K ps

Professor Élcio Barrak
Luiz Antonio Rosa Machado
José Henrique Fonseca Franco
17103 EEL
17086 EEL
 17.1
- O efeito do íon comum
 17.2 – Soluções-tampão
 17.3 - Titulações ácido-base
 17.4 - Equilíbrios de solubilidade
 17.5 - Fatores que afetam a
solubilidade
 17.6 - Precipitação e separação de
íons
 17.7 - Análise qualitativa para
elementos metálicos
2/30
17.1 – O efeito do íon
comum
A dissociação de um ácido fraco ou uma base
fraca é reprimida pela presença de um
eletrólito forte que fornece um íon comum ao
equilíbrio.
Exemplo:
Considerando um equilíbrio formado por água
e ácido acético, HC2H3O2. Se adicionarmos
NaC2H3O2, teremos um íon comum ao sistema
anterior: C2H3O2- que provocaria uma
diminuição na concentração de H+.
3/30
17.2 – Soluções-tampão

Um tampão resiste às variações de pH
porque ele é composto tanto por ácidos
quanto por bases fracas.
HX(aq)

H+(aq) + X-(aq)
A expressão da constante de
dissociação do ácido correspondente é:
4/30
17.2 – Soluções Tampão
Capacidade de tampão e pH:
A capacidade de tampão é a quantidade de
ácido ou base que um tampão pode
neutralizar antes que o pH comece a variar
significativamente. Esta capacidade depende
da quantidade de ácido e base da qual o
tampão é feito.
 O pH do tampão depende de Ka para o ácido
e das respectivas concentrações relativas de
ácido e base que o tampão contém.

5/30
17.2 – Soluções-tampão

Equação de Henderson-Hasselbach.
6/30
17.2 – Soluções-tampão
7/30
17.2 – Soluções-tampão
8/30
17.3 – Titulações ácidobase


A titulação é um dos processos mais
utilizados em química analítica
quantitativa. É uma técnica volumétrica
em que através da medição rigorosa de
volumes é possível determinar a
concentração de uma solução utilizando
outra solução cuja concentração é
conhecida (solução padrão).
Neste processo adiciona-se uma
solução, que é colocada na bureta
(titulante), à outra solução que se
encontra no erlenmeyer (titulado)
ocorrendo entre as duas uma reação
ácido-base.
9/30
17.3 – Titulações ácidobase
O ponto de equivalência em uma titulação é o
ponto no qual o ácido e a base estão
presentes em quantidades estequiométricas.
 O ponto final em uma titulação é o ponto
observado.
 A diferença entre o ponto de equivalência e o
ponto final é chamada de erro de titulação.

10/30
17.3 – Titulações ácidobase
Titulação ácido forte - base forte



Considere a adição de uma base forte (por
exemplo, NaOH) a uma solução de um ácido forte
(por exemplo, HCl).
No ponto de equivalência, a quantidade de base
adicionada é estequiometricamente equivalente à
quantidade de ácido originalmente presente.
Logo, o pH é determinado pela solução de sal.
Portanto, pH = 7.
Para detectar o ponto equivalência, usamos um
indicador que muda de cor quando próximo a
7,00.
11/30
17.3 – Titulações ácidobase
Titulação ácido forte - base forte
12/30
17.3 – Titulações ácidobase
Titulação ácido fraco - base forte




Neste tipo de titulação, o ponto de equivalência
se dá em um pH superior a 7, devido à hidrólise
do ânion do ácido fraco, que é uma hidrólise que
origina íons OH–.
Considere a titulação de HC2H3O2 com NaOH
À medida que a base forte é adicionada, ela
consome uma quantidade estequiométrica de
ácido fraco:
HC2H3O2(aq) + NaOH(aq)  C2H3O2-(aq) +
H2O(l)
Após o ponto de equivalência, o pH é dado pela
13/30
17.3 – Titulações ácidobase
Titulação ácido fraco - base forte
14/30
17.3 – Titulações ácidobase
Titulação ácido forte - base fraca
Neste tipo de titulação, o ponto de
equivalência se dá em um pH inferior a 7,
devido à hidrólise do cátion resultante ser
ácida.
 Como a base é fraca, o seu ácido conjugado
será forte, que facilmente reagirá com a água,
formando íons H3O+.
 Um exemplo deste tipo de titulação é a
titulação da amônia com o ácido clorídrico:
HCl(aq) + NH3(aq) → NH4Cl(aq) + H2O(l)

15/30
17.3 – Titulações ácidobase
Titulação ácido forte - base fraca
16/30
17.3 – Titulações ácidobase
Titulações de ácidos polipróticos
Nos ácidos polipróticos, cada próton ionizável
dissocia-se em etapas.
 Consequentemente, em uma titulação existem
n pontos de equivalência correspondentes a
cada próton ionizável.
 Exemplo da titulação do H3PO3 com NaOH:
O primeiro próton dissocia-se para formar
H2PO3- e o segundo para formar HPO32
17/30
17.3 – Titulações ácidobase
Titulações de ácidos polipróticos
18/30
17.4 – Equilíbrios de
Solubilidade

A constante do produto de solubilidade (Kps):
BaSO4(s)
Ba2+(aq) + SO42-(aq)
Kps = [Ba2+] [SO42-]


A solubilidade é a quantidade em gramas de
substância que se dissolve para formar uma
solução saturada.
A solubilidade molar é a quantidade de
matéria do soluto dissolvida para formar um
litro de solução saturada.
19/30
17.4 – Equilíbrios de
Solubilidade
A solubilidade de uma substância pode
variar consideravelmente à medida que as
concentrações dos outros solutos variam.
 A constante do produto de solubilidade tem
apenas um único valor para certo soluto a
certa temperatura.
 A concordância entre a solubilidade
medida e a calculada a partir de Kps é
normalmente melhor para sais cujos íons
têm cargas (1+ e 1-).

20/30
17.5 – Fatores que
afetam a solubilidade
Efeito do íon comum
 Formação de íons complexos
 pH
 Anfoterismo

21/30
17.5 – Fatores que
afetam a solubilidade
Efeito do íon comum:

A solubilidade de um sal
ligeiramente solúvel é
diminuída pela presença de
um segundo soluto que
fornece um íon comum.
CaF2(s)
Ca2+(aq) + 2 F-(aq)
22/30
17.5 – Fatores que
afetam a solubilidade
Formação de íons complexos:

A regra geral é de que a solubilidade de sais
metálicos aumenta na presença de bases de Lewis
(receptores de elétrons) apropriadas como NH3,
CN- ou OH-.
23/30
17.5 – Fatores que
afetam a solubilidade
Formação de íons complexos:
24/30
17.5 – Fatores que
afetam a solubilidade
pH:

Quanto mais ácida é a solução, maior a
solubilidade de CaF2, porque o íon F- é
uma base conjugada do ácido fraco HF.
A transformação de F- em HF, pelo H+
adicionado, leva o equilíbrio à direita.
CaF2(s)
Ca2+(aq) + 2 F-(aq)
F-(aq) + H+(aq)

HF(aq)
Portanto:
CaF2(s) + 2H+(aq)
Ca2+(aq) + 2HF(aq)
25/30
17.5 – Fatores que
afetam a solubilidade
Anfoterismo:
26/30
17.6 – Precipitação e
separação de íons




O quociente de reação (Q) pode ser
relacionado com a constante do produto de
solubilidade (Kps) para saber se o soluto se
dissolverá, como segue:
Se Q > Kps, a precipitação ocorre até que
Q = Kps.
Se Q = Kps, existe o equilíbrio.
Se Q < Kps, o sólido se dissolve até que
Q = Kps.
27/30
17.7 – Análise qualitativa
para elementos metálicos
28/30
17.7 – Análise qualitativa
para elementos metálicos.
29
Referências bibliográficas





http://pt.wikipedia.org/wiki/Solução_tampão
Acessado dia 23/05/2009
http://pt.wikipedia.org/wiki/Titulação
Acessado dia
24/05/2009
http://www.e-escola.pt/topico.asp?id=302 Acessado
dia 24/05/2009
http://www.eescola.pt/ftema.asp?canal=quimica&id=102
Acessado dia 24/05/2009
Brown, Theodore L., LeMay, H. Eugene, Bursten,
Bruce E. e Burdge, Julia R.
Química: A Ciência Central. Copyright: 2005. 9ª
edição.
30/30