Equilíbrios Ácido-Base – Parte I

Aula: 06
Temática: Equilíbrios Ácido-Base – Parte I
Iremos iniciar nessa aula uma longa jornada, no qual falaremos sobre o equilíbrio ácido-base. Acompanhe-me!
Constante de ionização de ácidos e bases:
CH3 – COOH ↔ CH3 – COO – + H+
K a  [ CH3 COO ][ H ]
[ CH3 COOH]

NH3 + H2O ↔ NH4+ + OH–

K b  [ NH4 ][ OH ]
[ NH3 ]
[H2O] não participa na expressão de constantes de equilíbrio na solução
aquosa.
Toda etapa de ionização terá sua constante, mostrada como K1, K2, K3,...,
considerando K1 > > K2 > > K3 > > ...
Quanto aos poliácidos, a [H+] deve se considerar como derivada da primeira etapa da ionização (K1), simplesmente.
Lei da diluição de Ostwald
K

2
1 
. [concentração de eletrólito]
inicial
No eletrólito fraco → (1 - a ) = 1. Seja: K = a2 [eletrólito] inicial
Quanto ao grau de ionização de um eletrólito, ele cresce com a diluição ou
com a redução de concentração em mol/L de eletrólito.
Ao diluir um ácido fraco, acresce o  e reduz a [H+].
~
28
QUÍMICA ANALÍTICA QUALITATIVA I
Definição de pH
Seja os valores da concentração de H+ e OH–, numa solução aquosa, de
várias ordens de magnitude, essa pode variar cerca de 101,3 a 10-15,3. Assim, convém colocá-los em escala logarítmica, abreviada e de uso fácil.
Pode ser utilizada a escala pH na representação da concentração de íons
hidrogênio. O pH foi uma notação disposta pelo químico sueco Sorensen
(1909).
Esse “p” usado no pH, pOH, pKw etc. teve origem numa palavra alemã,
Potenza, que significa aumento no sentido de expoente.
pH = – log [H+] ou pH = – log [H3O+]
ou
[H+] = 10–pH ou [H3O+] = 10–pH
Podemos definir:
pOH = –log [OH–]
[OH–] = 10–pOH
e
pKw = –log Kw
Seja Kw o produto iônico da água na reação:
H2O ↔ H+ + OH–
Esta reação chama-se dissociação da água ou autoionização.
Kw = [H +] . [OH–] = 10–14 (25°C)
Conhecendo experimentalmente que a 25ºC:
[H+] = [OH–] = 10–7 mol/L
Água pura a 25°C:
[H+] = [OH–] = 10–7 mol/L \ pH = 7 e pOH = 7
Solução Ácida:
[H+] > 10–7 e [OH–] < 10–7 \ pH < 7 e pOH > 7 (25°C)
Solução Básica:
[OH–] > 10–7 e [H+] < 10–7 \ pOH < 7 e pH > 7 (25°C)
QUÍMICA ANALÍTICA QUALITATIVA I
29
Se menor for o pH, menos básica e mais ácida é a solução.
Se maior for pH, mais básica e menos ácida é a solução.
Através do produto iônico da água, [H+ ] [OH– ] = 1,00 x 1014 temos:
pH + pOH = pK = 14
Na figura a seguir temos a representação de um esquema, quanto ao que
procede com um ácido forte em solução em equilíbrio:
Após a disposição
no “equilíbrio”
Antes da dissociação
HA
H+
A–
Dissociação de um ácido forte
A concentração de HNO3 é convencionalmente zero; uma
solução aquosa 0,10 M de um ácido forte, ácido nítrico,
HNO3, [H+] = 0,10 M e [NO3–] = 0,10 M. O pH desta solução será: pH = – log [H+] = – log (0,10) = 1.
30
QUÍMICA ANALÍTICA QUALITATIVA I