1. Química – 12º Ano EQ. ÁCIDO - BASE
15
5. Cálculo do pH de ácidos e bases fracos:
– Ácido Fraco
ex: Uma solução aquosa de ácido acético de concentração 0,10 mol/L, a 25ºC.
Na solução coexistem 2 equilíbrios:
(1) 2H2O(l) H3O+
(aq) + OH–
(aq) Kw = 1,0 x 10–14
(2) CH3COOH(aq) + H2O(l) ⇔⇔ H3O+
(aq) + CH3COO–
(aq) Ka = 1,8 x 10–5
NOTA:
Como Ka(CH3COOH) >>> Kw
podemos dizer que:
[H3O+
]total ≈≈ [H3O+
]ácido = [CH3COO–
]
Assim,
[H3O+
]2
1,8 x10-5
= –––––––––––––
0,10 – [H3O+
]
Como 1ª aproximação temos que: 0,10 – [H3O+
] ≈≈ 0,10
logo,
[H3O+
]2
= 0,10x1,8x10-5
= 1,8x10-6
óó
óó [H3O+
] = 1,34x10–3
mol/L ⇒⇒ Com este valor deve-se corrigir a 1ª aproxi -
mação.
[H3O+
]2
1,8 x10-5
= ––––––––––––––– ⇒⇒ [H3O+
] = ….
0,10 – 1,34x10-3
e pode prosseguir-se com este processo iterativo para um valor de pH mais
rigoroso.
→→ Base Fraca
Idêntico ao do ácido fraco.

2. Química – 12º Ano EQ. ÁCIDO - BASE
16
6. Contribuição da água pura para o pH de soluções de ácidos e de
bases sempre muito diluídas.
Nos exemplos anteriores
[H30+
]total = [H30+
]ácido + [H30+
]H2O ≈≈ [H30+
]ácido
Vejamos o seguinte caso:
– Qual o pH de uma solução aquosa de HCl de concentração 1,0x10-8
mol/L?
HCl(aq) + H2O(l) H3O+
(aq) + Cl–
(aq)
[ ]i/mol.dm–3
1,0x10–8
–– 0 0
[ ]f/mol.dm–3
0 –– 1,0x10–8
1,0x10–8
o pH = -log (1,0x10-8
) pH = 8 ⇒⇒ Solução alcalina (??)
Rigorosamente temos:
[H30+
]total = [H30+
]ácido + [H30+
]H2O
[OH–
] = [H30+
]H2O = x
Kw = [OH–
] . [H30+
]total
Kw = [OH–
] . ([H30+
]ácido + [H30+
]H2O)
Kw = x . ([H30+
]ácido + x )
Kw = x . (1,0x10-8
+ x )
x2
+ 1,0.10–8
x – 1,0.10-14
= 0
Resolvendo :
x = 9,51.10–8
V Impossível
[OH–
] = [H30+
]H2O = 9,51.10–8
mol/L < 10–7
(Como seria de esperar pelo Princípio
de Le Chatelier).
[H30+
] = 1,0.10-8
+ 9,51.10-8
= 10,5.10-8
mol/L
pH = 6,98 (< a 7 como seria de esperar).

3. Química – 12º Ano EQ. ÁCIDO - BASE
17
7. Misturas de Ácidos ou de Bases:
Quando se juntam dois electrólitos do mesmo tipo (ácidos ou bases), podem
surgir dois “problemas”:
1º – A operação acarreta a diluição das soluções iniciais,
∴∴ [HA] ↓ ⇒ [H3O+
] ↓ ⇒ pH ↑
2º – A adição de iões comuns (H3O+
ou OH–
) provoca o deslocamento do
equilíbrio no sentido da reacção inversa, diminuindo assim a ionização
de cada ácido ou base.
(a) Mistura de Ácidos Fortes:
Como ambos são fortes, considera-se que nenhum inibe significa-
tivamente a ionização do outro, continuando os dois a sofrer ionização
total.
[H3O+
]total = [H3O+
]ac1 + [H3O+
]ac2
(b) Mistura de Bases Fortes:
(igual ao anterior)
[OH–
]total = [OH–
]base1 + [OH–
]base2
(c) Mistura deÁcido Forte com Ácido Fraco
(ou Base Forte com Base Fraca)
Ex: Mistura de HCl(aq) com CH3COOH(aq)
(1) HCl(aq) + H2O(l) →H3O+
(aq) + Cl–
(aq)
(2) CH3COOH(aq) + H2O(l) H3O+
(aq) + CH3COO–
(aq)
Como
[H3O+
]1 >>> [H3O+
]2 ⇒ A ionização do ácido acético vai ser inibida e,
o equilíbrio desloca-se para a esquerda.
Assim, [ H3O+
]total = [H3O+
]1 + [H3O+
]2 ≈ [H3O+
]1
( o mesmo se passa para as bases)