IC_608_ECE_AULA_1_2020 1

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UNIVERSIDADE FEDERAL RURAL DO RIO DE JANEIRO 
INSTITUTO DE QUÍMICA 
DEPARTAMENTO DE QUÍMICA ANALÍTICA 
 
 
QUÍMICA ANALÍTICA I 
 
 
MÓDULO 1 – EQUILÍBRIO ÁCIDO-BASE 
 
AULA 1: Autoprotólise, força de ácidos e bases, cálculos de pH de soluções simples 
 
 
META DA AULA 
Dar início ao conteúdo de equilíbrio ácido-base apresentando aos alunos os primeiros conceitos 
relacionados a este assunto. 
 
OBJETIVOS 
Esperamos que, após o estudo do conteúdo desta aula, você seja capaz de compreender o conceito de 
equilíbrio químico de espécies ácidas e básicas, conhecer, através dos exemplos que serão 
apresentados, o comportamento, em solução aquosa, destas espécies bem como calcular o pH de 
soluções simples delas. 
 
PRÉ-REQUISITOS 
Para que você encontre maior facilidade na compreensão dessa aula, é importante que você relembre o 
conteúdo sobre equilíbrio químico apresentado na Química Geral. 
 
CONTEÚDO 
Usaremos neste módulo a teoria ácido-base de Brönsted-Lowry que estabelece que ácido é toda espécie 
capaz de doar prótons e que base é toda espécie capaz de aceitar prótons. 
 
❖ AUTO-PROTÓLISE DA ÁGUA 
 
• A água é uma espécie anfótera ou anfiprótica, ou seja, ela se comporta tanto como ácido quanto 
como base. 
 
• A primeira reação abaixo refere-se ao equilíbrio de autoprotólise da água. A segunda reação é 
semelhante a primeira só que desmembrada, ou seja, escrita de uma forma diferente. As duas 
moléculas de água (2H2O) foram desmembradas em H2O1 e H2O2. 
 
• Vamos trabalhar com a segunda reação para facilitar o entendimento de vocês. 
 
• Sempre que escrevemos uma reação ácido-base, o ácido deve ser escrito primeiro e a base, na 
sequência. Observem que na reação 2, a sequência das espécies é apresentada da seguinte 
forma: Ácido---Base---Ácido conjugado da base H2O2---Base conjugada do ácido H2O1. 
 2 
 
 
• De acordo com a teoria citada acima, a molécula de água sinalizada como H2O1 é o ácido da 
reação, pois doa um próton para a molécula de água sinalizada como H2O2, que está se 
comportando como base. Ao doar este próton, a espécie H2O1 dá origem a sua base conjugada, 
HO- (íon hidroxila). Da mesma forma, ao aceitar um próton da espécie H2O1, a espécie H2O2 dá 
origem ao seu ácido conjugado, H3O+ (íon hidrônio). 
• Observando a estequiometria da reação vemos que para cada molécula de ácido (H2O1), forma-
se uma de base conjugada (HO-) e que, para cada molécula de base (H2O2), forma-se uma de 
ácido conjugado (H3O+). 
• Observe também que no íon hidrônio (H3O+), a carga positiva está no oxigênio e que no íon 
hidroxila (HO-) a carga negativa encontra-se também no oxigênio. Isso se dá em decorrência do 
número de ligações que, normalmente, o oxigênio faz, que são duas. Se vocês se lembrarem da 
configuração da molécula de água verão que nela o oxigênio faz duas ligações e permanece com 
dois pares de elétrons não compartilhados. No íon hidrônio (H3O+) o oxigênio está fazendo três 
ligações, o seja, ele está usando na terceira ligação, um dos seus pares de elétrons não 
compartilhados, o que lhe confere então, uma carga positiva que simboliza deficiência de 
elétrons. Já no íon hidroxila (HO-), o oxigênio está fazendo apenas uma ligação, ou seja, ele tem 
um par de elétrons a mais que não está sendo utilizado, o que lhe confere uma carga negativa. 
• Observe também que na equação que simboliza a autoprotólise da água usamos uma seta 
dupla. Esta seta indica que o sistema está em equilíbrio, ou seja, em um determinado momento, 
quando o sistema entrar em equilíbrio, todas as espécies coexistirão (H2O1, H2O2, H3O+ e HO-). 
 
• Associada a este equilíbrio temos a constante de auto-protólise, Kw, que tem o valor de 1,00.10-
14 a 250C. 
 
• Sempre que escrevemos uma constante de equilíbrio devemos escrever “concentração dos 
produtos” sobre “concentração dos reagentes”. Na expressão de uma constante de equilíbrio, 
nunca entram as concentrações de sólidos e líquidos puros e por isso, ao escrevermos a 
expressão de Kw, não incluímos a concentração da água H2O. No caso da auto-protólise temos, 
então, que: Kw = [H3O+].[HO-] = 1,00.10-14. 
 
 
• Os colchetes indicam que estamos trabalhando com constantes de equilíbrio. 
 
 2H2O H3O+ + HO- (1) 
H2O1 + H2O2 H3O+ + HO- (2) 
 
Ácido Base 
 Ácido conjugado 
 da base H2O2 
 
Base conjugada 
do ácido H2O1 
 3 
 
 
➢ Calculando o pH da água pura: 
Considerando o equilíbrio de auto-protólise e a expressão de Kw temos que para cada mol de 
hidrônio que se forma também se forma um mol de hidroxila. 
2H2O 1 H3O+ + 1 HO- 
Dessa forma, quando o equilíbrio for atingido as concentrações de hidrônio e de hidroxila serão 
iguais: [H3O+]=[HO-] 
Ao substituirmos a igualdade acima na expressão de Kw, teremos que: 
Kw = [H3O+]2=[HO-]2 = 1,00.10-14 
Ao calcularmos as concentrações de hidrônio e de hidroxila teremos que 
[H3O+]=[HO-]=√1,00.10-14=1,00.10-7 mol L-1 → pH=-log [H3O+]=7,00 
Observe que 
[H3O+]=[HO-]=1,00.10-7 mol/L --- 3 algarismos significativos (1,00) 
pH=7,00--- 3 algarismos significativos (7,00) 
 
 
 
 
 
IMPORTANTE!!! 
 
 
 
Uma breve explicação sobre algarismos significativos: Algarismos significativos são os algarismos que 
têm importância na exatidão de um número. O número 6,33 tem três algarismos significativos, porém se 
o expressarmos dessa forma 6,3300, ele terá cinco algarismos significativos e apresentará mais exatidão. 
 
 
Exemplos: Identifique o número de algarismos significativos nos valores a seguir: 
a) 0,001 → 1 algarismo significativo --- Zeros a esquerda não são significativos portanto, o único 
algarismo significativo é o número 1. 
b) 1,003 → 4 algarismos significativos --- Todos os algarismos são significativos. Há dois “zeros” a 
esquerda do número 3, mas como eles estão a direita do número 1, eles se tornam 
significativos. 
c) 0,056 → 2 algarismos significativos --- Apenas os números 5 e 6 são significativos. Os “zeros” não 
são porque está a esquerda do número 5. 
 
 
Algarismos significativos: Todas as 
respostas que vocês me 
apresentarem terão que vir com 
três algarismos significativos 
 4 
 
 
 
 
 
 
 
IMPORTANTE!!! 
 
 
Exemplos: Arredonde os valores a seguir para que estes sejam apresentados com três algarismos 
significativos: 
a) 0,8456 → 0,846 --- Como o algarismo a ser eliminado é maior que cinco, o anterior deve ser 
acrescido de uma unidade. 
b) 3,4728 → 3,47 --- Como o algarismo a ser eliminado é menor que cinco, o anterior permanece 
inalterado. 
c) 10,45 → 10,5 --- Como o algarismo a ser eliminado é igual cinco, o anterior deve ser acrescido de 
uma unidade. 
 
 
 
 
 
 
IMPORTANTE!!! 
 
❖ ÁCIDOS 
 Ácidos fortes 
Os ácidos fortes se ionizam completamente de acordo com a reação a seguir. A seta única além de 
indicar que eles se ionizam completamente, indica também que a reação inversa não ocorre, ou seja, o 
ânion X- não sofre hidrólise (reação com a água) para voltar a ser o ácido HX. 
 
HX + H2O → H3O+ + X- 
Ácido Base 
Ácido conjugado 
da base H2O 
 
Base conjugada 
do ácido HX 
 
➢ Exemplos de ácidos fortes: 
 
Ácido clorídrico: 
HCl + H2O → H3O+ + Cl- 
Ácido Base 
Ácido conjugado 
da base H2O 
 
Base conjugada 
do ácido HNO3 
(íon cloreto) 
 
 
Trabalharemos sempre com 
concentrações molares (mol L-1) 
 
Regra de arredondamento: Se o algarismo a ser eliminado 
for maior ou igual a cinco, acrescentaremos uma unidade 
ao algarismo anterior a ele. Se for menor que cinco, 
mantemos o algarismo anterior inalterado. 
 5 
Ácido nítrico: 
HNO3 + H2O → H3O+ + NO3- 
Ácido Base 
Ácido conjugado 
da base H2O 
 
Base conjugada 
do ácido HNO3 
(íon nitrato) 
Ácido perclórico: 
HClO4 + H2O → H3O+ + ClO4- 
Ácido Base 
Ácido conjugado 
da base H2O 
 
Base conjugada 
do ácido HClO4 
(íon perclorato) 
 
 
 Ácidos fracos 
 
Os ácidos fracosse ionizam parcialmente segundo o equilíbrio a seguir. A seta dupla além de indicar que 
eles se ionizam parcialmente, indica também que a reação inversa ocorre, ou seja, o ânion A- pode 
sofrer hidrólise (reação com a água) para voltar a ser o ácido HA. 
 
HA + H2O H3O+ + A- 
Ácido Base 
Ácido conjugado 
da base H2O 
 
Base conjugada 
do ácido HA 
 
Associada a este equilíbrio temos a constante de dissociação ácida: 
 
Ka = [H3O+].[A-]/[HA] 
 
» Observe que o ácido vem sempre escrito antes da base. 
» Observe que a água não entrou na expressão da constante. 
» A força de um ácido fraco é diretamente proporcional ao valor de Ka. Quanto maior for o valor de Ka, 
mais forte será o ácido. 
 
➢ Exemplos de ácidos fracos: 
 
Ácido fluorídrico: Ka =6,46.10-4 
 
HF + H2O H3O+ + F- 
Ácido Base 
Ácido conjugado 
da base H2O 
 
Base conjugada 
do ácido HF 
(íon fluoreto) 
Ácido nitroso: Ka = 4.10-4 
 
HNO2 + H2O H3O+ + NO2- 
Ácido Base 
Ácido conjugado 
da base H2O 
 
Base conjugada 
do ácido HNO2 
(íon nitrito) 
 
 
 
 6 
Ácido acético: Ka =1,75.10-5 
 
CH3COOH + H2O H3O+ + CH3COO- 
Ácido Base 
Ácido conjugado 
da base H2O 
 
Base conjugada 
do ácido acético 
(íon acetato) 
 
❖ BASES 
 Bases fortes 
As bases fortes se ionizam completamente de acordo com a reação a seguir. A seta única além de 
indicar que elas se ionizam completamente, indica também que a reação inversa não ocorre, ou 
seja, o cátion B+ não sofre hidrólise (reação com a água) para voltar a ser a base BOH. 
 
BOH → B+ + HO- 
Base 
➢ Exemplos de bases fortes: 
 
Hidróxido de sódio: NaOH → Na+ + HO- 
 
Hidróxido de potássio: KOH → K+ + HO- 
 
 
 Bases fracas 
 
As bases fracas se ionizam parcialmente segundo o equilíbrio a seguir. A seta dupla além de indicar que 
elas se ionizam parcialmente, indica também que a reação inversa ocorre, ou seja, o ânion B+H4 pode 
sofrer hidrólise (reação com a água) para voltar a ser a base BH3. 
 
H2O + BH3 B+H4 + HO- 
Ácido Base 
Ácido conjugado 
da base BH3 
 
Base conjugada 
do ácido H2O 
 
Associada a este equilíbrio temos a constante de dissociação básica: 
 
Kb = [BH4+].[HO-]/[BH3] 
 
» Observe que o ácido vem sempre escrito antes da base. 
» Observe que a água não entrou na expressão da constante. 
» A força de uma base fraca é diretamente proporcional ao valor de Kb. Quanto maior for o valor de Kb, 
mais forte será a base. 
 
 7 
Exemplos de bases fracas: 
 
Amônia: Kb = 1,75.10-5 
 
H2O + NH3 N+H4 + HO- 
Ácido Base 
Ácido conjugado 
da base NH3 
(íon amônio) 
 
Base conjugada 
do ácido H2O 
 
Metilamina: Kb = 4,36.10-5 
 
H2O + CH3NH2 CH3N+H3 + HO- 
Ácido Base 
Ácido conjugado 
da base CH3NH2 
(íon metilamônio) 
 
Base conjugada 
do ácido H2O 
 
Etilamina: Kb = 6,4.10-4 
 
H2O + CH3CH2NH2 CH3 CH2N+H3 + HO- 
Ácido Base 
Ácido conjugado 
da base CH3CH2NH2 
(íon etilamônio) 
 
Base conjugada 
do ácido H2O 
 
 » Observe que a carga positiva está sobre o nitrogênio, pela mesma razão que está sobre o oxigênio no 
íon hidrônio. Isso se dá em decorrência do número de ligações que, normalmente, o nitrogênio faz, que 
são três. Se vocês se lembrarem da configuração da molécula de amônia verão que nela o nitrogênio faz 
três ligações e permanece com um par de elétrons não compartilhado. No íon amônio (N+H4) o 
nitrogênio está fazendo quatro ligações, o seja, ele está usando na terceira ligação, o seu par de elétrons 
não compartilhado, o que lhe confere então, uma carga positiva que simboliza deficiência de elétrons. 
 
❖ CÁLCULOS DE pH » Neste tópico trabalharemos apenas com cálculos aproximados. 
 
 Cálculo de pH de ácidos fortes: 
 HX + H2O → H3O+ + X- 
Início Ca 0 0 
O que reagiu/o que formou ou sobrou -Ca/0 +Ca/Ca +Ca/Ca 
 
Quando adicionamos um ácido forte em água, ele se ioniza completamente formando hidrônio e a base 
conjugada do ácido. Desta forma, podemos dizer que ao adicionarmos o ácido forte à água, ele 
desaparece completamente e em solução, após a mistura, só encontramos hidrônio e a base conjugada 
do ácido. A concentração de hidrônio livre é igual a concentração da base conjugada do ácido e essas 
concentrações são iguais a Ca, que é a concentração analítica do ácido, ou seja, tudo que tínhamos do 
ácido no início ([H3O+] = Ca). 
[H3O+] = Ca (Ca = concentração analítica do ácido) » pH = -log [H3O+] 
 8 
 Cálculo do pH de ácidos fracos: 
 
Dedução da expressão: Considere um ácido fraco qualquer 
 
1 HA + H2O 1H3O+ + 1A- 
Ca 0 0 0 
-x/Ca-x +x/x +x/x 
 
Escrevendo a constante de dissociação ácida: 
 
Ka = [H3O+].[A-]/[HA] 
 
» Observe no equilíbrio acima que para cada 1 mol de H3O+ que se forma, também se forma 1 mol de A-. 
Dessa forma, quando o equilíbrio for atingido, as concentrações de H3O+ e de A- serão iguais 
([H3O+]=[HO-]). Se isso é verdade, podemos substituir [H3O+] por [A-] e vice versa, o que nos dá: 
 
Ka = [H3O+]2/[HA] ou Ka = [A-]2/[HA] 
 
Por uma questão de coerência, por estarmos visando o cálculo do pH, vou escolher como incógnita 
[H3O+] e usar a expressão na forma abaixo: 
 
Ka = [H3O+]2/[HA] 
 
Daqui isolamos: [H3O+] » [H3O+] = √Ka.Ca 
 
Tendo calculado a concentração de hidrônio, calculamos o pH: 
 
pH = -log [H3O+] 
 
 Cálculo do pH de bases fortes: 
 BOH → B+ + HO- 
Início Cb 0 0 
O que reagiu/o que formou ou sobrou -Cb/0 +Cb/Cb +Cb/Cb 
 
Quando adicionamos uma base forte em água, ela se ioniza completamente formando o cátion e 
hidroxila. Desta forma, podemos dizer que ao adicionarmos a base forte à água, ela desaparece 
completamente e em solução, após a mistura, só encontramos o cátion e hidroxila. A concentração deo 
cátion livre é igual a concentração de hidroxila e essas concentrações são iguais a Cb, que é a 
concentração analítica da base, ou seja, tudo que tínhamos da base no início ([HO-] = Cb). 
[HO-] = Cb (Cb = concentração analítica da base) » pOH = -log [HO-] »» pH = 14-pOH 
 
 
 9 
 Cálculo do pH de bases fracas: 
Dedução da expressão: Considere uma base fraca qualquer 
 
H2O + BH3 1B+H4 + 1HO- 
 Cb 0 0 
 -x/Cb-x +x/x +x/x 
 
Escrevendo a constante de ionização básica: 
 
Kb = [B+H4].[HO-]/[BH3] 
 
» Observe no equilíbrio acima que para cada 1 mol de B+H4 que se forma, também se forma 1 mol de HO-
. Dessa forma, quando o equilíbrio for atingido, as concentrações de B+H4 e de HO- serão iguais 
([B+H4]=[HO-]). Se isso é verdade, podemos substituir [B+H4] por [HO-] e vice versa, o que nos dá: 
 
Kb = [B+H4]2/[BH3] ou Kb = [HO-]2/[BH3] 
 
Por uma questão de coerência, por estarmos visando o cálculo do pH, vou escolher como incógnita [HO-] 
e usar a expressão na forma abaixo: 
 
Kb = [HO-]2/[BH3] 
 
Daqui isolamos: [HO-] » [HO-] = √Kb.Cb 
 
Tendo calculado a concentração de hidroxila, calculamos o pOH e por diferença, o pH: 
 
pOH = -log [HO-] »» pH = 14-pOH 
 
 Relação entre pH e pOH: 
 
2H2O H3O
++ HO- Kw = [H3O+].[HO-] = 1,00.10-14 
 
Aplicando-se (-log) à expressão de Kw, temos: 
 
(-log H3O+) + (-log HO-) = (-log 1,00.10-14) » pH + pOH = 14 
 
 
 Diferença entre concentração analítica e concentração de equilíbrio: 
 
A concentração analítica é a concentração que temos no início. A concentração de equilíbrio é a 
concentração que temos após a espécie reagir. 
 
➢ Para os ácidos fortes: [H3O+] = Ca »» A concentração de hidrônio livre é igual a concentração 
inicial do ácido já que ele se dissocia completamente. 
 
➢ Para as bases fortes: [HO-] = Cb »» A concentração de hidroxila livre é igual a concentração inicial 
da base já que ela se dissocia completamente. 
 10 
➢ Para os ácidos fracos: [H3O+] = √Ka.Ca »» A concentração de hidrônio livre não é igual a 
concentração inicial do ácido já que ele se dissocia parcialmente. Parte do ácido se dissocia 
formando hidrônio e a base conjugada do ácido e parte permanece como ácido não dissociado. 
Dependendo da força relativa do ácido, teremos mais ou menos hidrônio livre. 
 
➢ Para as basesfracas: [HO-] = √Kb.Cb »» A concentração de hidroxila livre não é igual a 
concentração inicial da base já que ela se dissocia parcialmente. Parte da base se dissocia 
formando ácido conjugado da base e hidroxila e parte permanece como base não dissociado. 
Dependendo da força relativa da base, teremos mais ou menos hidroxila livre. 
 
 
 Relação entre Ka e Kb: 
 
Escrevendo a reação de dissociação de um ácido fraco qualquer: 
 
1 HA + H2O 1H3O+ + 1A- 
 
Associada a este equilíbrio temos a constante: Ka = [H3O+].[A-]/[HA] 
 
Escrevendo a reação de hidrólise do íon A-: 
 
1 H2O + A- 1HA + 1HO- 
Associada a este equilíbrio temos a constante: Kb = [HA].[HO-]/[A-] 
 
Multiplicando Ka . Kb = ([H3O+].[A-]/[HA]) . ([HA].[HO-]/[A-]) 
 
Cortando [HA] com [HA] e [A-] com [A-], temos: 
 
Ka . Kb = [H3O+].[HO-] = Kw 
 
 
❖ EXERCÍCIOS RESOLVIDOS 
 
a) Calcule o pH de uma solução de ácido clorídrico cuja concentração é 0,0550 mol L-1. 
 
HCl + H2O → H3O+ + Cl- 
0,0550 0 0 
-0,0550/0 +0,0550/0,0550 +0,0550/0,0550 
 
Como o ácido clorídrico é um ácido forte, ao ser colocado em água, ele se dissocia completamente 
formando hidrônio e cloreto. Após a mistura, não temos mais ácido clorídrico, pois este foi convertido 
em hidrônio e cloreto. Como a dissociação é completa, temos de hidrônio e cloreto livres, o que 
tínhamos de ácido clorídrico no início (Ca = 0,0550 = [H3O+]). 
Para calcularmos o pH desta solução devemos utilizar a expressão: 
 
pH = -log [H3O+] »» pH = -log 0,0550 = 1,26 (3 algarismos significativos) 
 11 
 
ATENÇÃO!!!!!!!!!! 
Quando vocês forem efetuar este cálculo na calculadora, vocês devem clicar em “log” e em seguida 
digitar o valor “0,0550”. O resultado será -1,2596... Vocês devem ignorar o sinal de menos por conta 
do sinal negativo que vem antes do log (- com - dá +) e, em seguida, fazer o arredondamento. »» Isso 
vale também para o cálculo do pOH. 
 
b) Calcule o pH de uma solução de hidróxido de sódio cuja concentração é 0,0380 mol L-1. 
 
NaOH → Na+ + HO- 
0,0380 0 0 
-0,0380/0 +0,0380/0,0380 +0,0380/0,0380 
 
Como o hidróxido de sódio é uma base forte, ao ser colocada em água, ele se dissocia completamente 
formando sódio e hidroxila. Após a mistura, não temos mais hidróxido de sódio, pois esta foi convertida 
em sódio e hidroxila. Como a dissociação é completa, temos de sódio e de hidroxila livres, o que 
tínhamos de hidróxido de sódio no início (Cb = 0,0380 = [HO-]). 
Para calcularmos o pOH desta solução devemos utilizar a expressão: 
 
pOH = -log [HO-] »» pOH = -log 0,0380 = 1,42 »» pH = 14-pOH = 12,6 (3 algarismos significativos) 
 
 
c) Calcule o pH de uma solução de ácido acético (CH3COOH; Ka = 1,75.10-5) com concentração 
0,250 moL/L. 
 
CH3COOH + H2O 1H3O+ + 1CH3COO- 
0,250 0 0 0 
-x/0,250-x +x/x +x/x 
 
Escrevendo a constante de dissociação ácida: 
 
Ka = [H3O+].[CH3COO-]/[CH3COOH] »» Como vamos trabalhar com cálculos aproximados, desprezaremos 
a fração dissociada (o que foi gasto na dissociação). Desprezaremos apenas no denominador da 
constante. No numerador, não. »» x = [H3O+] = [CH3COO-] 
 
Ka = [H3O+].[CH3COO-]/[CH3COOH] »» Como o que se forma de hidrônio (H3O+) é o mesmo que se forma 
de acetato (CH3COO-), por uma questão de coerência, já que queremos calcular o pH, escolheremos 
como incógnita [H3O+]. 
 
Ka = [H3O+].[H3O+]/[CH3COOH] »» Ka = [H3O+]2/[CH3COOH] »» Ka = [H3O+]2/0,250 -x »» Desprezando o x 
 
 
Ka = [H3O+]2/0,250 »» 1,75.10-5 = [H3O+]2/0,250 
 
[H3O+]2 = 1,75.10-5.0,250 »» [H3O+] = √1,75.10-5.0,250 = 2,09.10-3 mol L-1 
 
 12 
pH = -log [H3O+] »» pH = -log 2,09.10-3 = 2,68 (3 algarismos significativos) 
 
ATENÇÃO!!!!!!!!!! 
Quando vocês forem inserir o valor 1,75.10-5 na calculadora, procedam da seguinte forma: 
1,75 EXP (-)5. 
Não usem o chapeuzinho (^)!!!!!!!! 
 
d) Calcule o pH de uma solução de etilamina (CH3CH2NH2; Kb = 4,36.10-5) com concentração 
0,350 mol L-1. 
 
H2O + CH3CH2NH2 1 CH3CH2N+H3 + 1HO- 
 0,350 0 0 
 -x/0,350-x +x/x +x/x 
 
Escrevendo a constante de ionização básica: 
 
Kb = [CH3CH2N+H3].[HO-]/[CH3CH2NH2] »» Como vamos trabalhar com cálculos aproximados, 
desprezaremos a fração dissociada (o que foi gasto na ionização). Desprezaremos apenas no 
denominador da constante. No numerador, não. »» x = [HO-] = [CH3CH2N+H3] 
Kb = [CH3CH2N+H3].[HO-]/[CH3CH2NH2]»» Como o que se forma de hidroxila (HO-) é o mesmo que se 
forma de etilamônio (CH3CH2N+H3), por uma questão de coerência, já que queremos calcular o pOH, 
escolheremos como incógnita [HO-]. 
 
Kb = [HO-].[HO-]/[CH3CH2NH2]»» Kb = [HO-]2/[ CH3CH2NH2] »» Kb = [HO-]2/0,350 -x »» Desprezando o x 
 
Kb = [HO-]2/0,250 »» 4,36.10-5 = [HO-]2/0,350 
 
[HO-]2= 4,36.10-5.0,350 »» [HO-]= √4,36.10-5.0,350 = 3,91.10-3 mol L-1 
 
pOH = -log [HO-] »» pOH = -log 3,91.10-3 = 2,41 »» pH = 14-pOH = 11,6 (3 algarismos significativos) 
 
❖ RESUMO 
 
Expressões a serem usadas no cálculo de pH: 
 
• Ácido forte: pH = -log [H3O+] »»[H3O+] = Ca 
• Ácido fraco: pH = -log [H3O+] »»[H3O+] = √Ka.Ca 
• Base forte: pOH = -log [HO-] »» [HO-] = Cb 
• Base fraca: pOH = -log [HO-] »»[HO-] = √Kb.Cb 
• Autoprotólise: [H3O+]=[HO-]=√1,00.10-14=1,00.10-7 mol L-1 → pH=-log [H3O+]=7,00 
 
❖ EXERCÍCIOS PARA RESOLVER 
 
a) Calcule o pH da água pura. (pH=7,00) 
b) Calcule o pH de uma solução de ácido clorídrico (HCl) com concentração 0,250 mol L-1. 
(pH=0,60) 
c) Calcule o pH de uma solução de ácido nítrico (HNO3) com concentração 0,100 mol L-1. 
(pH=1,00) 
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d) Calcule o pH de uma solução de ácido nitroso (HNO2; Ka = 4.10-4) com concentração 
0,200 mol L-1. (pH=2,05) 
e) Calcule o pH de uma solução de ácido fluorídrico (HF; Ka = 6,46.10-4) com concentração 
0,150 mol L-1. (pH=2,00) 
f) Calcule o pH de uma solução de hidróxido de potássio (KOH) com concentração 0,0500 
mol L-1. (pH=12,7) 
g) Calcule o pH de uma solução de hidróxido de sódio (NaOH) com concentração 0,100 
moL/L. (pH=13,0) 
h) Calcule o pH de uma solução de metilamina (CH3NH2; Kb = 4,36.10-5) com concentração 
0,180 mol L-1. (pH=11,4) 
i) Calcule o pH de uma solução de amônia (NH3; Kb = 1,37.10-5) com concentração 0,220 
mol L-1. (pH=11,3) 
 
INFORMAÇÕES SOBRE A PRÓXIMA AULA 
Na próxima aula veremos os tipos de misturas e cálculos de pH (diluição, sais com caráter neutro, ácido 
e básico e solução tampão)