FCAV/ UNESP
EQUILÍBRIO
ÁCIDO-BASE
Profa. Dra. Luciana M. Saran
1
Tópicos da Aula:
 Substâncias que interferem no equilíbrio químico da água;
 Equilíbrio ácido-base;
 Soluções ácidas, neutras e alcalinas;
 Escala de pH;
 Solução tampão.
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1. ÁCIDOS E BASES
1.1. Conceito de Arrhenius
 Ácido: substância que
em meio aquoso libera íons
H+ (ou H3O+).
Químico sueco Svante
Arrhenius (1859–1927).
Prêmio Nobel em 1903.
Fonte: PERUZZO & CANTO, 2006. 3
Exemplos:
HCl: ácido clorídrico
HBr: ácido bromídrico
HI: ácido iodídrico
HNO3: ácido nítrico
H2SO4: ácido sulfúrico
HClO4: ácido perclórico
H3PO4: ácido fosfórico
4
 Ionização do HCl: um ácido monoprótico.
HCl(aq) + H2O(l)  H3O+(aq) + Cl-(aq)
 Ionização do H2SO4: um ácido diprótico.
Primeira Etapa:
H2SO4(aq) + H2O(l)  H3O+(aq) + HSO4-(aq)
Segunda Etapa:
HSO4-(aq) + H2O(l)  H3O+(aq) + SO42-(aq)
5
 Ácidos Fortes: ionizam-se completamente.
Os principais são: HCl, HBr, HI, H2SO4,
HClO4 e HNO3.
 Ácidos Fracos: ionizam-se parcialmente.
Os seguintes ácidos são exemplos de
ácidos fracos: HNO2 (ácido nitroso), H3PO4
(ácido fosfórico), HCN (ácido cianídrico) e
H2CO3 (ácido carbônico).
6
Correlações entre a Estrutura Molecular e a Força
dos Ácidos.
Fonte: Adaptado de ATKINS, 2006 : p. 477.
7
 Base: substância que
em meio aquoso libera
íons OH- (hidroxila).
 Exemplos:
Químico sueco Svante
NaOH: hidróxido de sódio
Arrhenius (1859–1927).
KOH: hidróxido de potássio
Prêmio Nobel em 1903.
Ca(OH)2: hidróxido de cálcio
Mg(OH)2: hidróxido de magnésio
NH3: amônia
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 Bases Fortes
Mais Comuns:
NaOH, Ca(OH)2,
KOH e Ba(OH)2.
 Exemplos de
Bases Fracas:
NH3, C6H5NH2
(anilina), CH3NH2
HONH2 (hidroxilamina).
Fonte: PERUZZO & CANTO, 2006.
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 Reação de Dissociação do NaOH:
NaOH(aq)  Na+(aq) + OH-(aq)
 Reação de Dissociação do Ca(OH)2:
Ca(OH)2(aq)  Ca2+(aq) + 2OH-(aq)
10
EXEMPLOS DE HIDRÓXIDOS ANFÓTEROS
Fonte: KOTZ & TREICHEL, 2005 : p. 119.
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1.2. Conceito de Bronsted-Lowry
 Mais abrangente do que o
de Arrhenius.
 Ácido: espécie química capaz
de doar íons H+. Exs.: HCl, NH4+,
HS-.
Johannes Nicolaus
Bronsted (1874-1936)
Thomas Martin Lowry
(1874-1936)
 Base: espécie química capaz
de receber íons H+. Exemplos:
NH3, CN-, S2-.
Fonte: PERUZZO & CANTO, 2006.
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EXERCÍCIO 1: Escreva a fórmula para a base conjugada de
cada ácido.
a)
b)
c)
d)
e)
f)
H2SO4
H3BO3
HI
H3 O +
NH4+
HPO42-
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EXERCÍCIO 2: Escreva a fórmula para o ácido conjugado de
cada base.
a)
b)
c)
d)
e)
f)
OHHSNH3
C6H5OCO32HCO3-
14
1.3. O Conceito de Lewis de Ácidos e Bases
 Baseia-se no compartilhamento de pares de eentre ácido e base.
 Ácido de Lewis: substância capaz de aceitar
um par de elétrons de outro átomo para formar
uma nova ligação.
 Base de Lewis: substância capaz de “doar”
um par de elétrons a outro átomo para formar
uma nova ligação.
15
Exemplos de Reações Ácido-Base, Segundo o
Conceito de Lewis
Fonte: KOTZ & TREICHEL, 2005 : p. 116.
16
Exemplo de Reação Ácido-Base, Segundo o
Conceito de Lewis
Fonte: KOTZ & TREICHEL, 2005 : p. 117.
17
Exemplo de Reação Ácido-Base, Segundo o
Conceito de Lewis
Fonte: KOTZ & TREICHEL, 2005 : p. 116.
18
IONIZAÇÃO DE ÁCIDOS FRACOS
De maneira geral um ácido fraco, como por exemplo o
ácido hipotético HA, ioniza-se conforme representado
abaixo:
HA(aq) + H2O(l)
H3O+(aq) + A-(aq)
Para o equilíbrio acima vale a seguinte expressão da
constante de equilíbrio, Ka:
[H3O ].[A  ]
Ka 
[HA]
Ka é a constante de ionização do ácido. O seu valor é
dependente da temperatura.
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Exemplo:
Numa solução aquosa de ácido acético, CH3COOH, um
ácido fraco, temos:
CH3COOH(aq) + H2O(l)
H3O+(aq) + CH3COO-(aq)
Para a ionização do CH3COOH é válida a seguinte
expressão para o cálculo de Ka:
[H3O ].[CH3COO  ]
Ka 
[CH3COOH]
Ka(CH3COOH) = 1,75x10-5 (a 25oC)
20
 Quanto menor o valor de Ka, mais fraco é o ácido.
 pKa = - log Ka
 No caso de ácidos polipróticos, ou seja, para aqueles
ácidos que apresentam mais de um hidrogênio
ionizável, a ionização ocorre em etapas e para cada
etapa há uma constante de equilíbrio.
 Exemplo: ionização do ácido fosfórico, a 25oC.
H3PO4(aq)
H+(aq) + H2PO4-(aq)
Ka1 = 7,5x10-3
H2PO4-(aq)
H+(aq) + HPO42-(aq)
Ka2 = 6,2x10-8
HPO42-(aq)
H+(aq) + PO43-(aq)
Ka3 = 1,0x10-12
21
Força do Ácido Aumenta
pKa aumenta
Fonte: KOTZ & TREICHEL, 2005 : p. 101.
22
Ka e respectivo pKa de alguns ácidos a 25oC.
Fonte: Adaptado de ATKINS, 2006 : p. 471.
23
EXERCÍCIO 3: Em cada par a seguir, selecione o ácido mais
forte.
a) Ácido pirúvico (pKa = 2,49) ou ácido lático (pKa = 3,08);
b) Ácido cítrico (pKa = 3,08) ou ácido fosfórico (pKa = 2,10);
c) Ácido benzóico (Ka= 6,5x10-5) ou ácido lático (Ka = 8,4x10-4);
d) Ácido carbônico (Ka=4,3x10-7) ou ácido bórico (Ka=7,3x10-10).
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IONIZAÇÃO DE BASES FRACAS
De maneira geral uma base fraca, como por exemplo a
base hipotética BOH, ioniza-se conforme representado
abaixo:
BOH(aq)
B+(aq) + OH-(aq)
Para o equilíbrio acima vale a seguinte expressão da
constante de equilíbrio, Kb:
[B ].[OH ]
Kb 
[BOH]
Kb é a constante de ionização da base. O seu valor
édependente da temperatura. Quanto menor o
valor de Kb, mais fraca é a base. (pKb = - log Kb)
25
Exemplo:
Numa solução aquosa de amônia, NH3, uma base fraca,
temos:
NH3(aq) + H2O(l)
NH4+(aq) + OH-(aq)
Para a
ionização da amônia é válida a seguinte
expressão para o cálculo de Kb:
[NH4 ].[OH ]
Kb 
[NH3 ]
Kb(NH3) = 1,75x10-5 (a 25oC)
26
Kb e respectivo pKb de algumas bases a 25oC.
Fonte: Adaptado de ATKINS, 2006 : p. 472.
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ESCALA DE pH
 Água Pura: considerada, em geral, não condutora de
eletricidade.
 Na realidade, já foi demonstrado por medidas precisas
que a água apresenta uma condução pequena de
eletricidade, que decorre da sua auto-ionização, isto é:
H2O(l) + H2O(l)
H3O+(aq) + OH-(aq)
ou
H2O(l)
H+(aq) + OH-(aq)
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ESCALA DE pH
 A água pura é neutra, pois apresenta concentrações
iguais de H3O+ e OH-.
 Condições para que uma solução seja considerada
ácida, neutra ou alcalina (básica):
se [H3O+] = [OH-]  a solução é neutra;
se [H3O+] > [OH-]  a solução é ácida;
se [H3O+] < [OH-]  a solução é alcalina ou básica.
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ESCALA DE pH
 Na água pura, a 25ºC , as concentrações de H3O+ e
de OH- correspondem a 1,0x10-7 mol/L. Assim:
pH = - log [H3O+] = - log 1,0x10-7  pH = 7,00
 Consequentemente:
Soluções neutras exibem pH = 7,00
Soluções ácidas exibem pH < 7,00
Soluções básicas ou alcalinas apresentam pH > 7,00
30
Outras equações importantes:
[H3O+] = 10-pH
pOH = - log [OH-]
[OH-] = 10-pOH
pH + pOH = 14 (a 25oC)
31
DETERMINAÇÃO DO pH
Determinação
Colorimétrica
32
DETERMINAÇÃO DO pH
Determinação
Potenciométrica
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EXERCÍCIO 4: A seguir, são apresentadas as faixas de pH
para vários materiais biológicos humanos. A partir do pH no
ponto médio de cada faixa, calcule para cada material:
I) a [H3O+];
II) o pOH;
III) a [OH-].
a)
b)
c)
d)
e)
f)
g)
Leite, pH 6,6 – 7,6
Fluido espinhal, pH 7,3 – 7,5
Saliva, pH 6,5 – 7,5
Urina, pH 4,8 – 8,4
Plasma sangüíneo, pH 7,35 – 7,45
Fezes, pH 4,6 – 8,4
Bile, pH 6,8 – 7,0
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2. SAIS
 Compostos iônicos que contêm cátion proveniente
de uma base e ânion proveniente de um ácido.
Exs.: NaCl e Na2SO4.
HCl(aq) + NaOH(aq)  NaCl(aq) + H2O(l)
H2SO4(aq) + 2NaOH(aq)  Na2SO4(aq) + 2H2O(l)
35
Exemplos de Reações de Neutralização
Fonte: PERUZZO & CANTO, 2006.
36
EXERCÍCIO 5: Equacione a reação do HCl com cada um
dos compostos a seguir:
a)
b)
c)
d)
e)
Na2CO3;
NaOH;
NH3;
CH3NH2;
NaHCO3.
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2.1. Sais de Ácidos Fortes e Bases Fortes: formam-se
a partir da reação de um ácido forte com uma base
forte. Têm caráter neutro.
Exemplos:
Cloreto de Sódio, NaCl
Cloreto de Potássio, KCl
Nitrato de Sódio, NaNO3
Brometo de Potássio, KBr
Perclorato de Sódio, NaClO4
A dissolução desses sais em água resultará em uma
solução neutra, ou seja, que apresentará pH = 7,00.
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2.2. Sais de Ácidos Fracos e Bases Fortes: formam-se
a partir da reação de um ácido fraco com uma base
forte. Têm caráter básico ou alcalino.
Exemplos:
Acetato de Sódio, NaCH3COO
Cianeto de Potássio, KCN
Nitrito de Sódio, NaNO2
Fosfato de Sódio, Na3PO4
Bicarbonato de Sódio, NaHCO3
A dissolução desses sais em água resultará em uma
solução alcalina, ou seja, que apresentará pH >7,00.
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JUSTIFICATIVA:
O ânion desse tipo de sal sofre hidrólise, isto é, reage
com a água produzindo OH-.
Exemplo: dissolução do NaHCO3 em água.
NaHCO3(s) + H2O(l)
Na+(aq) + HCO3-(aq)
(Base)
Reação de Hidrólise:
HCO3-(aq) + H2O(l)
H2CO3(aq) + OH-(aq)
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2.3. Sais de Ácidos Fortes e Bases Fracas: formam-se
a partir da reação de um ácido forte com uma base
fraca. Têm caráter ácido.
Exemplos:
Cloreto de Amônio, NH4Cl
Nitrato de Amônio, NH4NO3
A
dissolução desses sais em água resultará
em uma solução ácida, ou seja, que apresentará
pH < 7,00.
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JUSTIFICATIVA:
O cátion desse tipo de sal sofre hidrólise, isto é, reage
com a água produzindo H+ ou H3O+.
Exemplo: dissolução do NH4Cl em água.
NH4Cl(s) + H2O(l)
NH4+(aq) + Cl-(aq)
(Ácido)
Reação de Hidrólise:
NH4+(aq) + H2O(l)
NH3(aq) + H3O+(aq)
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EXERCÍCIO 6: Qual das soluções a seguir será mais ácida,
ou seja, qual terá o pH mais baixo?
a) CH3COOH(aq) 0,10 mol L-1 ou HCl(aq) 0,10 mol L-1?
b) NaCl(aq) 0,10 mol L-1 ou NH4Cl(aq) 0,10 mol L-1?
c) Aspirina (pKa = 3,47) 0,10 mol L-1 ou ácido acético
0,10 mol L-1?
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3. Solução Tampão
 Por que a adição de 0,01 mol de HCl à 1L de
sangue humano, altera o pH do mesmo em
apenas 0,1 unidade?
 O que ocorre com o pH da água pura:
ao adicionarmos 0,01 mol de HCl/ L de água?
ou
ao adcionarmos 0,01 mol de NaOH/ L de água?
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ADIÇÃO DE HCl E NaOH À ÁGUA PURA
 O pH da água pura é 7,0 (a).
 A adição de 0,01 mol de HCl a 1 L de água pura faz o pH
baixar para 2,00 (b).
 A adição de 0,01 mol de NaOH a 1 L de água pura faz o pH
subir para 12,00 (c).
(a) pH 7,00
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(b) pH 2,00
(c) pH 12,00
EFEITO DA ADIÇÃO DE ÁCIDO A UM TAMPÃO
 No Erlenmeyer: solução tampão de pH 7,40, (o mesmo pH do sangue
humano) + verde de bromocresol (um indicador ácido-base, que é azul
em pH 7,40).
 Em (a): solução tampão de pH 7,40 + verde de bromocresol + 5,00 mL
de HCl 0,1 mol L-1.
 Em (b): água pura + verde de bromocresol + 5,00 mL de HCl 0,10 mol
L-1.
(a) pH 7,40  6,75
46
(b) pH 7,00  3,02
3. Solução Tampão
 Um tampão ou solução tampão é uma solução
cujo pH varia muito pouco quando pequenas
quantidades de íons H3O+ e OH- são adicionadas
a ela.
 Composição: em geral, os tampões são constituídos por quantidades aproximadamente iguais de
um ácido fraco e sua base conjugada.
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3. Solução Tampão
 EXEMPLO: a dissolução de 1,0 mol de ácido
acético (um ácido fraco) e 1,0 mol de sua base
conjugada (na forma de acetato de sódio,
CH3COONa) em 1,0 L de água, resultará numa
solução tampão, na qual está presente o equilíbrio a seguir.
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3.1. Mecanismos de Ação de um Tampão
 Consideremos como exemplo um tampão de ácido acéticoacetato de sódio.
 Comportamento do tampão frente a adição de um ácido,
como por exemplo HCl:
 Os íons H3O+ adicionados vão reagir com os íons CH3COOe serão removidos da solução.
49
3.1. Mecanismos de Ação de um Tampão
 Consideremos como exemplo um tampão de ácido acéticoacetato de sódio.
 Comportamento do tampão frente a adição de uma base,
como por exemplo NaOH:
 Os íons OH- adcionados vão reagir com as moléculas de
CH3COOH e serão removidos da solução.
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3.2. Capacidade Tamponante
 A capacidade tamponante é a quantidade de íons
hidrônio ou hidróxido que um tampão pode absorver
sem uma mudança significativa em seu pH.
 A capacidade tamponante de uma solução tampão
depende:
- do pH relativo ao seu pKa;
- da concentração do tampão.
51
3.2. Capacidade Tamponante
3.2.1. Influência do pH:
 Quanto mais próximo o pH do tampão estiver do pKa do
ácido fraco, melhor a capacidade tamponante da solução
tampão, ou seja, esta poderá resistir a variações no pH
com a adição de ácidos ou bases.
 Um tampão eficaz tem pH = pKa ± 1.
 EXEMPLO: para o ácido acético pKa = 4,75. Portanto,
uma solução de ácido acético e acetato de sódio funcionará
como um tampão eficaz na faixa de pH de 3,75 – 5,75.
52
3.2. Capacidade Tamponante
3.2.2. Influência do pH:
 Quando o pH da solução tampão for igual ao pKa do ácido
a solução terá igual capacidade em relação às adições de
ácido ou de base.
 Se o pH do tampão estiver abaixo do pKa, a capacidade
tamponante do ácido será maior que a capacidade tamponante da base.
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3.2. Capacidade Tamponante
3.2.3. Influência da concentração:
 Quanto maior a concentração do ácido fraco e sua base
conjugada, maior a capacidade tamponante.
 EXEMPLO: podemos preparar uma solução tampão
dissolvendo 1,0 mol de CH3COONa e de CH3COOH em 1L
de água ou então usar somente 0,10 mol de cada.
Entretanto, a primeira solução tampão tem uma capacidade
tamponante dez vezes maior do que a segunda.
54
3.3. Cálculo do pH de um Tampão
 O cálculo do pH de uma solução tampão é realizado a
a partir da equação de Henderson-Hasselbach.
 A equação de Henderson-Hasselbach é uma relação
matemática entre o pH, o pKa de um ácido fraco e as
concentrações do ácido fraco e sua base conjugada.
 Supondo um ácido fraco HA e sua base conjugada A-:
HA + H2O
[A  ].[H 3 O  ]
Ka 
[HA]
A- + H3O+
pH  pK a  log
[HA]
[A  ]
Equação de Henderson-Hasselbach
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EXERCÍCIO 7: Qual é o pH de uma solução tampão que
contém quantidades equimolares das espécies químicas a
seguir?
(a) H3PO4 e NaH2PO4
(b) H2CO3 e NaHCO3
(c) NH4Cl e NH3
(d) CH3COOH e CH3COONa
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EXERCÍCIO 8: Considerando quantidades equimolares do
ácido e da sua base conjugada, preveja a região de pH na
qual cada um dos tampões a seguir será eficaz.
(a) Nitrito de sódio e
Espécie
Constante de
ácido nitroso;
Química
Ionização
(b) Benzoato de sódio e
HNO2
Ka = 4,3x10-4
ácido benzóico;
C6H5COOH
Ka = 6,5x10-5
(c) Carbonato de sódio e
HCO3Ka = 4,8x10-11
bicarbonato de sódio;
NH3
Kb = 1,8x10-5
(d) Hidrogenofosfato de potássio
e dihidrogenofosfato de potássio;
(e) Amônia e cloreto de amônio;
(f) Hidroxilamina e cloreto de
hidroxilamônio.
57
NH2OH
Kb = 1,1x10-8
H2PO4-
Ka = 6,2x10-8
EXERCÍCIO 9: Calcule o pH de um tampão constituído por
CH3COONa 0,040 mol L-1 e CH3COOH 0,080 mol L-1.
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EXERCÍCIO 10: Considere a adição de 1,2 g de NaOH à
500 mL do tampão descrito no exercício 9 e calcule o pH
da solução resultante.
59
4. Bibliografia Consultada
ATKINS, P.; JONES, L. Princípios de química: questionando a vida
moderna e o meio ambiente. 3. ed. Porto Alegre:Bookman, 2006.
BETTELHEIM, F. A.; BROWN, W. H.; CAMPBELL, M. K.; FARRELL, S. O.
Introdução à química geral. 9. ed. São Paulo : Cengage Learning, 2012.
BROWN, T. L.; LEMAY, H. E.; BURSTEN, B. E.; BURDGE, J. R. Química a
ciência central. 9. ed. São Paulo:Pearson Prentice Hall, 2005.
KOTZ, J. C.; TREICHEL Jr., P. M. Química geral 2 e reações químicas.
5. ed. São Paulo:Pioneira Thomson Learning, 2005.
PERUZZO, F. M.; CANTO, E. L. do. Química na abordagem do cotidiano.
4. ed. São Paulo:Moderna, 2006. v. 1 e 2.
60