O documento discute conceitos fundamentais de equilíbrio químico, incluindo: 1) Definições de ácidos e bases segundo as teorias de Arrhenius, Brønsted-Lowry e Lewis; 2) Constante de dissociação de ácidos (Ka) e constante de equilíbrio de bases (Kb); 3) Relação entre Ka e Kb e a constante do produto iônico da água (Kw); 4) Cálculo do pH em soluções tampão usando a equação de Henderson-Hasselbalch

1. EQUILÍBRIO
QUÍMICO
SQM 0405 – Química Geral e Experimental: Teórica e Prática
Engenharia Aeronáutica e Engenharia Mecatrônica
quimicageralemais.blogspot.com.br

2. Principais tópicos
• Noções de equilíbrio químico
• Constante de equilíbrio
• Equilíbrio iônico em solução aquosa
• Equilíbrio ácido-base
• Solução tampão

3. Ácidos e bases: conceitos
Ácidos e Bases de Arrhenius
ÁCIDO – SE DISSOCIA LIBERANDO H+
BASE – SE DISSOCIA LIBERANDO OH-
HCl (g) + NH3 (l) → NH4
+ + Cl-
BASE???? OH-????????

4. Ácidos e bases: conceitos
Ácidos e Bases de Brønsted-Lowry
ÁCIDO – DOADOR DE PRÓTONS
BASE – ACEITADOR DE PRÓTONS
HCl (aq) + H2O (l) → H3O+ (aq) + Cl- (aq)
O próton é transferido do ácido para a base!
H+ não existe
isoladamente em água!

5. Ácidos e bases: conceitos
Ácidos e Bases de Brønsted-Lowry
HCl (aq) + H2O (l) → H3O+ (aq) + Cl- (aq)
HCN (aq) + H2O (l) ⇌ H3O+ (aq) + CN- (aq)
ÁCIDO FORTE – completamente desprotonado em solução
ÁCIDO FRACO – parcialmente desprotonado em solução
A força do ácido depende do solvente!

6. Ácidos e bases: conceitos
Ácidos e Bases de Brønsted-Lowry
O2
- (aq) + H2O (l) → 2 OH- (aq)
NH3 (aq) + H2O (l) ⇌ NH4
+ (aq) + OH- (aq)
BASE FORTE – completamente protonada em solução
BASE FRACA – parcialmente protonado em solução
A força da base depende do solvente!

7. Ácidos e bases: conceitos
Ácidos e Bases de Brønsted-Lowry
HCN (aq) + H2O (l) ⇌ H3O+ (aq) + CN- (aq)

8. Ácidos e bases: conceitos
Ácidos e Bases de Brønsted-Lowry
HCN (aq) + H2O (l) ⇌ H3O+ (aq) + CN- (aq)
Base conjugada do ácido HCN
Base conjugada – espécie produzida
quando um ácido doa um próton

9. Ácidos e bases: conceitos
Ácidos e Bases de Brønsted-Lowry
HCN (aq) + H2O (l) ⇌ H3O+ (aq) + CN- (aq)
Ácido conjugado da base CN-
Ácido conjugado – espécie produzida
quando uma base aceita um próton

10. Ácidos e bases: conceitos
Ácidos e Bases de Lewis
ÁCIDO – ACEITADOR DE PAR DE ELÉTRONS
BASE – DOADOR DE PAR DE ELÉTRONS

11. Ácidos e bases: conceitos
Ácidos e Bases de Lewis
As bases de Lewis são também bases de
Brønsted. Mas os ácidos de Lewis não são
necessariamente ácidos de Brønsted, pois
um ácido de Lewis não precisa ter um
átomo de hidrogênio.

12. Força dos ácidos e bases
CONSTANTE DE DISSOCIAÇÃO DOS ÁCIDOS - Ka
HA + H2O ⇌ H3O+ + A-
𝐾𝑎 =
𝐻3 𝑂+ 𝐴−
𝐻𝐴

13. Força dos ácidos e bases
CONSTANTE DE DISSOCIAÇÃO DOS ÁCIDOS - Ka

14. Força dos ácidos e bases
CONSTANTE DE EQUILÍBRIO DA BASE - Kb
B + H2O ⇌ HB+ + OH-
𝐾𝑏 =
𝐻𝐵+ 𝑂𝐻−
𝐵

15. A Escala de pH
pH = -log [H3O+] pOH = -log [OH-]
 Para a água pura, a molaridade dos íons H3O+ é
𝟏, 𝟎 𝒙 𝟏𝟎−𝟕
𝒎𝒐𝒍 𝑳−𝟏
, em 25°C. Seu pH será:
pH = -log [H3O+] = -log (1,0 x 10-7) = 7,0
• O pH da água pura é 7
• O pH de uma solução ácida é menor do que 7
• O pH de uma solução básica é maior do que 7

16. A auto-ionização da água
2 H2O ⇌ H3O+ + OH-
𝐾 𝑤 = 𝐻3 𝑂+ 𝑂𝐻−
CONSTANTE DO PRODUTO IÔNICO DA ÁGUA- Kw
Kw = 1,00 x 10-14, a 25°C
pKw = -log Kw = -log (1,00 x 10-14) = 14,00

17. A auto-ionização da água
2 H2O ⇌ H3O+ + OH-
CONSTANTE DO PRODUTO IÔNICO DA ÁGUA- Kw
Solução neutra a 25°C:
[H3O+] = [OH-] = 1,00 x 10-7 M
pH = pOH = 7,00
pH + pOH = pKw = 14,00

18. Relação entre Ka e Kb
𝐾 𝑎 𝐾𝑏 =
𝐻3 𝑂+
𝐵
𝐻𝐵+
𝐻𝐵+
𝑂𝐻−
𝐵
= 𝐻3 𝑂+ 𝑂𝐻− = 𝐾 𝑤
𝑲 𝒂 𝑲 𝒃 = 𝑲 𝒘
𝐾 𝑎 =
𝐻3 𝑂+
𝐵
𝐻𝐵+
HB+ + H2O ⇌ H3O+ + B
𝐾𝑏 =
𝐻𝐵+
𝑂𝐻−
𝐵
B + H2O ⇌ HB+ + OH-

19. Relação entre Ka e Kb
NH3 + H2O ⇌ OH- + NH4
+ 𝐾𝑏 =
𝑂𝐻−
𝑁𝐻4
+
𝑁𝐻3
𝐾𝑏 =
𝐾 𝑤
𝐾 𝑎
=
1,00 𝑥 10−14
5,7 𝑥 10−10
= 1,8 𝑥 10−5
𝑲 𝒂 𝑲 𝒃 = 𝑲 𝒘
• O NH3 é a base conjugada do NH4
+
• Ka do NH4
+ = 5,7 x 10-10

20. Solução Tampão
• TAMPÃO ÁCIDO
• Ácido fraco + base conjugada na forma de sal
• TAMPÃO BÁSICO
• Base fraca + ácido conjugado na forma de sal
Estabiliza o pH de soluções em água!!!
• Plasma sanguíneo – pH = 7,4
• Água do mar – pH = 8,4
• Detergentes
• ...

21. Tampão ácido
CH3COOH (aq) + H2O (l) ⇌ H3O+ (aq) + CH3CO2
- (aq)
• Ácido fraco + base conjugada na forma de sal
• Estabiliza soluções com pH < 7
Adicionando ácido forte a uma solução com
concentrações aproximadamente iguais de CH3COOH e
CH3CO2
- :
Os íons H3O+ adicionados transferem prótons para
os íons CH3CO2
- para produzir CH3COOH e H2O. O pH
se mantém quase inalterado pois os íons hidrônio
adicionados são removidos pelos íons acetato.

22. Tampão básico
NH3 (aq) + H2O (l) ⇌ NH4
+ (aq) + OH- (aq)
• Base fraca + ácido conjugado na forma de sal
• Estabiliza soluções com pH > 7
Adicionando base forte a uma solução com concentrações
aproximadamente iguais de NH3 e NH4
+:
Os íons OH- removem prótons dos íons NH4
+ para
produzir NH3 e H2O. O pH se mantém quase inalterado
pois os íons hidroxila adicionados são removidos
pelos íons amônio.

23. Cálculo do pH de uma solução
tampão
Calcule o pH de uma solução tampão 0,040 M NaCH3CO2 (aq) e
0,080 M CH3COOH (aq) em 25°C.
CH3COOH (aq) + H2O (l) ⇌ H3O+ (aq) + CH3CO2
- (aq)
𝐾𝑎 =
𝐻3 𝑂+ 𝐶𝐻3 𝐶𝑂2
−
𝐶𝐻3 𝐶𝑂𝑂𝐻
= 1,8 𝑥 10−5
𝐻3 𝑂+ = 𝐾𝑎 𝑥
𝐶𝐻3 𝐶𝑂𝑂𝐻
𝐶𝐻3 𝐶𝑂2
− = 1,8 𝑥 10−5 𝑥
0,080
0,040
= 3,6 𝑥 10−5
𝒑𝑯 = − 𝐥𝐨𝐠 𝟑, 𝟔 𝒙 𝟏𝟎−𝟓
= 𝟒, 𝟒𝟒

24. Equação de Henderson-
Hasselbalch
𝑝𝐻 = 𝑝𝐾𝑎 + 𝑙𝑜𝑔
[𝑏á𝑠𝑖𝑐𝑜]𝑖𝑛𝑖𝑐𝑖𝑎𝑙
[á𝑐𝑖𝑑𝑜]𝑖𝑛𝑖𝑐𝑖𝑎𝑙