1. Aula
20/05

2. Equilíbrio Químico Ácido-Base
• definição de pH: as concentrações de H+ e OH- podem
variar 10 1,3 a 10 -15,5
• Para que não se trabalhe com números extremamente
pequenos foi introduzido o conceito de pH.
• Sorensen (Suécia, 1909): utilizou pH, onde p vem de
“potenz” (alemão) que significa força no sentido
expoente ou potência para simbolizar a concentração de
H+.
• pH= - log [H+]
• [H+]= 10 -pH

3. Relação entre pH e pOH em soluções
aquosas
Produto iônico da água
• Independentemente dos equilíbrios existentes em
solução aquosa, resultantes dos solutos dissolvidos,
sempre ocorre um equilíbrio químico evolvendo as
moléculas do próprio solvente água:

4. Essa expressão indica que as concentrações dos íons
H3O+ e OH- em qualquer solução aquosa estarão sempre
inter-relacionadas, ou seja, conhecendo-se uma calcula-
se a outra.
• Esse equilíbrio é denominado auto-ionização da água
e sua constante, representada por Kw, é denominada
constante do produto iônico da água.

5. • Como em água pura o equilíbrio ácido-base envolve
apenas moléculas de próprio solvente, temos que :
• Essa condição define uma solução neutra. Quando
[H3O+]>[OH-] a solução será ácida e quando [OH-
]>[H3O+] a solução será básica ou alcalina.

6. Soluções aquosas de ácidos e bases fortes
• Dissocia-se “completamente” em solução aquosa, quase
de “forma irreversível”.
• Os 6 ácidos fortes mais importantes:
• HCl: acido clorídrico
• HBr: ácido bromídrico
• HI: ácido iodídrico
• H2SO4: ácido sulfúrico
• HNO3: ácido nítrico
• HClO4: ácido perclórico

7. • Exemplos de bases Fortes:
• NaOH (hidróxido de sódio, soda caustica)
• LiOH (Hidróxido de lítio)
• KOH (hidróxido de potássio)
• etc

8. • Para os ácidos fortes:
• Para essas substâncias, a tendência em doar
prótons é tão elevada que o equilíbrio se
encontra quase que totalmente deslocado no
sentido dos produtos, o de formação de íon
H3O+.
• A reação inversa é de magnitude desprezível e
como em termos práticos a reação ocorre num
único sentido, pode-se dizer que praticamente
“não existe equilíbrio”, ou então que ocorre
equilíbrio com constante Ka infinita.

9. Soluções aquosas de ácidos e bases fracas
• O ácido acético (vinagre), é usado na alimentação humana;
• Os ácidos clorídrico, nítrico e sulfúrico, utilizados industrialmente, são
perigosos e devem ser manipulados com muito cuidado.
• Ou seja, o ácido acético é um ácido fraco e o ácido clorídrico é ácido
forte.
• Porém estas comparações do tipo forte-fraco ou grande-pequeno, são
subjetivas.

10. • As propriedades dos ácidos e das bases são decorrentes
da presença dos íons H3O+ e OH-, respectivamente, em
suas soluções.
• Quanto maior a eficiência com que um ácido produz
H3O+ (ou de doar H+), e uma base produz OH- (ou de
receber H+), maior será sua força.
• Como sempre estamos envolvidos com um sistema em
equilíbrio, essa eficiência será numericamente traduzida
por uma constante de equilíbrio.

11. • Vamos considerar o caso do ácido acético CH3-COOH,
que atua como ácido porque pode doar um próton
(os hidrogênios do grupo CH3 não participam). Será
que ele é um bom produtor de íon H3O+?

12. • Ou seja, o número tão pequeno quanto 0,0000178, o
equilíbrio esta deslocado para a esquerda, no sentido
dos reagentes.
• O equilíbrio foi atingido num ponto em que o ácido
acético mantém a grande maioria de suas espécies
químicas intactas, totalmente desfavorável para a
produção de íons H3O+.
• O ácido acético é um ácido fraco por que no equilíbrio
de sua solução aquosa existem poucos íons H3O+.

13. • Ou seja: A força de um ácido é medida por sua
capacidade em doar prótons e produzir íons H3O+ e é
quantificada pela constante de equilíbrio de dissociação
Ka.
• Acido Fraco: terá mais na sua forma original do que nas
formas dissociadas (há constante de equilíbrio)
• Acido Forte: “praticamente não terá” (ou são valores
bem elevados) de constante de equilíbrio, porque a
reação será somente em um sentido (da dissociação)

14. •A constante de equilíbrio (Kc) de uma reação é,
portanto, a relação entre as concentrações
dos produtos e as concentrações dos reagentes, quando
se atinge o ponto de equilíbrio.

15. • De maneira geral, a constante de equilíbrio reflete a
relação que existe entre os valores
de concentração de produtos e reagentes:
• Qto maior Kc: maior a concentração dos
produtos (em relação às dos reagentes)
• Qto menor Kc: menor a concentração dos
produtos (em relação aos reagentes)

16. • Princípio de Le CHATELIER
• Em suma: Quando se perturba o estado de equilíbrio
químico por uma ação direta, como aumento da
concentração de um dos reagentes, o sistema reage no
sentido de minimizar a perturbação.

17. • O grau de Ionização ou Dissociação (a) é a
relação entre as espécies químicas ionizadas
pela espécies químicas total (utilizada).
• a = Ci / Ca
• Ci= concentração da espécie química que
ionização/dissociaram.
• Ca= concentração da espécie química total que
foi utilizado em solução.

18. • Exercício exemplo:
Calcular o grau de dissociação a ,numa solução de 0,1
mol L-1, onde a concentração da espécie não dissociada
[HA] =0,0987 mol L -1.
HA + H2O A- + H3O +
Ou seja: [H3O+] = 1,32 x10 -3 mol L -1
Tempo 0 0,1 0 0
Tempo 1 0,1 - x x x

19. • No caso, sabemos o valor não dissociado, senão
teríamos que calcular...
• 1,78 x 10 -5 = (x)2
(0,1-x)
Ou representar desta forma:

20. a = (1,32 x10 -3 mol L -1 ) ÷ (0,1 mol L-1 )
a = 0,0132
• Ou seja, 0,1 mol L-1 -----------------100%
• 1,32 x10 -3 mol L -1 --------- a
• a = 1,32 %

21. • Ou seja:
1,3% das moléculas de HAc atuaram como doadoras de
prótons (no caso, muito baixo)
Podemos dizer que a ionização é baixa (por ser um
ácido ou base fraca) quando o a ≤ 5% ou ≤ 0,05.
Além disso, nestes casos podemos utilizar a fórmula
simplificada:
a = √(Ka/Ca)

22. Classificação segundo o Grau de Ionização a
• Forte se a ≥ 50%
• Moderado se estiver entre 5% e 50%
• Fraco a ≤ 5%

23. • Substituindo e deduzindo fórmulas...chegamos a uma equação
quadrática e utilizando a equação de Bhaskara *, temos:
Quando a ionização for baixa (por ser um ácido
fraco por exemplo) , a ≤ 5% ou 0,05, podemos usar
A relação simplificada:
* E a partir destas outras relações
a = √ (Ka/Ca)

24. • A mesma abordagem é aplicada ao se tratar de bases
fracas. A amônia NH3 apresenta uma constante igual a
1,78 10-5 para o equilíbrio:

25. • A constante desse equilíbrio é representada por Kb.
• Do mesmo modo que o ácido acético, a amônia é
uma base fraca pois o a= 1,3% .

26. • Em resumo, somente poderemos comparar a força de
ácidos e bases conhecendo os valores de suas constantes
de dissociação no solvente.
• Rotineiramente podem ser representadas pela notação
pKa e pKb, que significam –log Ka e - log Kb,
respectivamente.
• O pKa do ácido acético é -log 1,78 10-5 , ou
seja, 4,76.

27. Idem ao ácido, mas para base

28. Exemplos:

29. Relação Ka e Kb
• HA H3O+ + A -
• A- HA + OH -
• Ka= [H3O+] [A -]
[HA]
• Kb = [HA] [OH-]
[A -]
H2O
H2O

30. Ka x Kb
•
• pKa + pKb = pKw = 14
• Ka x Kb = Kw = 10 -14
• Ou seja: quanto maior a força de uma das espécies do par conjugado,
menor será a força do outro componente do par.
• Ka > Kb caráter ácido

31. • Exemplo:
• NH3 + H2O NH4
+ + OH- kb = 1,76 x 10-5
• NH4
+ + H2O NH3 + H3O+ ka= ?
• Ka (NH4
+)= Kw = 10 -14 = 5,68x10 -10
1,76 x 10 -5 1,76 x 10 -5

32. Solução Tampão
(“ Buffer Solution”)

33. Solução Tampão
• São soluções que atenuam a variação dos valores de pH (ácido ou
básico), mantendo-se aproximadamente constantes, mesmo com a
adição de pequenas quantidades de ácidos ou bases fortes.

34. • Do inglês “Buffer”: amortecedor, são substâncias que limitam as
variações do pH em um determinado sistema.

35. • Um tampão é constituído de uma mistura de um
ácido fraco e sua base conjugada ou de uma base
fraca e seu ácido conjugado.
H+ OH-
Sistema Tampão
pH permanece praticamente inalterado

36. • 1) Se adicionarmos um ácido à solução tampão, tenho
que ter uma reserva básica para atuar;
• 2) se adicionarmos uma base à solução tampão,
tenho que ter uma reserva ácida para atuar.
• Solução Tampão: tem “reservas” para deixar o pH
praticamente inalterado.

37. • Uma solução tampão representa uma situação de
equilíbrio ácido-base em que as concentrações das
espécies do par conjugado são de ordem de grandeza
similar.

38. Sistemas Tampões
• Sangue: permite manutenções das trocas gasosas mantendo seu pH
em 7,35 a 7,45. Devido ao equilíbrio entre o ácido carbônico (H2CO3
/HCO3
-) e seu par conjugado bicarbonato. Este sistema evita variações
acima de 0,3 unidades de pH as quais já poderiam trazer graves
consequências aos seres humanos.

39. • Ex:
• Se gotejarmos ácido clorídrico em água (por 90 min.)o
pH da água passa de 7 para 1,84.
• Se fizermos o mesmo com um animal, o pH do sangue
passa de 7,44 para 7,14. (sistema tampão)

40. • Dentre os fluidos biológicos, a saliva também constitui
uma solução tampão, com a função de neutralizar os
ácidos presentes na boca, evitando o desenvolvimento
de bactérias que formam a placa bacteriana.
• O pH normal da saliva varia entre 6,4 e 6,9 no intervalo
entre as refeições e de 7,0 a 7,3 enquanto comemos.

41. • Na indústria de alimentos, alguns ácidos e bases (ácido
cítrico, bicarbonato de sódio, ácido lático, tartarato ácido
de potássio, ácido fosfórico) são usados como agentes de
processamento para o controle da acidez e alcalinidade
de muitos produtos alimentícios.
• Estes tipos de aditivos são usados em gelatinas,
fermento, processamento de queijo e em bebidas
refrigerantes .

42. • No caso da indústria de alimentos:
• O sistema tampão pode ser utilizado como agentes
antimicrobianos mantendo o alimento com o pH baixo
e consequentemente evitando o desenvolvimento de
microrganismos, como fungos e bactérias

43. • Tecidos vivos de plantas também são tamponados,
embora menos intensamente.
• O pH normal em tecidos vegetais varia entre 4,0 e 6,2.
Nestes tecidos, os principais tampões são fosfatos,
carbonatos e ácidos orgânicos, como o málico, cítrico,
oxálico, tartárico e alguns aminoácidos.

44. 1) Sobre solução Tampão responda:
a)Definição.
b)Espécies químicas necessárias para se ter uma solução
tampão.
c)Exemplos da importância de soluções tampões naturais e
industriais.