Tema VIII - Equilíbrio Acido Base

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Equilíbrio 
ácido-base
Ácidos e Bases (1-2)
Os ácidos tem sabor azedo. Ácido -
da palavra latina Acidus (azedo).
As bases tem sabor amargo e dão 
a impressão de serem 
escorregadias. A palavra base vem 
do inglês arcaico ‘rebaixar’.
Ácidos e Bases (2-2)
I. Teoria de Arrhenius
 Ácido - substância que em solução aquosa produz iões H+.
 Base - substância que em solução aquosa produz iões OH-.
Ex: Cloreto de hidrogênio
HCl(g) H
+
(aq) + Cl
-
(aq)
O hidróxido de sódio
NaOH Na+ + OH-
Os conceitos de Arrhenius são limitados a soluções 
aquosas.
II. Teoria de Brønsted-Lowry (1-3)
•Ácido é uma substância (molécula ou ião) que pode doar 
um protão para outra substância. 
Teoria protónica!!!
•Uma base é uma substância que pode receber um protão.
Teoria Protónica de Brönsted-Lowry (2-3)
Teoria Protónica de Brönsted-Lowry (3-3)
III. Teoria ácido-base de Lewis
•Ácido: receptor de par de electrões (c/ orbital vazia)
•Base – “doador” de par de electrões
•Teoria mais abrangente!
H
H
H N: + B
F
F
F
→
H
H
H N B
F
F
F
Base Ácido
Teoria electrónica!!!
I. Teoria de Arrhenius 
(soluções aquosas)
II. Teoria de Brønsted-Lowry
(protónica)
III. Teoria de Lewis
(electrónica)
IV. Teoria de solvente
Resumo das teorias ácido-base
Pares conjugados ácido-base
(Brönsted-Lowry) (1-2)
Pares conjugados ácido-base (2-2)
Forças relativas de ácidos e bases
•Alguns ácidos são 
melhores doadores de 
protões que outros. 
•Algumas bases são 
melhores receptoras de 
protão do que outras. 
Auto ionização da água
•Uma molécula de água pode doar um protão para 
outra molécula de água.
•Na água pura, a cada 10 bilhões de moléculas, apenas 
duas estão ionizadas. Por isso ela é má condutora de 
electricidade.
Produto iónico da água (Kw)
•Equação útil para o cálculo de H+ se OH- for 
conhecida e vice-versa em qualquer solução aquosa. 
•A água é uma substância anfótera ou anfotérica.
Conceito de pH (1-2)
•pH + pOH = pKw
•pH + pOH = 14
◼ O pH é o inverso do logaritmo decimal da 
concentração de H+
◼ O pOH é o inverso do logaritmo decimal da 
concentração de OH-
◼ pH = - lg[H+]
◼ pOH = - lg[OH-]
◼ pKw = - lgKw
pH = -log[H+] (concentração molar) 
pX = -log[X]
pOH = -log[OH-]
Conceito de pH (2-2)
Escala de pH
25ºC
Escala de pH
14=+ pOHpH
25ºC
Constantes de ionização, a 25 °C
Indicadores ácido-base
Ácidos fortes
• ionizam-se totalmente em soluções aquosas;
• são as fontes de iões H+ da solução;
- Ex:
HNO3(aq) + H2O(l) H3O
+
(aq) + NO3
-
(aq)
HNO3(aq) H
+
(aq) + NO3
-
(aq) (Simplificada)
Bases fortes
Dissociam-se totalmente em soluções aquosas;
Em uma solução aquosa de bases fortes, quase 
não são encontradas moléculas da base na 
solução;
Exemplo:
NaOH(aq) + H2O(l) Na
+
(aq) + OH
-
(aq)
Ácidos fortes 
comuns
Bases Fortes comuns
Clorídrico, HCl
Hidróxidos dos metais IA 
(LiOH, NaOH, KOH, RbOH, 
CsOH)
Hidróxidos dos metais mais 
pesados do grupo IIA [Ca(OH)2, 
Sr(OH)2,Ba(OH)2]
Bromídrico, HBr
Iodídrico, HI
Clórico, HClO3
Perclórico, 
HClO4
Nítrico, HNO3
Sulfúrico, H2SO4
Ácidos e bases fortes
Ácidos Fracos
e
ee
a
HA
AH
K
][
][][ −+
=
- Ionizam-se parcialmente;
- Constante de ionização ácida (constante de acidez - Ka):
HA(aq) + H2O(l) H3O
+
(aq) + A
-
(aq)
aeae KHCH )][(][
++ −=Método exacto
Método aproximado aae KCH =
+ ][
Bases Fracas
e
ee
b
MeOH
OHMe
K
][
][][ −+
=
Constante de dissociação básica:
MeOH(aq) + H2O(l) Me
+
(aq) + OH
-
(aq)
bebe KOHCOH )][(][
−− −=Método exacto
Método aproximado bbe KCOH =
− ][
 
+ −   
   
=
4
3
b
NH OH
K
NH
B) NH3 + H2O ⇆ NH4
+ + OH-
 
+ −   
   
=
3 2
2
a
H O NO
K
HNO
A) HNO2 + H2O ⇆ H3O
+ + NO2
-
Ka é a constante de acidez
Exemplos
Kb é a constante de 
basicidade
Relação entre Ka e Kb
NH4
+
(aq) + H2O(l) NH3(aq) + H3O
+
(aq)
NH3(aq) + H2O(l) NH4
+
(aq) + OH
-
(aq)
][
]][[
4
3
+
+
=
NH
HNH
Ka
][
]][[
3
4
NH
OHNH
Kb
−+
=
Ka x Kb = [H
+][OH-] = Kw
pKa + pKb = pKw
28
Relação entre a constante e o grau de 
dissociação “”
•Durante a dissociação de um ácido (ou de uma base)
• Igualmente:
•Em caso de ácidos muito fracos (Ka/c o Kb/c < 10
–4),  é 
muito menor que 1, pelo que: Ka = c 
2 (Kb = c 
2 )
•De donde:
b
c
K


=
−
2
1
− + 
= = =
−
2
3
1 1
[ ] [ ]
[ ] ( - )
a
A H O c c c
K
HA c
  
 
= a
K
c
 = b
K
c

Exercício Resolvido
Calcular o pH de uma solução de ácido acético 0,30 
mol/L, a 25ºC
 1º passo: escrever a equação de equilíbrio da 
ionização
 2º passo: escrever a expressão da constante de 
equilíbrio (pela tabela, temos Ka = 1,8  10
-5)
Ka = [H
+]  [C2H3O2
-] / [HC2H3O2] = 1,8  10
-5
HC2H3O2 (aq)↔ H
+
(aq) + C2H3O2
-
(aq)
 3º passo: obter as concentrações das espécies 
químicas participantes do equilíbrio 
Inicio 0,30 0 0
Variação - x + x + x
Equilíbrio (0,30 – x) x x
HC2H3O2 (aq)↔H
+
(aq) + C2H3O2
-
(aq)
 4º passo: colocar as concentrações do equilíbrio na 
expressão da constante de equilíbrio
Ka = (x) (x) / (0,30 – x) = 1,8  10
-5
x = [H+] = 2,3  10-3 M
 5º passo: calcular o pH
pH = - log (2,3  10-3) = 2,64
Ácidos dipróticos e polipróticos
H2CO3 H
+ + HCO3
- Ka1 = 6.5x10
-2
HCO3
- H+ + CO3
2- Ka2 = 6.1x10
-5
H3PO4 H
+ + H2PO4
- Ka1 = 7.5x10
-3
H2PO4
- H+ + HPO4
2- Ka2 = 6.2x10
-8
HPO4
2- H+ + PO4
3- Ka3 = 4.8x10
-13
Se Ka1 >> Ka2, pode considerar-se apenas o 
primeiro equilíbrio!
Hidrólise salina
O termo hidrólise salina (ou hidrólise) descreve a 
reacção de um anião ou catião de um sal, ou de 
ambos, com a água. Esta reacção pode afectar o pH!
NaNO3(aq) →Na
+(aq) + NO3
-(aq)
O ião NO3
- provêm de um ácido forte (HNO3) e não 
tem afinidade com o ião H+, logo não reage. O Na+
provêm de uma base forte e também não reage. A 
solução aquosa de nitrato de sódio é neutra.
Propriedades ácido-base dos sais (resumo)
Tipo Exemplos Iões que hidrolisam pH da solução
catião de base NaCl nenhum  7
forte e anião de KNO3
acido forte etc..
Catião de base CH3COONa anião > 7 (básico)
forte e anião de KNO2
ácido fraco etc.
catião de base NH4Cl catião < 7 (ácido)
fraca e anião de NH4NO3
ácido forte
catião de base NH4NO2 anião e catião < 7 se Kb < Ka
fraca e anião de NH4CN ~ 7 se Kb  Ka
ácido fraco > 7 se Kb > Ka
Catião pequeno AlCl3
fortemente Fe(NO3)3 catião hidratado < 7
carregado
Efeito do ião comum 
A presença de um ião comum elimina a ionização de 
um ácido fraco ou de uma base fraca.
CH3COONa(s) → CH3COO
-(aq) + Na+ (aq)
CH3COOH(aq) CH3COO
-(aq) + H+ (aq)
Lei de Le
Chatelier!
Uma solução contendo CH3COOH e CH3COONa será 
menos ácida que uma solução contendo apenas 
CH3COOH na mesma concentração!
Soluções tampão
 solução de um ácido ou base fraca e de um seu sal. 
Tem a capacidade de resistir a 
variações no pH resultantes da 
adição de pequenas 
quantidades de ácidos ou 
bases. São muito importantes 
em sistemas químicos e 
biológicos!
Equação de Henderson-Hasselbalch
Consideremos um ácido fraco: 
HA(aq) H+(aq) + A-(aq)
  
 
     
   
 
   
 HA
A
KH
A
HA
KH
AHAKH
HA
AH
K
a
a
aa
−
+
−
+
−+
−+
+−=−
−−=−
==
logloglog
logloglog
/ou 
 
 conj. base
ácido
log−= apKpH