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EQUILÍBRIO ÁCIDO-BASE

1 INTRODUÇÃO

A classificação das substâncias como ácido foi inicialmente sugerida por causa do sabor (Latim acidus = azedo; acetum = vinagre). Alkalis (Arábico al Kali = cinzas de uma planta) foram tomados como as substâncias capazes de reverter ou neutralizar o efeito dos ácidos. A denominação mais moderna para tais substâncias é base. Admiti-se, também, que um ácido deveria conter o elemento oxigênio como constituinte essencial (grego oxus = ácido; genae = gerador). Todavia, Humphry Davy, em 1810, demonstrou que o ácido clorídrico contém somente hidrogênio e cloro. Pouco depois, floresceu a idéia de que todos os ácidos devem ter o hidrogênio como um de seus constituintes essências.

Desde a antiguidade já se classificam as substâncias como ácidos ou como bases (anti-ácidos):

O vinagre parece ter sido o primeiro ácido conhecido (sabor amargo). As bases eram conhecidas por serem escorregadias ao tato e pelas suas propriedades anti-ácidas.

A. TEORIA DE ARRHENIUS (entre 1880 e 1890)

Uma das importantes contribuições da teoria da dissociação iônica de Arrhenius, desenvolvida por S. Arrhenius entre 1880 e 1890, foi à explicação porque os ácidos possuem forças diferentes. A atividade química e a condutividade elétrica das soluções de ácidos foram concedidas como sendo devida à dissociação reversível dos mesmos em íons, sendo um deles o íon H+:

ex: HCl(aq) ↔ H+(aq) + Cl–

(aq)

CH3COOH(aq) ↔ H+(aq) + CH3COO–

(aq)

Assim a força dos ácidos foi associada com o grau de dissociação dos mesmos: um ácido será tanto mais forte quanto maior for seu grau de dissociação. Podemos utilizar um raciocínio similar para o comportamento das bases, as quais produziriam o íon hidroxila em solução. Então, o próton seria responsável pelas propriedades ácidas, enquanto que OH- seria responsável pelas propriedades básicas.

Para Arrhenius:

Ácido era toda a substância que contendo hidrogênio, se “dissociava” em solução produzindo íons H+, ex: HCl(aq) → H+

(aq) + Cl–(aq)

Base seria toda a substância que em solução aquosa se “dissociava”, produzindo íons hidróxido (OH-), ex: NaOH(aq) → Na+

(aq) + OH–(aq)

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Esta teoria estava incompleta. Problema: a definição nos limita à solução aquosa. A teoria dos ácidos e bases de Arrhenius sugere que todas as propriedades básicas sejam devido à presença do íon hidróxido. Contudo, há substâncias, que não contém o íon hidróxido, capazes de neutralizar ácidos.

Como explicar:

O comportamento ácido ou alcalino em soluções não aquosas?O comportamento alcalino do NH3?

Surgiu uma nova teoria:

B. TEORIA DE BRONSTED-LOWRY (1923) - Reações de transferência de próton

Em 1923, as considerações que acabamos de descrever culminaram numa conceituação de ácido e bases mais poderosa e geral denominada definição de Lowry-Bronsted: um ácido é uma espécie que possui tendência de perder prótons ou doar prótons, e uma base é uma espécie que possui tendência de aceitar ou adicionar um próton.

Segundo esta teoria:

Ácido – espécie que cede íons H+ (prótons).Base – espécie que recebe íons H+.

Uma descrição mais realista da dissociação de um ácido é aquela que considera a reação como sendo a transferência de um próton do ácido para o solvente.

HA(aq) + H2O(l) ↔ H3O+(aq)+ A-

(aq)

Assim, esta reação sugere que um ácido não é necessariamente uma substância que se dissocia gerando um próton, mas uma substância capaz de transferir ou doar um próton para outra substância. Reação de transferência de prótons entre duas espécies iônicas ou moleculares, originando um novo ácido e uma nova base. A base de Bronsted-Lowry não precisa conter OH-.

HA(aq) + H2O(l) → H3O+(aq) + A-

(aq) Ácido1 Base 2 Ácido 2 Base 1

Pares ácido-base conjugados:

• O que quer que tenha sobrado do ácido após o próton ter sido doado é chamado de sua base conjugada. Similarmente, o que quer que tenha sobrado da base após ela ter recebido o próton é chamado de um ácido conjugado.

• Considere: HA(aq) + H2O(l) → H3O+(aq) + A-

(aq)

– Após o HA (ácido) perder seu próton ele é convertido em A -(base). Conseqüentemente o HA e o A- são pares ácido-base conjugados.

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H+

H+

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– Após a H2O (base) receber um próton, ela é convertida em H3O+ (ácido). Conseqüentemente, a H2O e o H3O+ são pares ácido-base conjugados.

• Os pares ácido-base conjugados diferem entre si apenas em um próton.

Ex: Considere HCl(aq) + H2O(l) ↔ Cl-(aq) + H3O+

(aq): o HCl doa um próton para a água. Conseqüentemente, o HCl é um ácido. a H2O recebe um próton do HCl. Conseqüentemente, a H2O é uma base.

Na seguinte reação temos:

NH3 (aq) + H2O(l) → OH-(aq) + NH4

+(aq)

Base1 Ácido 2 Base 2 Ácido 1

São pares conjugados ácido-base: NH4+/ NH3 e H2O/ OH–

Mas, como explicar o comportamento da H2O? Substâncias que, como a H2O, apresentam comportamento ácido ou básico, dependendo da espécie com que reagem, são definidas como anfotéras.

Lembre-se: O íon H+ em água

• O íon H+(aq) é simplesmente um próton sem elétrons. (O H tem um próton, um elétron e nenhum

nêutron) .• Em água, o H+

(aq) forma aglomerados. O aglomerado mais simples e importante é o H3O+(aq).

Geralmente usamos H+(aq) e H3O+

(aq) de maneira intercambiável.

C. TEORIA DE LEWIS

Lewis explica a existência do íon H3O+, de outro modo: Os íons H+, deficitário de um elétron, aceita partilhar um par de elétrons, estabelecendo-se uma ligação covalente dativa.

Assim, Ácido – espécie que aceite partilhar pelo menos um par de elétrons, ex: BF3.Base – espécie doadora dos elétrons, para a ligação covalente dativa, ex: NH3.

BF3 + NH3 → F3B ←NH3

Assim, ácido de Lewis: receptor de par de elétrons, e base de Lewis: doador de par de elétrons.

Tabela 1: Resumindo as definições de Ácidos e Bases

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O ácido de Brønsted-Lowry é um doador de prótons. Focando nos elétrons: um ácido de Brønsted-Lowry pode ser considerado um receptor de par de elétrons.• Observe: os ácidos e as bases de Lewis não precisam conter prótons. Conseqüentemente, a definição de Lewis é a definição mais geral de ácidos e bases.

2. FORÇAS DOS ÁCIDOS E DAS BASES

Como dito anteriormente, um ácido será tanto mais forte quanto maior for seu grau de dissociação. Quanto mais forte é o ácido, mais fraca é a base conjugada.

Tabela 2: Alguns pares ácido-base conjugados

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Teoria Solvente Ácido BaseArrhenius Água composto de hidrogênio que se

dissocia em água para dar íons  H+.

composto de hidróxido que se dissocia em água formando íons

OH-.Brønsted-Lowry Qualquer solvente Composto que fornece prótons Composto que aceita prótons.

Lewis Não está limitado Receptor de um par de elétrons Doador de um par de elétrons

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Segundo Bronsted e Lowry, a reação que ocorre entre um ácido e a água pode esquematizar-se assim:

HA(aq) + H2O(l) → A-(aq) + H3O+

(aq)

aplicando a Lei da Ação das Massas:

Sabendo-se que a [H2O] é aproximadamente constante.

Onde Ka é a constante de ionização ou dissociação ácida. A grandeza Ka, é constante a uma dada temperatura T, e mede a extensão da reação. Assim, quanto maior for o valor de K a mais forte será o ácido. Podem comparar-se a força de dois ou mais ácidos, comparando as suas constantes de acidez.

Nota: Consultar tabela de constantes de acidez.

2.1 Ácidos e bases fortes

Na situação de ácidos e bases fortes em solução aquosa, a concentração dos íons presentes no meio é igual à molaridade. A figura abaixo representa de uma maneira esquemática o que acontece com um ácido forte em solução em equilíbrio.

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Para a reação: HCl(aq) + H2O(l) ↔ Cl-(aq) + H3O+

(aq)

A Lei da Ação das massas conduz a um valor muito elevado para Ka. Logo a dissociação do ácido é uma reação muito extensa com um grau de dissociação (α) muito elevado.

Assim a reação deve ser traduzida pelo seguinte esquema:

HCl(aq) + H2O(l) → Cl-(aq) + H3O+

(aq)

A reação inversa é muito pouco extensa, logo considera-se o ânion Cl - uma base muito fraca. Se

o valor de Ka (HA) é muito elevado → o valor de Kb(A-) é muito pequeno. Em soluções, o ácido forte é geralmente a única fonte de H+. (Se a concentração em quantidade de matéria do ácido é menor do que 10-6 mol/L, a auto-ionização da água precisa ser considerada). Assim, o pH da solução é a concentração em quantidade de matéria inicial do ácido.

Os ácidos comuns mais fortes são HCl, HBr, HI, HNO3, HClO3, HClO4, e H2SO4. Ácidos fortes são eletrólitos fortes.

Por exemplo: Uma solução aquosa 0,10 M de um ácido forte, ácido clorídrico, HCl, [H+] = 0,10 M e [Cl-] = 0,10 M; a concentração de HCl é virtualmente zero. O pH desta solução é: pH = - log [H+] = - log (0,10) = 1.

Já a maioria dos hidróxidos iônicos são bases fortes (por exemplo, NaOH, KOH, e Ca(OH) 2). As bases fortes são eletrólitos fortes e dissociam-se completamente em solução.

O pOH (e, conseqüentemente, o pH) de uma base forte é dado pela concentração em quantidade de matéria inicial da base.

2.2 Ácidos e bases fracas

Os ácidos fracos são apenas parcialmente ionizados em solução. Em uma solução aquosa de ácidos e bases fracas existe o equilíbrio entre íons e espécies químicas dos ácidos ou bases não ionização ou dissociação, ou seja, existe uma mistura de íons e ácido não-ionizado em solução, e

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conseqüentemente, os ácidos fracos estão em equilíbrio. Representado por HA um ácido fraco tem-se a seguinte equação de dissociação, com sua constante de dissociação ou dissociação:

HA(aq) + H2O(l) → A-(aq) + H3O+

(aq)

onde: Ka = constante de dissociação do ácido fraco; [A-] = concentração molar de íons A- presente no equilíbrio; [H3O+] = concentração molar de íons H3O+ presente no equilíbrio; [HA] = concentração molar de ácido fraco não dissociado presente no equilíbrio.

De modo semelhante ao que foi feito com o ácido forte, também pode ser feito uma representação esquemática da dissociação de um ácido fraco, como na figura abaixo.

Deve ser destacado que o estado “antes da dissociação” nunca existe realmente em solução, porque a solução está sempre em equilíbrio. O lado esquerdo é apenas teórico.

Quanto menor o valor para a constante de equilíbrio Ka de um ácido, mais fraco é este ácido, e quanto maior o Ka, mais forte é o ácido (neste caso, mais íons estão presentes no equilíbrio em relação às moléculas não-ionizadas). Também não se deve confundir um ácido fraco com um ácido diluído. Um ácido fraco tem um valor de Ka pequeno e um ácido diluído tem uma concentração baixa. É possível termos ácidos forte diluídos ou um ácido fraco concentrado. Se Ka >> 1, o ácido está completamente ionizado, e o ácido é forte.

Problemas numérico:

Exemplo: No caso da reação do ácido acético (ácido fraco) e água:

CH3COOH(aq) + H2O(l) → CH3COO-(aq) + H3O+

(aq) Ka = 1,8 x 10-5 (a 25ºC)

Se um ácido é fraco, a sua base conjugada tem uma força relativa. Podemos dizer que:

Kb(CH3COO–) > Kb(Cl-)

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Considerando a seguinte reação geral de dissociação de um ácido fraco em solução aquosa:

HA(aq) + H2O(l) → A-(aq) + H3O+

(aq)

Chamando de Ma a concentração molar do ácido fraco inicialmente dissolvido na solução e de M i

o número de mols L-1 que posteriormente se ioniza e dissocia, define-se grau de dissociação (α) do ácido fraco a relação entre a concentração molar que sofreu dissociação (M i) e a concentração molar inicialmente dissolvida (Ma), isto é, o número de mols L-1 que se ioniza por mol L-1

dissolvido.

Quanto mais diluída (menos concentrada) for uma solução de ácidos e bases fracas, maior será o seu grau de dissociação (“Lei da diluição de Ostwald”). Isto significa que quanto mais concentrada for à solução, mais o equilíbrio se desloca para a esquerda e, quanto mais diluído for à solução, mais o equilíbrio se desloca para a direita.

HA(aq) + H2O(l) → A-(aq) + H3O+(aq)

Equação de equilíbrio: HA(aq) + H2O(l) → A-(aq) + H3O+

(aq)

Espécies HA(aq) A-(aq) H3O+

(aq)

Etapa 1. Concentração inicial, mol L-1 Ma 0 0Etapa 2. Variação na concentração, mol L-1 - Mi + Mi + Mi

Etapa 3. Concentração no equilíbrio, mol L-1 Ma – Mi Mi Mi

No equilíbrio:[HA] = Ma – Mi [H3O+] = Mi [A-] = Mi

Substituindo essas concentrações na equação de dissociação do ácido fraco, a expressão da constante de dissociação do ácido fraco fica:

Sabendo-se que: , então, Mi = Ma α

Portanto:

Quando a dissociação for pequena, isto é, α ≤ 5% ou α ≤ 0,05, a diferença 1 – α é considerada praticamente 1. Assim a expressão da constante de equilíbrio (Ka) fica:

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Obs.: Tudo o que foi visto para uma ácido fraco é válido de maneira semelhante para uma base fraca. Basta substituir Ka por Kb e Ma por Mb nas fórmulas anteriores.

B(aq) + H2O(l) → BH+(aq) + OH-

(aq)

2.2.1 Ácidos monopróticos:

Ácidos monopróticos são aqueles que doam apenas um próton. Bases monoácidas são aquelas que recebem apenas um próton.

Considere o equilíbrio de uma solução aquosa de um ácido fraco monoprótico HA:

HA(aq) + H2O(l) → A-(aq) + H3O+

(aq)

Chamando-se de Ma a concentração molar do ácido inicialmente dissolvido e de Mi o número de mols L-1 que posteriormente se ionizam, tem-se no equilíbrio:

HA(aq) + H2O(l) → A-(aq) + H3O+

(aq)

Ma– Mi Mi Mi

Substituindo na equação da constante de dissociação do ácido:

→ Mi 2 = Ka (Ma – Mi) = Ka Ma - Ka Mi → Mi

2 + Ka Mi - Ka Ma = 0

Uma vez calculada a [H3O+], o pH é calculado pela expressão de sua definição, isto é, pH = - log [H3O+].

No caso do grau de dissociação do ácido ser menor que 5%, pode-se simplificar a equação da constante de dissociação no denominador, considerando-se Ma – Mi = Ma; assim a equação de Ka

fica:

Para as bases monoácidas o procedimento é idêntico; as expressões são semelhantes bastando substituir pH por pOH, Ka por Kb e Ma por Mb.

2.2.2 Ácidos polipróticos e bases poliácidas

Ácidos polipróticos são substâncias ou íons capazes de doar dois ou mais prótons e bases poliácidas são substâncias ou íons capazes de receber dois ou mais prótons. A dissociação desses ácidos e bases ocorre em etapas e assim sendo eles possuem duas ou mais constantes de dissociação.

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Seja uma solução aquosa de um ácido poliprótico de fórmula H3A, por exemplo:

Na 1a dissociação: H3A(aq) + H2O(l) → H2A-(aq) + H3O+

(aq)(I) Ka1

Na 2a dissociação: H2A-(aq) + H2O(l) → HA-2

(aq) + H3O+(aq)(II) Ka2

Na 3a dissociação: HA-2(aq) + H2O(l) → A-3

(aq) + H3O+(aq)(III) Ka3

sendo Ka1 > > > Ka2 > > > Ka3

A [H3O+] total da solução será: [H3O+] total = [H3O+](I) + [H3O+](II) + [H3O+](III)

Normalmente os valores das constantes de dissociação sucessivas caem abruptamente; isto é explicado pelo efeito do íon comum H3O+, isto é, o H3O+ liberado na 1a dissociação inibe as demais ionizações. Como por exemplo, têm-se as constantes de dissociação do ácido fosfórico, H3PO4:

Ka1 = 5,9 10-3 Ka2 = 6,2 10-8 Ka3 = 4,8 10-13

Nestas condições pode-se considerar: [H3O+] total = H3O+(I)

Ou seja, os ácidos polipróticos podem ser considerados monopróticos no cálculo do pH de suas soluções aquosas. O mesmo ocorre com as bases poliácidas, isto é, no cálculo do pOH de suas soluções aquosas são consideradas monoácidas.

É excepção o Ácido Sulfúrico:

H2SO4(aq) + H2O(l) → HSO4-(aq) + H3O+

(aq) Ka1 (muito elevado)HSO4

-(aq) + H2O(l) → SO4

-2(aq) + H3O+

(aq) Ka2 = 1,2x10-2 (a 25ºC)

Neste caso a segunda protólise tem uma constante de equilíbrio superior a muitos ácidos monopróticos. Assim, em cálculos de pH é sempre de considerar a protólise do ânions hidrogenossulfato.

Tabela 3: Constante de dissociação de alguns ácidos polipróticos.

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Tabela de constante de dissociação de ácidos

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3 A RELAÇÃO ENTRE Ka E Kb

Considere novamente o equilíbrio de dissociação do ácido fraco HA:

HA(aq) + H2O(l) → A-(aq) + H3O+

(aq) Ácido1 Base 2 Base 1 Ácido 2

Se a constante de dissociação do ácido HA é dada pela expressão:

A constante de dissociação da base A-, conjugada do ácido HA é obtida do equilíbrio:

A-(aq) + H2O(l) → HA(aq) + OH-

(aq)

Se temos, HA(aq) + H2O(l) → A-(aq) + H3O+

(aq)

A-(aq) + H2O(l) → HA(aq) + OH-

(aq)

-------------------------------------------------------__

H2O(l) → H+(aq) + OH-

(aq)

Multiplicando entre si as constantes de dissociação do ácido e de sua base conjugada:

Assim sendo, Ka x Kb = Kw = 10-14 (25oC)

4 DISSOCIAÇÃO E PRODUTO IÔNICO DA ÁGUA

Após experimentos, conclui-se que a mais pura água apresenta uma pequena, porém, bem definida condutividade. Esta reação é chamada de auto-ionização ou dissociação da água.

H2O(l) → H+(aq) + OH-

(aq)

Aplicando a essa dissociação a lei de ação das massa, temos,

, onde Kc = 1,82.10-16 a 25oC.

Esse baixo valor indica que o grau de dissociação é insignificante; a água pode ser considerada praticamente como não dissociada. Na água pura a 25oC, [H2O] = n/v = m/MM.V, m/V = 1g/mL ou 1000g/L, em cada mol = (1000g/L)/(18g/mol) = 55,5 mol.L-1. Assim, a concentração da água (MM=18g/mol) é constante:

, onde Kw é o produto iônico da água e depende da temperatura.

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H+

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5 A ESCALA DE pH

Frequentemente, as concentrações de íons H+ ou de íon hidrônio (H3O+) de em solução são muito pequenas (10-x mol/L), pois, geralmente trabalhamos com soluções diluídas. Por exemplo, a concentração de íons H+ numa solução saturada de CO2 é igual a 1,2x10-4 M, e uma solução 0,5 M de ácido acético é igual a 3x10-3 M. Por isso, não torna muito prático estabelecer uma escala com estes valores e é conveniente expressar a concentração de íons H+ como o negativo do logaritmo decimal de sua concentração molar (aplicar a função logarítmica), de modo a obter uma notação mais compacta.

Os possíveis valores da concentração de H+ e OH-, em uma solução aquosa, podem ser de várias ordens de magnitude, variando de cerca de 101,3 a 10-15,3. Assim sendo, é conveniente representá-los em uma escala logarítmica, reduzida e de mais fácil manuseio. Por convenção é utilizada a escala pH para representar a concentração de íons hidrogênio.

Esta notação foi delineada pelo químico sueco Sørensen em 1909. O “p” usado em pH, pOH, pKw

etc. originou da palavra alemã Potenz a qual significa força no sentido de expoente.

pH = - log [H+] ou [H+] = 10-pH

Também podem ser definidos:

pOH = -log [OH-] ou [OH-] = 10-pOH

Através do produto iônico da água, [H+] [OH-] = 1,00 x 10-14, obtêm se: pH + pOH = pKw = 14.

Em água pura a 25ºC: [H3O+] = [OH-]

como, Kw = [H+]2 = 1,0 x10-14, então, [H+] = 1,0 x10-7 mol × L-1

assim, pH = -log (10-7) = 7 e pOH = -log (10-7) = 7,00.

Em soluções ácidas, a [H+] > 1,0 x 10-7, então o pH < 7,00.

Em soluções básicas, a [H+] < 1,0 x 10-7, então o pH > 7,00.

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Quanto mais alto o pH, mais baixo é o pOH e mais básica a solução.

5.1 pH da água a diferentes temperaturas

Se, H2O(l) → H+(aq) + OH-

(aq) com ∆H > 0 (Reação endotérmica)

significa que: se T ↑ → Kw ↑

como, [H3O+] = (Kw)1/2 \ [H3O+] ↑ → pH ↓

Exemplo: t = 10ºC, [H3O+]= (Kw)1/2 = (2,9x10-15)1/2, pH = 7,3

t = 25ºC, [H3O+]= (Kw)1/2 = (1x10-14)1/2, pH = 7,0

5.2 Determinação experimental de pH

• O método mais preciso para medir o pH é usar um medidor de pH.• Entretanto, alguns corantes mudam de cor quando o pH varia. Esses são indicadores.• Os indicadores são menos precisos que os medidores de pH.• Muitos indicadores não têm uma mudança acentuada em função do pH.• A maioria dos indicadores tende a ser vermelho em soluções mais ácidas.

6 INDICADOR ÁCIDO-BASE

Sabe-se que a cor de um composto orgânico depende dos comprimentos de onda que este absorve (e transmite ou reflete) e, estes dependem da sua estrutura. Assim, os indicadores são ácidos ou bases fracas, orgânicos, que, sofrendo uma reação de protólise, alteram a sua estrutura e mudam de cor.

Exemplo para um Indicador Ácido

HInd + H2O ↔ H3O+ + Ind–

cor 1 cor 2

A cor do indicador vai depender do sentido para o qual o equilíbrio é deslocado.Se adicionarmos um ácido: [H3O+] ↑ evolui a reação inversa → cor 1 Se adicionarmos uma base: [H3O+] ↓ evolui a reação direta → cor 2

Intervalo de Viragem do Indicador:

HInd + H2O ↔ H3O+ + Ind–

[H3O+] = KInd x [HInd]/[Ind-]

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Aplicando logaritmo: pH = pKind – log ([HInd]/[Ind-])

se: [HInd]/[Ind-] = 10 → pH = pKInd – 1

[HInd]/[Ind-] = 1/10 → pH = pKInd + 1

pH = pKInd ± 1

Este intervalo designa-se por Intervalo de Viragem do Indicador.

Fenolftaleína: No laboratório, usam-se vários corantes como indicadores, como a fenolftaleína, que é incolor em soluções com pH inferior a 8,3 e vermelha (carmim) em soluções com pH superior a 10,0.

Na tabela apresentam-se os valores de pKind, cores e zonas de viragem para alguns indicadores, em soluções aquosa com valores diferentes de pH.

INDICADOR pKInd Corforma ácida

Zona deViragem

Corforma alcalina

Azul de Timol 2,0 vermelho 1,2 – 2,8 amareloVermelho de metila 5,1 vermelho 4,2 – 6,3 amarelo

Tornassol 6,4 vermelho 5,0 – 8,0 azulAzul de bromotimol 6,9 amarelo 6,0 – 7,6 azul

Fenolftaleína 9,1 incolor 8,3 – 10,0 carmim

EXERCÍCIO

1) Disponha as seguintes espécies em ordem crescente de acidez em água: HNO2, HSO3-, HSO4

-, HPO4

-2, HCO3- e OH-.

2) Determine qual ácido é mais forte e explique o porquê. (a) HF ou HCl; (b) HClO ou HClO2; (c) HBrO2 ou HClO2; (d) HClO4 ou H3PO4; (e) HNO3 ou HNO2; (f) H2CO3 ou H2GeO3.

3) Escreva o equilíbrio de transferência de prótons para os seguintes ácidos em solução aquosa e identifique para cada um os pares ácido-base conjugados: (a) HCN (b) C6H5NH3

+ (íon anilina) (c) H2PO4

(d) HCOOH (e) H2SO4 (f) NH2NH3+

4) Calcule o valor de Kb para cada uma das seguintes espécies:a) CH3COO- R: 5,6x10-10 b) CH3NH2 R: 4,35x10-4 c) S-2 R: 1x105

5) Dê os valores de ka para os seguintes ácidos e liste-os em ordem crescente de força: (a) ácido fosfórico; H2PO4, pKa = 2,12; (b) ácido fosforoso, H3PO3, pKa1 = 2,00;(c) ácido selenoso, H2SeO3, pKa1 = 2,46; (d) ácido selênico, H2SeO4, pKa1 = 1,92;

6) Classifique o comportamento da água, em cada uma das reações abaixo, segundo o conceito ácido-base de Bronsted-Lowry. Justifique.a) HCl(aq) + H2O(l) H3O+

(aq) + Cl(aq)

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Page 16: Equilibrio Acido Base[2]

b) NH3(aq) + H2O(l) NH4+

(aq) + OH(aq)

7) Com base nos valores de pka, decida qual dos ácidos CH3COOH ou HNO2 teria a maior % de desprotonação em solução? Dados: Ka (HNO2) = 4,3x104, Ka (CH3COOH) = 1,8x105

8) O valor de kw para a água à temperatura do corpo (370C) é 2,5x10-14. (a) Qual é a molaridade dos íons H3O+ e o pH da água neutra a 370C? R. [H3O+] = 1,58 x 10-7

mol.L-1

(b) Qual é a molaridade do OH- na água neutra a 370C? R. [OH-] = [H3O+] = 1,58 x 10-7 mol.L-1

9) Calcule o valor das constantes de equilíbrio para cada uma das seguintes reações:a) OH- + CH3COOH CH3COO- + H2O R : 1,8x109

b) CH3COOH + HCOO- HCOOH + CH3COO- R : 0,1

10) Calcule a molaridade de H3O+ em solução com as seguintes concentrações de OH─: (a) 0,12mol.L-1. Resp. (a) 0,12mol.L-1;[H3O+] = 1,0x10-14 / 0,12, [H3O+] = 8,30x10-14 mol.L-1

(b) 8,5x10-5 mol.L-1. (b) 8,5x10-5 mol.L-1;[H3O+] = 1,0x10-14 / 8,5x10-5,[H3O+]=1,18x10-10 mol.L-1

(c) 5,6 x 10-3 mol.L-1.(c)5,6 x 10-3mol.L-1;[H3O+]=1,0x10-14/ 5,6 x 10-3,[H3O+]=1,78 x10-10 mol.L-1

11) Qual é o pH de uma solução de ácido clorídrico (HCl) 5,0 x 103 M. R: 2,3

12) Calcule o pH de uma solução com:a) 6,55 x10-7 mol.L-1 de HClO4(aq) (b) 9,78 x 10-8 mol.L-1 de KOH

13) Determine [H3O+], [OH-], pH, pOH para cada um dos seguintes casos: a) água pura R : [H3O+]=10-7, [OH-]=10-7, pH=7, pOH=7b) CH3COOH 0,1M R: [H3O+]=1,31x10-3, [OH-]=7,6x10-12, pH=2,88, pOH=11,12c) HCl 0,1M R: [H3O+]=0,1, [OH-]=1x10-13, pH=1, pOH=13

14) Calcule o pH e o pOH de cada um das seguintes soluções aquosas de ácido ou base forte: a) HNO3(aq) 0,010M; b) Ba(OH)2 (aq) 1,0 x 10-3 M; c) 50,0 mL de HBr(aq) 0,00043 M após a diluição até 0,250 L d) 14,0 mg de NaOH dissolvidos em 0,250L de soluçãoe) 10,0 mL de KOH(aq) 0,22M após ser diluído a 0,250L

15) Calcule o pH das seguintes soluções:a) Da diluição de 20 mL de NaOH 0,02 mol/L até o volume de 200 mLb) De 500 mL de solução preparada pela adição de 5 mL de HCl (MM = 36,5 g/mol) concentrado com 36,5% em massa e densidade de 1,19 g/mL.c) do preparo de 10g de NaOH (MM = 40 g/mol) em 500mL.

16) Calcule o pH e o pOH das seguintes soluções aquosas: a) CH3COOH(aq) 0,15M; b) CCl3OOH(aq) 0,15M; c) HCOOH(aq) 0,15M. Dados: ácido tricloroacético (CCl3OOH) Ka = 3,0 x 10 –1; ácido fórmico (HCOOH) Ka = 1,8x10-4

e ácido acético (CH3COOH), Ka = 1,8x10-5.

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17) A constante de ionização de HClO é igual a 3x10 8. Calcule a concentração em mol/L de moléculas não-ionizadas que se encontram no equilíbrio, sabendo que as concentrações dos íons H+ e ClO presentes nesse equilíbrio são iguais a 9x10-5 mol L-1.

18) Determine a concentração de H3O+ numa solução 0,25M de HCOOH. Repita os cálculos para uma solução 2,5.10-3M do mesmo ácido. R: [H3O+]=6,6x10-3 e [H3O+]=1,17x10-3

19) (a) Calcule o pH das soluções de HBrO(aq) 1,00x10-4 M e 1,00 x 10-6 M, desprezando o efeito da autoprotólise da água. Dados: ácido hipobromoso, HBrO, Ka = 2,0x10-9.

20) Calcule o pH das soluções de HCN(aq) 8,50 x 10-5 M e 7,37 x 10-6 M, desprezando o efeito da

autoprotólise da água. Dado: ácido cianídrico, HCN, Ka = 4,9 x 10-10.

21) Que concentração de ácido acético é necessária para dar um [H3O+] de 3,5 x 104 M, e onde o grau de ionização seja de 0,013? R: 6,97,3x103

22) Qual é o pH e o pOH de uma solução 3x104 mol L1 de KOH?

23) No vinagre ocorre o seguinte equilíbrio:CH3COOH (aq) + H2O (l) H3O+ (aq) + CH3COO (aq)Que efeito provoca nesse equilíbrio a adição de uma substância básica? Justifique a sua resposta.

24) O grau de dissociação iônica do ácido acético, em solução 0,02 mol L 1, é de 3% a 25°C. Calcule a constante de ionização do ácido acético a 25°C.

25) A análise feita durante um ano de chuva da cidade de São Paulo forneceu um valor médio de pH igual a 5. Comparando-se esse valor com o do pH da água pura, percebe-se que a [H+] na água da chuva é, em média, quantas vezes maior ou menor?

26) Calcule a molaridade inicial do Ba(OH)2 e as molaridades das espécies (Ba2+, OH- e H3O+) em uma solução aquosa que contém 0,500 g de Ba(OH)2 em 0,100 L de solução?

27) Calcule os valores de pH e pOH das seguintes soluções aquosas: a) CH3COOH (aq) 0,150 M b) CCl3COOH (aq) 0,150 M (Ka =3,0 x 101) c) HCOOH (aq) 0,150 M.R. a) pH=2,80 / pOH=11,20; b) pH=0,96 / pOH=13,04; c) pH=2,28 / pOH=11,78

28) Calcule o pH, pOH e a porcentagem de protonação (grau de dissociação) do soluto na seguinte solução aquosa:a) NH3 (aq) 0,100 M (Kb = 1,8 x 10-5) R. a) pH=11,11 / pOH=2,89 (1,3%)

29) A porcentagem de protonação do ácido benzóico em uma solução 0,110 M é 2,40%. Determine o pH da solução e o Ka do ácido benzóico? R. pH = 2,58 / 6,5x10-5

30) Calcule a porcentagem de ionização e o pH das seguintes soluções:a) Ácido cianídrico 1,00 M (HCN) ? (Ka = 4,9 x 1010 para o HCN) R. a) 0,0021%b) Ácido fórmico 0,00100 M (HCO2H) ? (Ka = 1,80 x 104 para o HCO2H) R. b) 34%

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Page 18: Equilibrio Acido Base[2]

31) Que condição é requerida para que uma solução aquosa seja considerada neutra?

32) Se 3,0.10-2 mol de um ácido fraco fossem dissolvidos formando 1L de solução e se o pH fosse igual a 2, qual seria a constante de dissociação, Ka, desse ácido? R: 5x10-3

33) Foram colocados x mols de HCl(g) num recipiente e, a seguir, aquecidos a uma temperatura t. Atingida a temperatura t, estabelece-se o equilíbrio: HCl(g) H2(g) + Cl2(g). Sabendo que no equilíbrio existem 1,2 mols de HCl e que o seu grau de dissociação é de 30%, calcule o valor de x. R : 1,71 mol

34) Considere uma solução aquosa de um ácido, cujo valor da constante de ionização é 1,6.10 – 7, a 20ºC. Determine o grau de ionização do ácido sabendo que a solução é 0,0001 mol/L. R : = 4%

35) A partir da constante de ionização do ácido acético (CH3COOH), que é igual a 1,8x10-5, o grau de ionização de uma solução 0,02 M do referido ácido é: Justifique mostrando os cálculos.

a) 2% b) 4% c) 3% d) 8% e) 20%

36) Numa solução do amoníaco utilizada na limpeza doméstica a concentração de OH - é 0,025 M. Calcule a concentração de íons H+ e o pH da solução.

37) A concentração de íons H+ numa garrafa de vinho de mesa imediatamente a seguir a ter sido retirada a rolha é 3,2 × 10-4 molL-1. Só metade do vinho foi consumido. A outra metade, após ter ficado aberta ao ar durante um mês, apresentava uma concentração de íon hidrogênio igual a 1,0 × 10-3 molL-1. Calcule o pH do vinho nestas duas ocasiões.

38) Em um acidente, 200 litro de ácido clorídrico (HCl) concentrado, de concentração 8 mol/L, foram derramados em uma lagoa com aproximadamente 7,2 x 107 litros de água. Os peixes dessa lagoa não sobrevivem em meio de pH menor do que 5. a) Supondo que o ácido se distribuiu uniformemente e que a água era neutra antes do acidente, haverá mortandade dos peixes? Justifique mostrando os cálculos.

39) As características ácidas e básicas de soluções aquosas são importantes para outras áreas além da Química, como, por exemplo, a Saúde Pública, a Biologia, a Ecologia, e Materiais. Estas características das soluções aquosas são quantificadas pelo pH, cuja escala é definida em termos da constante de ionização da água (Kw) a uma dada temperatura. Por exemplo, a 25°C a constante de ionização da água é 10–14 e a 63°C é 10–13. Sobre o pH de soluções aquosas a 63°C julgue os itens abaixo:I. Água pura (neutra) apresenta pH igual a 6,5.II. Água pura (neutra) apresenta pH igual a 7,0.III. Uma solução com pH igual a 6,7 é ácida.IV. A concentração de íons hidroxila na água pura (neutra) é igual 10–7 mol/L.a) Apenas I é verdadeiro.b) Apenas I e II são verdadeiras.c) São falsas todas as afirmações.d) II, III e IV são verdadeiras.e) Apenas III e IV são falsas.

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Page 19: Equilibrio Acido Base[2]

40) O vinagre é uma solução de ácido acético que pode ser obtida pela oxidação do álcool etílico do vinho. Sabendo que a análise de uma amostra de vinagre revelou ter [H+] = 4,5 x 10– 3 mol/L, pede-se o pH e o pOH desta amostra, respectivamente:a) 2,35 e 11,65. b) 11,65 e 2,35. c) 3,00 e 11,00. d) 11,00 e 3,00. e) 4,50 e 9,50.

41) Quando a 1,0 L de ácido sulfúrico 0,004 mol/L se adicionam 3,0 L de NaOH 0,04 mol/L, a solução resultante terá pH aproximadamente igual a:a) 1. b) 2. c) 7. d) 12. e) 13.

42) A chuva ácida ocorre em regiões de alta concentração de poluentes provenientes da queima de combustíveis fósseis. Numa chuva normal, o pH está em torno de 5 e, em Los Angeles, já ocorreu chuva com pH em torno de 2. A concentração de íons H+ dessa chuva ocorrida em Los Angeles, em relação à chuva normal, é:a) 1000 vezes maior. b) 1000 vezes menor. c) 3 vezes maior. d) 3 vezes menor. e) 100 vezes maior.

43) Um estudante misturou todo o conteúdo de dois frascos A e B, que continham:• Frasco A: 25 mL de solução aquosa de ácido clorídrico, HCℓ(aq), 0,80 mol/L;• Frasco B: 25 mL de solução aquosa de hidróxido de potássio, KOH(aq), 0,60 mol/L.a) Calcule o pH da solução resultante, a 25 °C.b) A solução resultante é ácida, básica ou neutra? Justifique utilizando o produto iônico da água.

44) A auto-ionização da água é uma reação endotérmica. Um estudante mediu o pH da água recém-destilada, isenta de CO2 e a 50°C, encontrando o valor 6,6. Desconfiado de que o aparelho de medida estivesse com defeito, pois esperava o valor 7,0 consultou um colega que fez as seguintes afirmações:I. O seu valor (6,6) pode estar correto, pois 7,0 é o pH da água pura, porém a 25°C.II. A aplicação do princípio de Le Chatelier ao equilíbrio da ionização da água justifica que, com o aumento da temperatura, aumente a concentração de H+.III. na água, o pH é tanto menor quanto maior a concentração de H+.Está correto o que se afirma:a) somente em I. b) somente em II. c) somente em III. d) somente em I e II. e) em I, II e III.

45) 50 cm3 de uma solução aquosa de uma monobase (MOH) 0,3 mol/L, são diluídos com água destilada até completar o volume de 150 cm3, à temperatura ambiente. Calcule o pH da solução obtida, sabendo que nesta temperatura este soluto se encontra 40% dissociado.a) 3,00. b) 11,00. c) 12,6. d) 1,4. e) 2,00.

46) Calcular o pH da solução resultante da adição de 100 mL de solução aquosa 0,2 mol/L de NaOH a 150 mL de solução aquosa 0,1 mol/L de HCℓ.

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