Aula de Química Analítica da Universidade Federal do Recôncavo da Bahia.

1. Ácidos e bases
• A Teoria de Arrhenius
• Teoria de Brønsted-Lowry
• Ácidos e bases de Lewis
• Constante de ionização
• Auto-protólise da água
• Força de ácidos e bases
• Relação entre Ka e Kb
• Tampões

2. A Teoria de Arrhenius
H2O
HCl(g) → H+(aq) + Cl-(aq)
NaOH(s) → Na+(aq) + OH-(aq) H2O
Na+(aq) + OH-(aq) + H+(aq) + Cl-(aq) → H2O(l) + Na+(aq) + Cl-(aq)
H+(aq) + OH-(aq) → H2O(l)

3. Teoria de Brønsted-Lowry
• Um ácido é um doador de prótons
• Uma base é um receptor de prótons
base ácido
NH3 + H2O NH4
+ + OH-NH
4
+ + OH- NH3 + H2O
ácido base
ácido conjugado
base conjugada

4. Ácidos e bases de Lewis
• Ácido de Lewis
– Uma espécie (átomo, íon ou molécula) que é receptora de
um par de elétrons.
• Base de Lewis
– Uma espécie que é doadora de um par de elétrons.
bBaassee aÁccidido aAddduutcot

5. Constante de ionização do ácido
base conjugada CH3CO2H + H2O CH3CO2
Kc=
[CH3CO2
-][H3O+]
[CH3CO2H][H2O]
[CH3CO2
-][H3O+]
Ka= Kc[H2O] = = 1,8x10-5
[CH3CO2H]
ácido base
ácido conjugado
- + H3O+

6. Constante de ionização da base
Kc=
[NH4
+][OH-]
[NH3][H2O]
Kb= Kc[H2O] =
[NH4
+][OH-]
[NH3]
= 5,7x10-10
NH3 + H2O NH4
+ + OH-base
ácido
ácido conjugado
base conjugada

7. Auto-protólise da água
Base (1) Ácido (2) Ácido (1) Base (2)

8. Produto iônico da água
ácido
ácido conjugado
base conjugada
H2O + H2O H3O+ + OH-base
Kc=
[H3O+][OH-]
[H2O][H2O]
KW= Kc[H2O][H2O] = [H = 1,0x10-14 3O+][OH-]

9. pH
• O potencial do íon hidrogênio foi definido em 1909
como o negativo do logaritmo de [H+]
pH = -log[H3O+] pOH = -log[OH-]
KW = [H3O+][OH-]= 1,0x10-14
-logKW = -log[H3O+]-log[OH-]= -log(1,0x10-14)
pKW = pH + pOH= -(-14)
pKW = pH + pOH = 14

10. Escalas de pH e pOH
BÁSICO
NEUTRO
ÁCIDO
+ ÁCIDO + BÁSICO

11. Força de ácidos e bases
Regras gerais de força ácida e básica
ELETRÓLITOS REGRA GERAL EXCESSÕES
ÁCIDOS
BASES
SAIS
“Todos os ÁCIDOS
são FRACOS”
“Todas as BASES
são FRACAS”
“Todos os SAIS são
FORTES”
Hidrácidos : HCl, HBr e HI e
Oxiácidos, tais como H2SO4,
HNO3, HClO4, HIO4, HClO3, HIO3,
HBrO3.
Bases dos Metais Alcalinos e
Alcalinos Terrosos
Cloreto Mercúrico: HgCl2.

12. Ácidos monopróticos fracos
HA + H2O H+ + A-HA
Par conjugado ácido/base – HA/A- e H2O/H+
Ou, mais simplificadamente:
H+ + A-Keq
= [H+] [A-]
[H2O] [HA]
Ka = [H+] [A-]
[HA]

13. Bases monopróticos fracas
B + H2O BH+ + OH-B
Par conjugado ácido/base – B/BH+ e H2O/OH-
Ou, mais simplificado:
+ H+
BH+
K(eq)= [BH+][OH-]
[H2O] [B]
Kb= [BH+][OH-]
[B]

14. Grau de dissociação de HA e
de associação de B
O grau de dissociação, a , é definido como a fração do ácido que se
encontra na forma A-:
[A-]
a [A-] + [HA] a =
O grau de associação, a, é definido como a fração da base que reagiu com
a água:
[BH+]
a [BH+] + [B] b =

15. Relação entre Ka e Kb
Relação entre Ka e Kb:
HA H+ + A- Ka
A- + H2O HA + OH- Kb
H2O H+ + OH- Kw
[HA] [OH-]
[A-]
[H+] [A-]
Ka [HA]
. Kb = = [H+] [OH-] = Kw
Ka
. Kb = Kw

16. Tampões
Mistura de eletrólitos fracos resistentes à variação de acidez pela adição
de pequenas quantidades de ácidos ou bases, sofrendo também pouca
variação do pH por diluição.
As Misturas Tampão são constituídas de ácidos fracos e bases fracas.
Para fins práticos existem dois tipos de Soluções Tampão:
(a) Mistura de ácido fraco com sua base conjugada
(b) Mistura de uma base fraca com seu ácido fraco

17. Preparo de solução tampão
No preparo de uma solução tampão, para se fixar o pH em um valor,
pode-se partir de um sal de ácido fraco com base forte a um ácido fraco
(pH ácido); ou de um sal de base fraca com ácido forte a uma base fraca,
no caso de um tampão (pH alcalino).
Outra maneira de se preparar uma Solução Tampão é por meio da
neutralização parcial de um ácido fraco com uma base forte (tampão
para pH na região ácida), ou pela neutralização parcial de uma base
fraca por um ácido forte (tampão para pH na região alcalina).

18. Tampões monopróticos
Para se deduzir uma expressão matemática para cálculos de soluções
tampão, parte-se inicialmente das reações de dissociação de ácidos fracos
ou associação de bases fracas:
HA + H2O H+ + A-B
+ H2O OH- + BH+
[OH-] [BH+]
[Kb = B]
[B ]
[BH+]
[OH-] = Kb
[H] [A-]
K a = [A-]
[HA]
[ H [A-] +] = Ka

19. Equação de Henderson & Hasselbalch
Rearranjando as expressões da Lei da Ação das Massas aplicadas a ambas
as reações de dissociação:
[A-]
[HA]
pH = pKa + log [BH+]
[B]
pOH = pKb + log
Torna-se dispensável a equação do pOH. Uma generalização de cálculos
tomando-se apenas a equação do pH. Toda base fraca tem seu ácido
conjugado e, ao se estabelecer a equação do tampão parte-se do ácido fraco
conjugado e não da base.
[BASE ]
[ÁCIDO]
pH = pKA + log
Nesta generalização, o pH da solução tampão depende do pKA do ácido
fraco e da relação de concentrações [BASE]/[ÁCIDO]

20. Reações e pH de ácidos e bases fortes
Calcule o pH de uma solução de ácido clorídrico 0,1 mol l-1.
Para o ácido forte (HCl), a concentração de íons H+ é igual a CA. Assim, se a
concentração analítica do ácido forte HCl for 0,1 mol l-1, o cálculo do pH é
feito da seguinte maneira:
CA = 1,0 x 10-1 mol/L-1 = [H+]
pH = - log 1,0 x 10-1
pH = 1,0

21. Reações e pH de ácidos e bases fortes
Para uma solução de NaOH (um exemplo típico de base forte), 100 %
dissociável, com concentração analítica CB, a dissociação pode ser
representada por:
NaOH ® OH- + Na+
pOH = pCB
ou seja: pOH = -log [OH-]
Calcule o pH de uma solução de hidróxido de sódio 0,001 mol/L-1.
Para o eletrólito, a concentração de íons OH-
(Aq.) é igual a CB. Assim, se a
concentração analítica da base forte NaOH for 0,001 mol/L-1, o cálculo do pH
é feito da seguinte maneira:
CB = 1,0 x 10-3 mol/L-1 = [OH-], pOH = log 1,0 x 10-3 = 3,0
pH + pOH = pKW = 14,00
pH = 14,0 - pOH = 14,0 - 3,0 = 11,00