Slide 1 - CCTA/UFCG

EQUILÍBRIO EM FASE AQUOSA
Equilíbrio ácido e base
Equilíbrio de solubilidade
Equilíbrio químico - acido e base:
• Arrhenius
Ácido: substância que aumenta a concentração do íon
hidrônio, H3O+, em solução aquosa.
HCl + H2O →H3O+ + Cl- ou HCl + H2O →H+ + ClBase: substância que aumenta a concentração do íon
hidróxido, OH-, em água.
NaOH + H2O →OH- + Na+
Equilíbrio químico - acido e base:
• Bronsted-Lowry
Ácido: espécie que possui a tendência de doar um próton.
Base: espécie que possui a tendência de aceitar um
próton.
Ácido
Ácido
HCl
Base
+
H2O
Base
conjugado
H3O+
conjugada
+
Cl-
AUTO-IONIZAÇÃO DA ÁGUA
• Bronsted-Lowry: uma mesma substância pode ser
considerada como ácido e com base.
• Água pode agir com doadora e aceptora de prótons e
assim é chamada de anfiprótica
H2O
+
Ácido
H2O
H3O+
Base
Ácido
Base
conjugado
conjugada
+
•Reação de auto-protólise ou auto-ionização
•
Kw = [H3O+][OH-]
OH-
Kw = [H3O+][OH-]
Kw: constante do produto iônico da água
Kw = 1,00 x 10-14, à 25 oC
[H3O+][OH-] = 1,00 x 10-14
Solução neutra:
[H3O+]=[OH-]
[H3O+]2 = 1,00 x 10-14
[H3O+] =
1,00 x 10-14
[H3O+] = 1,00 x 10-7
Assim as concentração de [H3O+] é 1,00 x 10-7 M e de
[OH-] é 1,00 x 10-7 M.
Acido forte: dissocia-se totalmente em água
HCl
H+ + Cl-
[H+] = CHCl
Base forte: dissocia-se totalmente em água
NaOH
Na+ + OH-
[OH-] = CNaOH
Exemplo:
Quais as molaridades de H3O+ e OH- numa solução 0,2 M de
HCl preparada em água?
ESCALA DE pH e pOH
pH: Concentrações de íons H+ é comumente expressa em
termos de pH da solução
pH = - log[H+]
pOH: Concentrações de íons OH- é comumente expressa
em termos de pH da solução
pOH = - log[OH-]
pH + pOH = 14
Soluções ácidas: Sabor azedo (pH<7,0)
Soluções básicas: escorregadia ao tato (pH>7,0)
Soluções neutras: Sabor azedo (pH=7,0)
pH - solo
• Indica se o solo é fértil ou não,
• 0< pH<14
• Ideal para agricultura: 5,5 < pH < 5,8 ideal
• Varia de acordo com sua composição
(rochas), concentração de sais, metais,
ácidos, bases e substâncias orgânicas
• pH de um solo pode ser modificado através
do uso de substâncias alcalinas como o
calcário
Chuva ácida
pH < 5,6
Origem: da presença
de gases NO2, SO2, CO2
pHmetros: medir a concentração hidrogeniônica
DISSOCIAÇÃO DE ÁCIDOS E BASES FRACAS
 Ácidos e as bases fracas que não se dissociam
totalmente em solução aquosa.
 Equilíbrio entre as espécies não dissociadas e seus
íons correspondentes
Constante de ionização ou dissociação para qualquer
ácido fraco:
H3O+ + A-
HA + H2O
100%
Ka =
Dissocia-se apenas 0,1 %
[H3O+][A-]
[HA]
Ka: constante de ionização dos ácidos
pKa = -log Ka
0,05%
0,05%
Constante de ionização ou dissociação para qualquer
base fraca:
BH+ + OH-
B + H2O
100%
Kb =
Dissocia-se apenas 0,1 %
[BH +][OH-]
[B]
Kb: constante de ionização das bases
pKb = -log Kb
0,05%
0,05%
RELAÇÃO ENTRE Ka e Kb
Ka x Kb = [H3O+] [OH-]
Ka x Kb = Kw
pKa + pKb = pKw
Exemplo: Um estudante preparou uma solução de
ácido acético 0,50 M e mediu o pH desta solução,
encontrando-o igual a 2,88. Calcule o Ka para o ácido
acético?
DISSOCIAÇÃO DE ELETRÓLITOS POLIPRÓTICOS
Ácido poliprótico: é um composto que pode doar
mais de um próton
Exemplo:
Ácido sulfúrico (H2SO4) e ácido carbônico (H2CO3):
podem doar dois prótons
Ácido fosfórico (H3PO4): podem doar três prótons
Exemplo: Dissociação do ácido carbônico
H3O+ + HCO3-
H2CO3 + H2O
Ka1 =
[H3O+] [HCO3-]
[ H2CO3]
HCO3- + H2O
Ka2 =
Ka1 = 4,3 x10-7
H3O+ + CO32-
[CO32-][H3O+]
[ HCO3-]
Ka2 = 5,6 x10-11
SOLUÇÃO TAMPÃO
 pH permanece constante quando ácido e bases fortes
são adicionados
 Solução constituída de mistura de um ácido fraco com
uma base conjugada ou de uma base com o ácido
conjugado
Exemplos:
 Solução tampão ácida: solução de ácido acético (H3CCOOH) e
acetato de sódio (H3CCOONa)
 Solução tampão básica: solução de amônia (NH3) e cloreto de
amônia (NH4Cl)
pH = 4,74
pH = 4,74
SOLUÇÃO TAMPÃO CH3COOH/ CH3COONa consegue manter
o pH constante após a adição de HCl e de NaOH
A ÁGUA NÃO É UMA SOLUÇÃO TAMPÃO pois houve
variação de pH na adição de HCl e de NaOH
Equação de Henderson-Hasselbalch
Determinação do pH de um tampão ácido
equação:
é dada pela
pH = pKa + log [sal]
[ácido]

Solução tampão ácida: solução de ácido acético (H3CCOOH) e acetato de sódio
(H3CCOONa)
pH = pKa + log [H3CCOONa]
[H3CCOOH]
Tampão ácido: pH<7
Equação de Henderson-Hasselbalch
Determinação do pOH de um tampão básico é dada pela
equação:
pOH = pKb + log [sal]
[base]
Solução tampão básica: solução de amônia (NH3) e cloreto de amônia (NH4Cl)
pOH = pKb + log [NH4Cl]
[NH3]
Tampão Básico: pH>7
pH de soluções de sais
Se medirmos o pH de uma solução de sal, em
geral não encontramos o valor “neutro” do pH = 7
Exemplo 1: uma solução 0,3 M de acetato de sódio
tem pH ~ 9,0 !!
ácido fraco e base forte
Exemplo 2: Por outro lado, uma solução 0,15 M de
NH4Cl (aq) tem pH ~ 5,0 !!
ácido forte e base fraca
É descrito como o fenômeno de hidrólise
pH de soluções de sais: fenômeno de hidrólise
Acetato de sódio (H3CCOONa) e cloreto de amônio (NH4Cl)
Tipo de sal
pH da solução
Ácido forte-base forte
7
Ácido fraco-base forte
>7
Ácido forte-base fraca
< 7
Ácido fraco-base fraca
Depende do sal
HIDRÓLISE DE ÂNIONS :
Sais de ácidos fracos e bases fortes
Exemplo acetato de sódio (CH3COONa)
- Na+: dissociação do NaOH
- CH3COO- : dissociação do ácido acético
A espécie que sofre hidrólise é o ânion do ácido fraco
Reação de hidrólise:
CH3COO- + H2O ↔ CH3COOH + OHKh = [CH3COOH] [OH-]
[H3CCOO-]
Kh
=
Kw
Ka
Kh: constante de hidrólise
HIDRÓLISE DE CÁTIONS :
Sais de ácidos fortes e bases fracas
Exemplo cloreto de amônia (NH4Cl )
- NH4+ : dissociação da amônia (NH3)
- Cl- : dissociação do ácido clorídrico (HCl)
A espécie que sofre hidrólise é o cátion da base fraca
Reação de hidrólise:
NH4+ + H2O ↔ NH3 + H3O+
Kh = [NH3] [H3O+]
[NH4+ ]
Kh = Kw
Kb
Kh: constante de hidrólise
SAIS DE ÁCIDOS FRACOS E BASES FRACAS
HIDRÓLISE DE CÁTION E DE ÂNION:
 Soluções deste tipo sal podem ser ácidas, neutras
ou básicas:
 Cátion e o ânion do sal sofrem hidrólise.
Se Ka = Kb então pH da solução neutro
Acetato de amônio – CH3COONH4
Ka = 1,8 x 10-5 ácido acético - Kb = 1,8 x 10-5 amônia (NH3)
Kh-ânion = Kw
Ka
igual a Kh-cátion = Kw
Kb
HIDRÓLISE DE CÁTION E DE ÂNION:
SAIS DE ÁCIDOS FRACOS E BASES FRACAS
cianeto de amônia –NH4CN
Ka = 4,9 x 10-10 ácido cianídrico - Kb = 1,8 x 10-5 amônia (NH3)
Kh-ânion = Kw
Ka
Kh-ânion = 2,0 x 10-5
Kh-cátion = Kw
Kb
Kh-cátion = 5,6 x 10-10
Kh-ânion > Kh-cátion – pH da solução é básico
HIDRÓLISE DE CÁTION E DE ÂNION:
SAIS DE ÁCIDOS FRACOS E BASES FRACAS
fluoreto de amônia – NH4F
Ka = 6,7 x 10-4 ácido fluorídrico - Kb = 1,8 x 10-5 amônia (NH3)
Kh-ânion = Kw
Ka
Kh-ânion = 1,5 x 10-11
Kh-cátion = Kw
Kb
Kh-cátion = 5,6 x 10-10
Kh-ânion < Kh-cátion – pH da solução é ácido
METODOLOGIA DE DETERMINAÇÃO DE pH
Equipamento: pHmetro
Procedimento:
1. Ligar o pHmetro e esperar 5 minutos para
estabilização;
2. Verificar os níveis de eletrólitos (solução de KCl e
Hg2Cl2) dentro do eletrodos.
3. Calibrar o pHmetro com tampões 7 e 4 (para
soluções ácidas) ou 7 e 10 (para soluções básicas).
METODOLOGIA DE DETERMINAÇÃO DE pH
4. Acertar as temperaturas.
5. Usar água destilada para lavar o eletrodo, antes
de fazer qualquer medida e secar com papel
higiênico.
6. Determiar o pH da amostra fazendo a leitura com
precisao de 0,01 unidades de pH.
DETERMINAÇÃO DE pH EM DIFERENTES TIPOS
DE AMOSTRAS
- Leitura direta em produtos líquidos como água,
sucos, vinhos e bebidas em geral, e que não
contenham CO2;
Bebidas com gás carbônico, como refrigerante,
devem ser submetidas a agitação mecânica ou a
vácuo antes de se tomar a medida de pH, pois o
CO2 pode formar o ácido carbônico e abaixar o pH;
DETERMINAÇÃO DE pH EM DIFERENTES TIPOS
DE AMOSTRAS
- Bebidas com polpa em suspensão devem ser
agitadas para misturar a polpa decantada e medir o
pH imediatamente, antes da polpa se separar
novamente, ou utilizar um agitador magnético para
conseguir um resultado homogêneo, já que a polpa
e o líquido pode ter pHs diferentes.
DETERMINAÇÃO DE pH EM DIFERENTES TIPOS
DE AMOSTRAS
- Em produtos sólidos e secos, como farinhas,
pão, macarrão e biscoito, é preparado um extrato
em suspensão de 10 g do produto em 100 mL de
água, e toma-se o pH do líquido sobrenadante após
a decantação.
DETERMINAÇÃO DE pH EM DIFERENTES TIPOS
DE AMOSTRAS
- Produtos sólidos, mas com bastante umidade,
como queijo fresco, devem ser macerados e
homogeneizados, e os eletrodos são enfiados
dentro da massa da amostra em pelo menos três
lugares diferentes para se tirar uma medida média
do pH.
Curva de Titulação de 50 mL de ácido acético 0,100 M (ácido fraco)
com NaOH 0,100 M (base forte).
TITULAÇÕES ÁCIDO – BASE- NEUTRALIZAÇÃO
ANÁLISE TITRIMÉTRICA OU VOLUMETRIA
Procedimento de análise que é usado para se
determinar a quantidade de um ácido pela adição
de uma quantidade equivalente de uma base, ou
vice-versa.
Substâncias participantes de reação de titulação
Titulante: substância adicionada ao titulado numa
titulação e que tem concentração conhecida – solução
reagente - bureta.
Titulado: solução que reage com titulante e que
queremos determinar a concentração.
Indicador: substância que é muda a cor quando
passa de meio ácido para básico e vice-versa.
Titulante
Titulado
CLASSIFICAÇÃO DE ANÁLISE
VOMUMÉTRICA
Em função da solução padrão utilizada na titulação:
Acidimetria: quando usamos soluções padrões ácidas
(pH<7)
Titulante: ÁCIDO
Amostra: Básica
CLASSIFICAÇÃO DE ANÁLISE
VOMUMÉTRICA
Em função da solução padrão utilizada na titulação:
Alcalimetria: quando usamos soluções padrõesbásicas
(pH >7)
Titulante: Básico
Amostra: Ácida
Titulações:
- Ácido forte – base forte
- Ácido fraco – base forte
- Ácido forte – base fraca
Calcula-se a quantidade de analito através da
quantidade de titulante adicionado
Ponto de Equivalência
Ponto da titulação em que a quantidade da
solução padrão adicionada é quimicamente
equivalente à substância com o qual reage.
número de moles do H+ = número de moles do OH-
Determinação da quantidade de ácido que é
quimicamente equivalente a quantidade de
base
INDICADORES ÁCIDO-BASE
• Determinação do ponto de equivalência
• Modificam a cor quando passam de meio
ácido para meio básico
• Ácidos ou bases orgânicas fracas, solúvel
em água
Identificação de soluções ácidas: pelo
indicador azul de tornasol
Identificação de soluções básicas: pelo
indicador fenoftaleína
TITULAÇÃO ÁCIDO FORTE COM BASE FORTE
Construção da curva de titulação:
A curva de titulação é obtida plotando um gráfico
Volume do titulante adicionado em função do pH.
Considere a titulação de 50,0 mL de uma solução de
HCl 0,1 M com uma solução de NaOH 0,1 M. Calule o pH
da solução resultante após adição dos seguintes volumes
de NaOH:
a) VNaOH = 0 mL; b) VNaOH = 25,0 mL;
c) VNaOH = 50,0 mL; d) VNaOH = 75,0 mL.
CURVA DE TITULAÇÃO: ÁCIDO FORTE COM BASE FORTE
Cálculo do pH:
a.VNaOH = 0 mL
Neste caso no erlenmeyer tem apenas 50,0 mL de
uma solução de HCl 0,1 M
[H+] = CHCl
[H+] = 0,1 M
pH = -log[H+] assim pH = 1
CURVA DE TITULAÇÃO: ÁCIDO FORTE COM BASE FORTE
Cálculo do pH:
b) VNaOH = 25,0 mL (ANTES DO PONTO DE EQUIVALÊNCIA)
Neste caso no erlenmeyer temos excesso de HCl 0,1 M e
assim o pH da solução resultante será:
[H+] = CHCl (EXCESSO)
pH = 1,48
CURVA DE TITULAÇÃO: ÁCIDO FORTE COM BASE FORTE
Cálculo do pH:
c) VNaOH = 50,0 mL (NO PONTO DE EQUIVALÊNCIA)
Neste caso no erlenmeyer temos que de [HCl] IGUAL a
[NaOH] e assim o pH da solução resultante será:
Os ions [H+] e [OH-] vem apenas da dissociação
da água
[H+] x [OH-] = 1,0 x 10-14
[H+] = 1,0 x 10-7
pH = 7
CURVA DE TITULAÇÃO: ÁCIDO FORTE COM BASE FORTE
Cálculo do pH:
VNaOH = 75,0 mL (APÓS DO PONTO DE EQUIVALÊNCIA)
Neste caso no erlenmeyer temos excesso de NaOH 0,1 M
e assim o pOH da solução resultante será:
[OH-] = CNaOH (EXCESSO)
pOH = 1,70 e pH = 12,30
TITULAÇÃO ÁCIDO FRACO COM BASE FORTE
Considere a titulação de 50,0 mL de uma solução de
H3CCOOH 0,1 M com uma solução de NaOH 0,1 M. Calule
o pH da solução resultante após adição dos seguintes
volumes de NaOH:
a) VNaOH = 0 mL; b) VNaOH = 25,0 mL;
c) VNaOH = 50,0 mL; d) VNaOH = 75,0 mL.
CURVA DE TITULAÇÃO: ÁCIDO FRACO COM BASE FORTE
Cálculo do pH:
a) VNaOH = 0 mL
Neste caso no erlenmeyer tem apenas 50,0 mL de
uma solução de H3CCOOH 0,1 M
HC2H3O2 + H2O →C2H3O2- + H+
Ka = [C2H3O2- ] x [H+]
[HC2H3O2]
[H+]2 = Ka x [HC2H3O2]
pH = 2,87
CURVA DE TITULAÇÃO: ÁCIDO FRACO COM BASE FORTE
Cálculo do pH:
a) VNaOH = 25,0 mL (ANTES DO PONTO DE EQUIVALÊNCIA)
Neste caso no erlenmeyer temos excesso de H3CCOOH
0,1 M e assim o pH da solução resultante será:
[H+] = CH3CCOOH (EXCESSO)
HC2H3O2 + H2O →C2H3O2- + H+
Ka = [C2H3O2- ] x [H+]
[HC2H3O2]
CURVA DE TITULAÇÃO: ÁCIDO FRACO COM BASE FORTE
[H+] = Ka x [HC2H3O2]
[C2H3O2- ]
pH = 4,75
CURVA DE TITULAÇÃO: ÁCIDO FRACO COM BASE FORTE
Cálculo do pH:
c) VNaOH = 50,0 mL (NO PONTO DE EQUIVALÊNCIA)
O cálculo do pH neste ponto consiste na determinação do pH de
um sal de ácido fraco e base forte (SAL).
C2H3O2- + H2O → HC2H3O2 + OHKh = [HC2H3O2] x [OH-]
[C2H3O2- ]
Kh = Kw
Ka
[OH-]2 = Kh x [HC2H3O2-]
pOH= 5,28 e pH = 8,72
CURVA DE TITULAÇÃO: ÁCIDO FRACO COM BASE FORTE
Cálculo do pH:
VNaOH = 75,0 mL (APÓS O PONTO DE EQUIVALÊNCIA)
Neste caso no erlenmeyer temos excesso de NaOH 0,1 M
e assim o pH da solução resultante será:
[OH-] = CNaOH (EXCESSO)
pOH = 1,70 e pH = 12,30
TITULAÇÃO BASE FRACA COM ÁCIDO FORTE
Considere a titulação de 50,0 mL de uma solução de
NH4OH 0,1 M com uma solução de H3CCOOH 0,1 M.
Calcule o pH da solução resultante após adição dos
seguintes volumes de HCl 0,1 M:
a) VHCl = 0 mL; b) V HCl = 25,0 mL;
c) V HCl = 50,0 mL; d) V HCl = 75,0 mL.
CURVA DE TITULAÇÃO: BASE FRACA COM ÁCIDO FORTE
Cálculo do pH:
a) VHCl= 0 mL
Neste caso no erlenmeyer tem apenas 50,0 mL de
uma solução de NH4OH 0,1 M
NH4OH + H2O → NH4+ + OHKb = [NH4+] x [OH-]
[NH4OH]
[OH+]2 = Kb x [HC2H3O2]
pOH = 2,87 pH
= 11,13
CURVA DE TITULAÇÃO: BASE FRACA COM ÁCIDO FORTE
Cálculo do pH:
b) VHCl= 25,0 mL (ANTES DO PONTO DE EQUIVALÊNCIA)
Neste caso no erlenmeyer temos excesso de NH4OH 0,1
M e assim o pH da solução resultante será:
NH4OH + H2O → NH4+ + OH-
Kb = [NH4+] x [OH-]
[NH4OH]
[NH4OH] = VNH4OH x MNH4OH - VHCl x MHCl
VNH4OH + VHCl
CURVA DE TITULAÇÃO: ÁCIDO FRACO COM BASE FORTE
Cálculo do pH:
[NH4+] = VHCl x MHCl
VNH4OH + VHC
Kb = [NH4+] x [OH-]
[NH4OH]
l
[OH-] = Kb x [NH4OH]
[NH4+ ]
pOH = 4,75 pH = 9,25
CURVA DE TITULAÇÃO: BASE FRACA COM ÁCIDO FORTE
Cálculo do pH:
c) VHCl= 50,0 mL (NO PONTO DE EQUIVALÊNCIA)
O cálculo do pH neste ponto consiste na determinação do pH de
um sal de ácido fraco e base forte (SAL).
NH4+ + H2O → NH3 + H+
Kh = [NH3] x [H+]
[NH4+ ]
Kh = Kw
Kb
[NH4+ ] = V NH4OH x M NH4OH
[H+]2 = Kh x [NH4+ ]
VNH4OH + VHCl
pH= 5,28
CURVA DE TITULAÇÃO: BASE FRACA COM ÁCIDO FORTE
Cálculo do pH:
d) VHCl= 75,0 mL (APÓS O PONTO DE EQUIVALÊNCIA)
Neste caso no erlenmeyer temos excesso de HCl 0,1 M e
assim o pH da solução resultante será:
[H+] = CHCl (EXCESSO)
[H+] = VHCl x MHCl - VNH4OH x MNH4OH
VNH4OH + VHCl
pH= 1,70
CURVA DE TITULAÇÃO: BASE FRACA COM ÁCIDO FORTE
APLICAÇÕES DA VOLUMETRIA DE
NEUTRALIZAÇÃO
• Determinação de acidez em vinagre,
bebida alcoólica;
• Determinação de teor de nitrogênio
(Kjeldahl) : alimentos, solo, adubo e planta
• Determinação de nitratos e fosfato
• Índice de saponificação de óleos e
gorduras
• Determinação da pureza da vitamina C
APLICAÇÕES DA VOLUMETRIA DE
NEUTRALIZAÇÃO
• Determinação de acidez em vinagre e em
bebida alcóolica
• Cálculo:
Acidez total (g/100 g de ácido acético) = (Vo x M x PM)/(10 x V)
Onde: Vo: Volume gasto na titulação de hidróxido de sódio, em mL
M: Molaridade da solução de hidróxido de sódio
PM: Peso molecular do ácido acético (60)
V: Volume total da amostra
Determinação de teor de nitrogênio
(Kjeldahl)
Fundamento: O nitrogênio da amostra é deslocado e transformado em sal de
amônio (mineralização ou digestão). A seguir, em meio alcalino (adição de
NaOH 40%) e aquecimento desloca-se o NH3, recebendo-o em ácido bórico
com solução indicadora, vermelho de metila + verde de bromocresol,
(destilação por arraste a vapor). Por titulação com ácido clorídrico (0,1N),
determina-se a quantidade de amônio que reagiu com ácido bórico.
Determinação de teor de nitrogênio
(Kjeldahl):
Cálculo da concentração de nitrogênio
Extratores de Kjeldahl