Conteúdo principal

Curso: Biblioteca de Química > Unidade 13

Lição 2: Equilíbrio ácido-base

Equilíbrio de ácidos e bases fracos

Reações de ionização de ácidos e bases fracos e as constantes de equilíbrio associadas a elas, Ka e Kb. Como relacionar Ka e Kb ao pH e calcular a porcentagem da dissociação.

Pontos Principais:

Para um ácido fraco monoprótico genérico $HA$ ‍ com a base conjugada $A^{-}$ ‍, a constante de equilíbrio tem a forma:

$K_{a} = \frac{[H_{3} O^{+}] [A^{-}]}{[HA]}$ ‍

A constante de ionização do ácido $K_{a}$ ‍ quantifica o grau de ionização de um ácido fraco. Quanto maior o valor de $K_{a}$ ‍, mais forte é o ácido, e vice-versa.
Para uma base fraca genérica $B$ ‍ com o ácido conjugado ${BH}^{+}$ ‍, a constante de equilíbrio tem a forma:

$K_{b} = \frac{[{BH}^{+}] [{OH}^{-}]}{[B]}$ ‍

A constante de dissociação da base (ou constante de ionização da base) $K_{b}$ ‍ quantifica o grau de ionização de uma base fraca. Quanto maior o valor de $K_{b}$ ‍, mais forte é a base, e vice-versa.

Ácidos e bases fortes versus fracos

Ácidos fortes e bases fortes referem-se às espécies que dissociam-se completamente para formar íons em solução. Em contraste, os ácidos e bases fracos ionizam apenas parcialmente, e a reação de ionização é reversível. Assim, soluções de ácidos e bases fracas contém múltiplas espécies carregadas e não carregadas em equilíbrio.

Neste artigo, vamos discutir reações de dissociação de ácidos e bases e as constantes de equilíbrio relacionadas:

K_{a}

, a constante de dissociação do ácido, e

K_{b}

, a constante de dissociação da base.

Aquecimento: Comparando a força do ácido e o $pH$ ‍

Problema 1: Ácidos fracos versus fortes à mesma concentração

Temos duas soluções aquosas: uma solução

2, 0 M

de ácido fluorídrico,

HF (a q)

, e uma solução

2, 0 M

de ácido bromídrico,

HBr (a q)

. Qual solução tem o menor

pH

Resposta:

HBr (a q)

tem um

pH

menor

Queremos comparar a quantidade relativa de

H^{+}

em solução para comparar os valores de

pH

. Como os dois ácidos têm a mesma concentração, o ácido que se dissocia mais em solução terá o menor

pH

HBr (a q)

é um ácido forte que se dissocia totalmente em solução:

$HBr (a q) \to {Br}^{-} (a q) + H^{+} (a q)$ ‍

Em comparação, o

HF (a q)

é um ácido fraco que se dissocia apenas parcialmente em solução:

$HF (a q) ⇋ F^{-} (a q) + H^{+} (a q)$ ‍

Como

HBr (a q)

é um ácido mais forte se comparado ao

HF (a q)

, este terá uma maior

[H^{+}]

e um menor

pH

Problema 2: Ácidos fracos versus fortes em concentrações diferentes

Dessa vez, nós temos uma solução

2, 0 M

de ácido fluorídrico

HF (a q)

, e uma solução

1, 0 M

de ácido bromídrico,

HBr (a q)

. Qual solução tem o menor

pH

Assuma que nós não sabemos a constante de equilíbrio da dissociação do ácido fluorídrico.

Resposta: Nós precisamos de mais informações!

Queremos comparar a quantidade relativa de

H^{+}

(ou de

H_{3} O^{+}

) nas soluções para comparar os valores de

pH

. Contudo, dessa vez, os dois ácidos não têm a mesma concentração: o

HBr (a q)

é um ácido forte que se dissocia completamente em solução, mas temos uma concentração menor de

HBr (a q)

se comparada à concentração do ácido fraco

HF (a q)

Para responder essa pergunta, precisaremos calcular o

[H^{+}]

para ambas as soluções. Isso requer que saibamos a constante de equilíbrio da dissociação do

HF (a q)

$HF (a q) ⇋ F^{-} (a q) + H^{+} (a q)$ ‍

K_{a} = \frac{[F^{-} (a q)] [H^{+} (a q)]}{[HF (a q)]}

Continue lendo o artigo para saber mais sobre como resolver esse problema!

Ácidos fracos e a constante de acidez, $K_{a}$ ‍

Ácidos fracos são os ácidos que não se dissociam completamente em solução. Em outras palavras, um ácido fraco é qualquer ácido que não seja um ácido forte.

A força de um ácido fraco depende do quanto ele se dissocia: quando mais ele se dissociar, mais forte é o ácido. Para quantificarmos a força relativa dos ácidos fracos, nós podemos ver a constante de acidez,

K_{a}

, a constante de equilíbrio da reação de dissociação do ácido.

Para um ácido monoprótico genérico

HA

, a reação de dissociação em água pode ser escrita da seguinte forma:

HA (a q) + H_{2} O (l) ⇌ H_{3} O^{+} (a q) + A^{-} (a q)

Com base nessa reação, podemos escrever a nossa expressão da constante de equilíbrio

K_{a}

K_{a} = \frac{[H_{3} O^{+}] [A^{-}]}{[HA]}

Aqui está uma pequena revisão das regras usadas para escrever constantes de equilíbrio:

As concentrações dos produtos são multiplicadas juntas e colocadas no numerador.
As concentrações dos reagentes são multiplicadas juntas e colocadas no denominador.
Todas as concentrações são elevadas a um expoente igual ao coeficiente de cada espécie da equação balanceada. (Portanto, antes de escrever a expressão do equilíbrio, nós precisaremos de uma equação balanceada!)
Só as espécies nos estados aquoso e gasoso são incluídas na expressão do equilíbrio. Sólidos puros e líquidos são omitidos.

Para mais detalhes, veja o vídeo do Sal sobre reações em equilíbrio e o artigo sobre constante de equilíbrio K.

A expressão do equilíbrio é uma razão dos produtos para reagentes. Quando mais o

HA

se dissociar em

H^{+}

e na base conjugada

A^{-}

, mais forte será o ácido, e maior será o valor de

K_{a}

. Já que o

pH

está relacionado ao

[H_{3} O^{+}]

, o

pH

da solução será uma função que envolve

K_{a}

e que também envolve a concentração do ácido: o

pH

diminui conforme a concentração do ácido e/ou o

K_{a}

aumenta(m).

Ácidos fracos comuns

Ácidos carboxílicos são um grupo funcional comum em ácidos orgânicos fracos, e eles têm a fórmula

- COOH

. O ácido málico,

(C_{4} H_{6} O_{5})

, um ácido orgânico que contém dois grupos ácido carboxílico, contribuí para o sabor da maçã e de outras frutas. Como existem dois grupos ácido carboxílico na molécula, o ácido málico pode doar até dois prótons.

A tabela abaixo lista mais exemplos de ácidos fracos e contém os seus valores de

K_{a}

Nome	Fórmula	$K_{a} (25^{\circ} C)$ ‍
Amônio	${NH}_{4}^{+}$ ‍	$5, 6 \times 10^{- 10}$ ‍
Ácido cloroso	${HClO}_{2}$ ‍	$1, 2 \times 10^{- 2}$ ‍
Ácido fluorídrico	$HF$ ‍	$7, 2 \times 10^{- 4}$ ‍
Ácido acético	${CH}_{3} COOH$ ‍	$1, 8 \times 10^{- 5}$ ‍

Verificando o conceito: Com base na tabela acima, qual ácido é o mais forte $-$ ‍ o ácido acético ou o ácido fluorídrico?

Exemplo 1: Calcular a % de dissociação de um ácido fraco

Uma forma de quantificar a dissociação de um ácido fraco em solução é calcular a porcentagem da dissociação. A porcentagem da dissociação de um ácido fraco

HA

pode ser calculada da seguinte forma:

% dissociação = \frac{[A^{-} (a q)]}{[HA (a q)]} \times 100 %

Se o ácido nitroso $({HNO}_{2})$ ‍ possui $K_{a}$ ‍ igual a $4, 0 \times 10^{- 4}$ ‍ a $25^{\circ} C$ ‍, qual é a porcentagem da dissociação de uma solução de ácido nitroso $0,400 M$ ‍ em solução?

Vamos resolver esse exemplo passo a passo!

Etapa 1: Escrever a reação balanceada da dissociação do ácido

Primeiramente, vamos escrever a reação balanceada da dissociação do

{HNO}_{2}

em água. O ácido nitroso pode doar um próton para água para formar

{NO}_{2}^{-} (a q)

{HNO}_{2} (a q) + H_{2} O (l) ⇌ H_{3} O^{+} (a q) + {NO}_{2}^{-} (a q)

Etapa 2: Escrever a expressão de $K_{a}$ ‍

A partir da equação vista no Passo 1, nós podemos escrever a expressão de

K_{a}

para o ácido nitroso:

K_{a} = \frac{[H_{3} O^{+}] [{NO}_{2}^{-}]}{[{HNO}_{2}]} = 4, 0 \times 10^{- 4}

Etapa 3: Encontre $[H^{+}]$ ‍ e $[{NO}_{2}^{-}]$ ‍ no equilíbrio

A seguir, nós vamos usar a

tabela de equilíbrio químico

para determinar expressões algébricas para as concentrações no equilíbrio na nossa expressão

K_{a}

	${HNO}_{2} (a q)$ ‍	$H_{3} O^{+}$ ‍	${NO}_{2}^{-}$ ‍
Ínicio	$0,400 M$ ‍	$0$ ‍	$0$ ‍
Variação	$- x$ ‍	$+ x$ ‍	$+ x$ ‍
Equilíbrio	$0,400 M - x$ ‍	$x$ ‍	$x$ ‍

Substituindo os valores das concentrações no equilíbrio na nossa expressão de

K_{a}

, nós obtemos:

K_{a} = \frac{(x) (x)}{(0,400 M - x)} = 4, 0 \times 10^{- 4}

Simplificando essa expressão, nós obtemos:

\frac{x^{2}}{0,400 M - x} = 4, 0 \times 10^{- 4}

Essa é uma equação quadrática com a qual podemos encontrar o valor de

x

usando a fórmula de Bhaskara ou usando um método de aproximação.

Qualquer um dos dois métodos resultará em

x = 0,012 6 M

. Portanto,

[{NO}_{2}^{-}] = [H_{3} O^{+}] = 0,012 6 M

Etapa 4: Calcular a porcentagem de dissociação

Para calcular a porcentagem de dissociação, nós podemos usar as concentrações do equilíbrio que encontramos no Passo 3:

\begin{aligned} % dissociação & = \frac{[{NO}_{2}^{-}]}{[{HNO}_{2}]} \\ = \frac{0,012 6 M}{0,400 M} \times 100 % \\ = 3, 2 % \end{aligned}

Portanto, $3, 2 %$ ‍ do ${HNO}_{2}$ ‍ em solução se dissociou em íons $H^{+}$ ‍ e ${NO}_{2}^{-}$ ‍.

Bases fracas e $K_{b}$ ‍

Vamos agora analisar a constante de dissociação de uma base (também conhecida como constante de ionização de uma base)

K_{b}

. Podemos começar escrevendo a reação de ionização para uma base genérica fraca

B

em água. Nessa reação, a base aceita um próton da água para formar a hidroxila e o ácido conjugado,

{BH}^{+}

B (a q) + H_{2} O (l) ⇌ {BH}^{+} (a q) + {OH}^{-} (a q)

Nós podemos escrever a expressão da constante de equilíbrio

K_{b}

da seguinte forma:

K_{b} = \frac{[{BH}^{+}] [{OH}^{-}]}{[B]}

A partir dessa relação, nós podemos ver que quanto mais a base se ionizar para formar

{BH}^{+}

, mais forte será a base, e maior será o valor de

K_{b}

. Como tal, o

pH

da solução será calculado por uma função que envolve tanto o valor de

K_{b}

como também o da concentração da base.

Exemplo 2: Calculando o $pH$ ‍ de uma solução de base fraca

Qual é o

pH

de uma solução

1, 50 M

de amônia,

{NH}_{3}

(K_{b} = 1, 8 \times 10^{- 5})

Esse exemplo é um problema de equilíbrio com um passo extra: encontrar o

pH

a partir de

[{OH}^{-}]

. Vamos ver os cálculos passo a passo.

Etapa 1: Escrever a reação de ionização balanceada

Primeiramente, vamos escrever a reação de ionização da amônia. A amônia aceita um próton da água para formar o amônio,

{NH}_{4}^{+}

{NH}_{3} (a q) + H_{2} O (l) ⇌ {NH}_{4}^{+} (a q) + {OH}^{-} (a q)

Etapa 2: Escrever a expressão de $K_{a}$ ‍

A partir dessa equação balanceada, nós podemos escrever uma expressão para

K_{b}

K_{b} = \frac{[{NH}_{4}^{+}] [{OH}^{-}]}{[{NH}_{3}]} = 1, 8 \times 10^{- 5}

Etapa 3: Encontre $[{NH}_{4}^{+}]$ ‍ e $[{OH}^{-}]$ ‍ no equilíbrio

Para determinar as concentrações de equilíbrio, nós podemos usar uma

tabela de equilíbrio químico

	${NH}_{3} (a q)$ ‍	${NH}_{4}^{+}$ ‍	${OH}^{-}$ ‍
Início	$1, 50 M$ ‍	$0$ ‍	$0$ ‍
Variação	$- x$ ‍	$+ x$ ‍	$+ x$ ‍
Equilíbrio	$1, 50 M - x$ ‍	$x$ ‍	$x$ ‍

Substituindo os valores do equilíbrio na nossa expressão de

K_{b}

, nós obtemos:

K_{b} = \frac{(x) (x)}{1, 50 M - x} = 1, 8 \times 10^{- 5}

Simplificando, obtemos:

\frac{x^{2}}{1, 50 M - x} = 1, 8 \times 10^{- 5}

Essa é uma equação quadrática que pode ser resolvida com a fórmula de Bhaskara ou com um método de aproximação. Qualquer um dos dois métodos irá lhe dar a solução

x = [{OH}^{-}] = 5, 2 \times 10^{- 3} M

Etapa 4: Encontre $pH$ ‍ a partir de $[{OH}^{-}]$ ‍

Agora que sabemos a concentração da hidroxila, nós podemos calcular o

pOH

\begin{aligned} pOH & = - \log [{OH}^{-}] \\ = - \log (5, 2 \times 10^{- 3}) \\ = 2, 28 \end{aligned}

Lembre-se de que

25^{\circ} C

pH + pOH = 14

. Rearranjando esta equação, nós temos:

pH = 14 - pOH

Substituindo o valor do

pOH

, nós obtemos:

pH = 14, 00 - (2, 28) = 11, 72

Portanto, o $pH$ ‍ da solução é 11,72.

Bases fracas comuns

De sabonetes até produtos de limpeza domésticos, as bases fracas estão por toda parte. As aminas, um nitrogênio neutro com três ligações com outros átomos (geralmente um carbono e um hidrogênio), são um grupo funcional comum em bases orgânicas fracas.

As aminas agem como bases porque há um par de elétrons livres no nitrogênio que pode aceitar um

H^{+}

. A amônia,

{NH}_{3}

, é um exemplo de uma amina que é uma base. A piridina,

C_{5} H_{5} N

, é um outro exemplo de uma base que contém nitrogênio.

Resumo

Para um ácido fraco monoprótico genérico $HA$ ‍ com a base conjugada $A^{-}$ ‍, a constante de equilíbrio tem a forma:

$K_{a} = \frac{[H_{3} O^{+}] [A^{-}]}{[HA]}$ ‍

A constante de acidez $K_{a}$ ‍ quantifica a extensão da dissociação de um ácido fraco. Quanto maior o valor de $K_{a}$ ‍, mais forte será o ácido, e vice-versa.
Para uma base fraca genérica $B$ ‍ com o ácido conjugado ${BH}^{+}$ ‍, a constante de equilíbrio tem a forma:

$K_{b} = \frac{[{BH}^{+}] [{OH}^{-}]}{[B]}$ ‍

A constante de dissociação da base (ou constante de ionização de base) $K_{b}$ ‍ quantifica a extensão da ionização de uma base fraca. Quanto maior o valor de $K_{b}$ ‍, mais forte será a base, e vice-versa.

Tente!

Problema 1: Encontre $K_{b}$ ‍ a partir do $pH$ ‍

Uma solução

1, 50 M

de piridina,

C_{5} H_{5} N

, tem

pH

igual a

9, 70

25^{\circ} C

. Qual é o valor de

K_{b}

da piridina?

Nós podemos construir uma

tabela de equilíbrio químico

para a reação de ionização para encontrar as concentrações no equilíbrio:

	$C_{5} H_{5} N (a q)$ ‍	$C_{5} H_{5} {NH}^{+}$ ‍	${OH}^{-} (a q)$ ‍
Início	$1, 50 M$ ‍	$0 M$ ‍	$0 M$ ‍
Variação	$- x$ ‍	$+ x$ ‍	$+ x$ ‍
Equilíbrio	$1, 50 M - x$ ‍	$x$ ‍	$x$ ‍

Substituindo nossas expressões para as concentrações de cada espécie no equilíbrio na equação de

K_{b}

, obtemos:

K_{b} = \frac{(x) (x)}{(1, 50 M - x)} = \frac{x^{2}}{1, 50 M - x}

Nós podemos usar o

pH

para calcular

[{OH}^{-}]

, que nos fornecerá

x

. Primeiramente, podemos usar o

pH

para calcular o

pOH

da solução:

pOH = 14 - 9, 70 = 4, 30

Podemos usar o

pOH

para encontrar

[{OH}^{-}]

, que nos fornecerá

x

\begin{aligned} [{OH}^{-}] & = 10^{- pOH} \\ = 10^{- 4, 30} \\ = 5, 05 \times 10^{- 5} M \end{aligned}

Therefore,

x = 5, 05 \times 10^{- 5} M

Finalmente, podemos substituir

x

na nossa expressão de

K_{b}

para calcular

K_{b}

\begin{aligned} K_{b} & = \frac{x^{2}}{1, 50 - x} \\ = \frac{(5, 05 \times 10^{- 5})^{2}}{(1, 50 - 5, 05 \times 10^{- 5})} \\ = 1, 7 \times 10^{- 9} \end{aligned}

Portanto, o $K_{b}$ ‍ da piridina é is $1, 7 \times 10^{- 9}$ ‍.

Quer participar da conversa?

Entrar

Classificar por:

AnaDantas_20240043799
Publicado há há 2 anos. Link direto para a postagem “ótimo resumo, mas seria m...” de AnaDantas_20240043799
ótimo resumo, mas seria melhor colocar valores que sejam calculáveis sem calculadora. como eu ia adivinhar quanto é 10 elevado a 4,3?
Botão para a página de cadastroBotão para a página de cadastro
(2 votos)
Resposta
- camilaptromboni
  Publicado há há 2 meses. Link direto para a postagem “A maioria dos valores em ...” de camilaptromboni
  A maioria dos valores em quimica são valores quebrados, não foi uma escolha do artigo, não se estuda química sem o auxilio de uma calculadora.
  Botão para a página de cadastro
  (1 voto)
Jamal Rahman
Publicado há há 8 meses. Link direto para a postagem “Sais e bases são composto...” de Jamal Rahman
Sais e bases são compostos iônicos, então ocorre dissociação. Ácidos e amônia são moleculares, ocorrendo ionização. No artigo diz que bases não dissociam, qual o meu erro?
Botão para a página de cadastroBotão para a página de cadastro
(1 voto)
Resposta

Você entende inglês? Clique aqui para ver mais debates na versão em inglês do site da Khan Academy.

Curso: Biblioteca de Química > Unidade 13

Equilíbrio de ácidos e bases fracos

Pontos Principais:

Ácidos e bases fortes versus fracos

Aquecimento: Comparando a força do ácido e o $pH$ ‍

Problema 1: Ácidos fracos versus fortes à mesma concentração

Problema 2: Ácidos fracos versus fortes em concentrações diferentes

Ácidos fracos e a constante de acidez, $K_{a}$ ‍

Ácidos fracos comuns

Exemplo 1: Calcular a % de dissociação de um ácido fraco

Etapa 1: Escrever a reação balanceada da dissociação do ácido

Etapa 2: Escrever a expressão de $K_{a}$ ‍

Etapa 3: Encontre $[H^{+}]$ ‍ e $[{NO}_{2}^{-}]$ ‍ no equilíbrio

Etapa 4: Calcular a porcentagem de dissociação

Bases fracas e $K_{b}$ ‍

Exemplo 2: Calculando o $pH$ ‍ de uma solução de base fraca

Etapa 1: Escrever a reação de ionização balanceada

Etapa 2: Escrever a expressão de $K_{a}$ ‍

Etapa 3: Encontre $[{NH}_{4}^{+}]$ ‍ e $[{OH}^{-}]$ ‍ no equilíbrio

Etapa 4: Encontre $pH$ ‍ a partir de $[{OH}^{-}]$ ‍

Bases fracas comuns

Resumo

Créditos

Outras referências

Tente!

Problema 1: Encontre $K_{b}$ ‍ a partir do $pH$ ‍

Quer participar da conversa?

Biblioteca de Química

Curso: Biblioteca de Química > Unidade 13

Pontos Principais:

Ácidos e bases fortes versus fracos

Aquecimento: Comparando a força do ácido e o pH‍

Problema 1: Ácidos fracos versus fortes à mesma concentração

Problema 2: Ácidos fracos versus fortes em concentrações diferentes

Ácidos fracos e a constante de acidez, Ka‍

Ácidos fracos comuns

Exemplo 1: Calcular a % de dissociação de um ácido fraco

Etapa 1: Escrever a reação balanceada da dissociação do ácido

Etapa 2: Escrever a expressão de Ka‍

Etapa 3: Encontre [H+]‍ e [NO2−]‍ no equilíbrio

Etapa 4: Calcular a porcentagem de dissociação

Bases fracas e Kb‍

Exemplo 2: Calculando o pH‍ de uma solução de base fraca

Etapa 1: Escrever a reação de ionização balanceada

Etapa 2: Escrever a expressão de Ka‍

Etapa 3: Encontre [NH4+]‍ e [OH−]‍ no equilíbrio

Etapa 4: Encontre pH‍ a partir de [OH−]‍

Bases fracas comuns

Resumo

Tente!

Problema 1: Encontre Kb‍ a partir do pH‍

Quer participar da conversa?

Aquecimento: Comparando a força do ácido e o $pH$ ‍

Ácidos fracos e a constante de acidez, $K_{a}$ ‍

Etapa 2: Escrever a expressão de $K_{a}$ ‍

Etapa 3: Encontre $[H^{+}]$ ‍ e $[{NO}_{2}^{-}]$ ‍ no equilíbrio

Bases fracas e $K_{b}$ ‍

Exemplo 2: Calculando o $pH$ ‍ de uma solução de base fraca

Etapa 2: Escrever a expressão de $K_{a}$ ‍

Etapa 3: Encontre $[{NH}_{4}^{+}]$ ‍ e $[{OH}^{-}]$ ‍ no equilíbrio

Etapa 4: Encontre $pH$ ‍ a partir de $[{OH}^{-}]$ ‍

Problema 1: Encontre $K_{b}$ ‍ a partir do $pH$ ‍