H - Química
Propaganda
Departamento de Física e Química Química Básica Rodrigo Vieira Rodrigues Equilíbrio Ácido-Base (pH pOH) e Tampão Para soluções aquosas, 25 ºC: Solução neutra: [H3O+] = [OH-] [H3O+] = [OH-] = 1,0 x 10-7 mol/L Solução ácida: [H3O+] > [OH-] [H3O+] > 1,0 x 10-7 mol/L e [OH-] < 1,0 x 10-7 mol/L Solução básica: [H3O+] < [OH-] [H3O+] < 1,0 x 10-7 mol/L e [OH-] > 1,0 x 10-7 mol/L Ácidos e Bases Ácido Lewis Base Aceita pares de elétrons Doa pares de elétrons H+(aq) + :OH-(aq) Bronsted - Lowry Aceita um próton [H+] =[H3O+] Doa próton [H+] =[H3O+] H 2O + H 2O a1 H2 O H3O+(aq) + OH-(aq) b2 Produzem íons H3O+ (H+) Arrhenius = dissolvidos em H 2O a2 b1 Produzem íons OH= dissolvidos em H2O Ácidos fracos Ácidos fracos estão apenas parcialmente ionizados em solução. Há uma mistura de íons e ácido não ionizado na solução. Equilíbrio de ácidos fracos: HA(aq) + H2O(l) H3O+(aq) + A-(aq) [H 3O ][A - ] Ka [HA] Ka = constante de dissociação do ácido Ácidos fracos Ácidos fracos em água Ácido Fórmula estrutural Fórmula molecular Fluorídrico H Nitroso H Benzóico H Acético H Hipocloroso Ciânico Fenol H H H Próton ionizável em azul Base conjugada Bases fracas Bases fracas removem prótons das substâncias. Há um equilíbrio entre a base e os íons resultantes: Base fraca Weak base + H2O Ácido conjugado conjugate acid + OH- Exemplo: NH3(aq) + H2O(l) NH4+(aq) + OH-(aq) A constante de dissociação da base (Kb): Bases fracas Exemplo 1: Calcular o pH de um ácido fraco HX que apresenta 2% de ionização em solução com concentração de 0,01mol/L. Sabendo que Ka= 1,25 x 10-12. 1° passo: HX(aq) + H2O (l) → H3O+(aq) + X-(aq) 2° passo: Montar a constante [H 3O ][ X - ] Ka [HX ] , lembrando que: [ H3O+]= [X-] e que [HX] = Ca – [H+], temos: [ H 3 O ]2 Ka Ca [ H ] Substituindo na equação, temos: 1,25.1012 Ca = concentração analítica [ H 3 O ]2 [0,01] [ H ] Logo teremos uma equação de bhaskara. Em que: [H+]2 + 1,25.10-12[H+] – 1,25.10-14 = 0 Calculamos X’ e X”, descartamos o com valor negativo e substituímos na formula de pH, em que X (positivo) = [H+]. pH = - log [H+] Continuação: Como X’ = 1,18 x 10-7 Aplicando no pH. pH = - log [H+] pH = - log [1,18 x 10-7] pH = 6,95 Exemplo 2: Calcule a concentração analítica de um ácido fraco que apresenta pH de 5,5 e Ka de 1,0 x 10-10. 1° Passo. Se pH = 5,5, então [H+] = 10 - 5,5 Logo: lembrando que: [ H3O+]= [X-] e que [HX] = Ca – [H+], temos: [H+] = 3,16 x 10-6. 2° passo. Substituir na equação. Ca = 0,0998 mol/L - [H O ][ X ] Ka 3 [HX ] 1.1010 [3,16.106 ]2 Ca [3,16.106 ] Soluções Tampão • Soluções tampão, solução tamponada ou simplesmente tampão, são soluções que atenuam a variação dos valores de pH (ácido ou básico), mantendo-o aproximadamente constante, mesmo com adição de pequenas quantidades de ácidos ou bases. Soluções Tampão • São geralmente formadas por um ácido fraco e um sal formado pela reação desse ácido com uma base forte, ou, então, por uma base fraca e um sal formado pela reação dessa base com um ácido forte. • Elas são preparadas dissolvendo-se os solutos em água. – Exemplos: ácido acético-acetato (tampão acetato), ácido carbônico-bicarbonato (tampão bicarbonato), fosfato biácido-fosfato monoácido (tampão fosfato) Soluções Tampão sistemas de tamponamento dependem de: • Ka (constante de dissociação): tendência característica de cada ácido para perder o seu próton em solução aquosa; • [ ] de ácido e base; • pH Soluções Tampão A Equação de Henderson-Hasselbalch é utilizada para calcular o pH de uma solução tampão, a partir do pKa (a constante de dissociação do ácido) e de concentrações do equílibro ácido-base, do ácido ou base conjugada. [sal] pH pKa log [ácido] Exemplo 1: Uma solução de nitrito de sódio 0,12 mol/L está em equilíbrio com seu ácido HNO2 com concentração de 0,55 mol/L. Sabendo que Ka HNO2 = 7,1 x 10-4, calcule o pH deste sistema tamponado. Aplicando a fórmula do tampão temos: [ sal] pH pKa [ácido] E substituindo pelos valores fornecidos: [0,12] pH log[7,1.10 ] log [0,55] 4 Logo: pH = 2,48 Exemplo 2: Uma solução tamponada de ácido acético CH3 – COOH com concentração de 0,25 mol/L está em equilíbrio com seu sal acetato de sódio CH3 – COONa . Sabendo que o pH desta solução é de 4,5 e que KaCH3-COOH = 1,75 x 10-5, calcule a concentração do sal para que exista este equilíbrio. 1° passo: aplicar a equação do tampão. 2° passo: substituir os dados na equação. Logo: [ sal] pH pKa [ácido] [ sal] 4,5 log(1,75.10 ) [0,25] 5 4,5 4,75 log[sal] log[0,25] Assim log [sal] = - 0,85 Então [sal] = 10-0,85. [sal] = 0,14mol/L.
