
Equilíbrio Ácido Base 
 
Classificação dos Ácidos 
 
- Quanto a força: 
 
Ácidos Fortes: dissociam-se quase que completamente em 
solução. (Exemplos: HCl, H2SO4, HNO3, ...) 
 
Ácidos Fracos: dissociam-se fracamente em solução. 
(Exemplos: H3BO3, H2CO3, ...)
 
 
 
Revisão Ácido 
Ácidos (Força) 
 
Fortes: HNO3, H2SO4, HCl, HBr, HI 
Moderados: HF, HNO2, H3PO4 
Fracos: HCN, H3BO3, H2CO3 
 
 O – H = força 
HClO4 4 – 1 = 3 ácido forte 
H2SO4 4 – 2 = 2 ácido forte 
H3PO4 4 – 3 = 1 ácido moderado 
H3BO3 3 – 3 = 0 ácido fraco 
 
 
 
Equilíbrio Ácido Base 
 
Base: substância que, quando dissolvida em água, se dissocia 
formando íons hidroxila como os únicos íons negativo. 
 
Exemplos: 
 
NaOH Na+ + OH- 
 
KOH K+ + OH- 
 
 
 
Equilíbrio Ácido Base 
Classificação das Bases 
 
-Quanto ao número de OH dissociáveis: 
 
NaOH Na+ + OH- Monobásico 
Ca(OH)2 Ca
2+ + 2 OH- Polibásico 
 
Ca(OH)2 Ca(OH)
+ + OH- 
Ca(OH)+ Ca
2+ + OH- 
Equilíbrio Ácido Base 
 
Classificação das Bases 
 
- Quanto a força: 
Bases Fortes: dissociam-se quase que completamente em 
solução. (Exemplos: NaOH, KOH, ...) 
 
Bases Fracas: dissociam-se fracamente em solução. 
(Exemplos: NH4OH, ...)
 
 
 
Bases (Força) 
 
Fortes: metais alcalinos e metais alcalinos terrosos (exceção Mg(OH)2) 
Fracas: as demais incluindo Mg(OH)2 
Equilíbrio Ácido Base 
 Equilíbrio de Dissociação Ácido-Base. 
 
A dissociação de um ácido ou de uma base é um processo 
reversível. 
 
Ex: Dissociação do ácido acético, produz íons hidrogênio e 
acetato 
CH3COOH H
+ + CH3COO
- 
 
K = [H+] [CH3COO
-] 
 [CH3COOH] 
K = 1,76 x 10-5 a 25oC 
Ácido Monoprótico 
Equilíbrio Ácido Base 
 Equilíbrio de Dissociação Ácido-Base 
 
Ácido monoprótico: HA H+ + A- 
 K = [H+] [A-]/ [HA] 
 
Ácido diprótico: dissociam-se em dois estágios e seus 
equilíbrios de dissociação podem ser caracterizados por 
constantes de dissociação individuais. 
H2A H
+ + HA- K1 = [H
+] [HA-]/ [H2A] 
HA- H+ + A2- K2 = [H
+] [A-2]/ [HA-] 
 
K1> K2 
O primeiro estágio da dissociação é sempre mais completo. 
Equilíbrio Ácido Base 
 Equilíbrio de Dissociação Ácido-Base 
 
Ácido triprótico: 
H3A H
+ + H2A
- K1 = [H
+] [H2A
-]/ [H3A] 
H2A
- H+ + HA2- K2 = [H
+] [HA-2]/ [H2A
-] 
HA2- H+ + A3- K3 = [H
+] [A3-]/ [HA2-] 
K1> K2 > K3 
 Força do Ácido  Dissociação  K 
Equilíbrio Ácido Base 
 Equilíbrio de Dissociação Ácido-Base 
 
Bases 
Ex: Dissociação do hidróxido de amônia, produz íons 
hidroxila e amônio 
NH4OH NH4
+ + OH- 
 
K = [NH4
+] [OH-] 
 [NH4OH] 
K = 1,79 x 10-5 a 25oC 
 Força da Base  Dissociação  K 
Equilíbrio Ácido Base 
 ~ K ~ força 
 
 
O expoente da constante de equilíbrio, denominado 
pK, definido como: 
 
pK = -log K 
pK = log 1/ k 
Equilíbrio Ácido Base 
Exemplo 1: Calcule a concentração hidrogeniônica de uma solução 0,01 
mol L-1 de ácido acético 
 
CH3COOH ⇌ H
+ + CH3COO
- 
 
Constante de equilíbrio de dissociação (constante de dissociação) 
 
Ka = [H+] [CH3COO
-] Ka = 1,76 x 10-5 a 25oC 
 [CH3COOH] 
 
 
Desprezando as pequenas quantidades de íons hidrogênio originados pela 
dissociação da água, pode-se afirmar que todos os íons hidrogênio são 
provenientes da dissociação do ácido acético. 
[H+] = [CH3COO
-] 
Equilíbrio Ácido Base 
Parte do ácido acético em solução permanece não dissociado, enquanto 
outras moléculas se dissociam. A concentração do ácido é, por 
conseguinte, a soma da concentração do ácido acético não dissociado 
com os íons acetato 
 0,01 mol L-1 = [CH3COO
-] + [CH3COOH] 
Estas duas equações podem ser conjugadas para: 
 
1,76 x 10-5 = [H+]2 
 0,01 - [H+] 
1,76 x 10-5 (0,01 – [H+]) = [H+]2 [H+] = x 
x2 + 1,76 x 10-5 x - 1,76 x 10-7 = 0 
x = -b  (b2 – 4ac)1/2 
 2a 
x = -1,76 10-5  (1,76 10-5 – 4 1 1,76 10-7)1/2 
 2 x 1 
Equilíbrio Ácido Base 
x = -1,76 10-5  (3,0625 10-10 + 7,0 10-7)1/2 
 2 
x = -1,76 10-5  8,36843 10-4 
 2 
 
x = 4,10 10-4 mol L-1 = [H+] = [CH3COO
-] 
0,01 – 4,10 10-4 = [CH3COOH] 
 
 
 0,01 mol L-1 ..........100% 
4,10 10-4 mol L-1............. Y 
 y = 4% dissociados 
 
 
Equilíbrio Ácido Base 
Exercício 1: Calcule a concentração hidrogeniônica de uma solução 0,1 
mol L-1 de ácido fluorídrico 
 HF ⇌ H+ + F- 
 
Constante de equilíbrio de dissociação (constante de dissociação) 
 
Ka = [H+] [F-] Ka = 6,7 x 10-4 a 25oC 
 [HF] 
 
 
Desprezando as pequenas quantidades de íons hidrogênio originados 
pela dissociação da água, pode-se afirmar que todos os íons hidrogênio 
são provenientes da dissociação do ácido fluorídrico. 
[H+] = [F-] 
Equilíbrio Ácido Base 
Parte do ácido acético em solução permanece não dissociado, enquanto outras 
moléculas se dissociam. A concentração do ácido é, por conseguinte, a soma 
da concentração do ácido acético não dissociado com os íons acetato 
 
0,1 mol L-1 = [F-] + [HF] 
 
Estas duas equações podem ser conjugadas para: 
 
6,7 x 10-4 = [H+]2 
 0,1 - [H+] 
6,7 x 10-4 (0,1 – [H+]) = [H+]2 [H+] = x 
x2 + 6,7 x 10-4 x - 6,7 x 10-5 = 0 
 
x = -b  (b2 – 4ac)1/2 
 2a 
x = - 6,7 x 10-4  (6,7 x 10-4 – 4 1 - 6,7 x 10-5)1/2 
 2 1 
Equilíbrio Ácido Base 
x = - 6,7 x 10-4  (4,48 10-7 + 2,68 10-4)1/2 
 2 
x = 8,53 10-3 mol L-1 
 
 0,01 mol L-1 ..........100% 
8,53 10-3 mol L-1............. Y 
 y = 8,53% dissociados 
 
Equilíbrio Ácido Base Exercícios 
1. Calcule: 
a) a concentração hidrogeniônica em uma solução de HClO 0,02 mol L-1. 
b) o pH e o pOH dessa solução 
c) a % de íon dissociados 
Dados: Ka = 3,2 10-8 
 
2. Calcule: 
a) a concentração hidroxiliônica em uma solução de NH2OH (hidroxilamina) 
0,005 mol L-1 
b) o pOH e o pH dessa solução 
c) a % de NH2OH não dissociado 
Dados: Kb = 1,1 10-8 
 
 
Respostas: 1a 2,528 10-5 mol/L; 1b pH = 4,60 e pOH = 9,40; 1c 0,12% 
 2a 7,41 10-6 mol/L; 2b pOH = 5,13 e pH = 8,87; 2c 99,96%