(I) H

Equilíbrio Iônico
1- Reação de auto-ionização da água
• A auto- ionização da água pura produz
concentração muito baixa de íons H3O+
ou H+ e OH- .
H+(aq) + OH-(aq)
H 2O
(I)
ou
H 2O + H 2 O
H3O+(aq) + OH-(aq)
(II)
Ou seja apresenta um baixíssimo grau de
ionização.
1- Reação de auto-ionização da água
• Logo , para o equilíbrio (II) , tem-se:
K=
[H3O+][OH-]
K [H2O] 2 = [H3O+] [OH-]
[H2O] 2
Kw
[H2O] = 55,5 mol/L
constante (25 ºC)
+] [OH-]
[H
O
=
3
constante de ionização
da água
1- Reação de auto-ionização da água
• Medida de condutividade elétrica:
[H3O+] = [OH-] = 1,0 x 10-7 mol/L
Kw =
[H3O+] [OH-]
= (1,0 x 10-7) (1,0 x 10-7)
= 1,0 x 10-14
Kw = 1,0 x 10-14 25 ºC
constante de ionização da água
25 ºC
2- Equilíbrio Ácido-Base nas soluções
• 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
3- pH
Escala de pH
mais
básico
NaOH, 0,1mol/L
amônia
leite de magnésia
bórax
mais ácido
água do mar
sangue, lágrimas
leite
saliva
chuva
café preto
tomate
vinho
vinagre
suco de limão
suco gástrico
3-Cálculo de pH
• Logaritmo (na base 10) do inverso da
concentração de íon hidrônio, ou logaritmo da
concentração de H3O+ tomado com o sinal
negativo.
pH = -log [H+]
pOH = -log [OH-]
pH + pOH = 14
a 25 C
• Exercício 1
Calcule as concentrações de íons hidrônio e hidróxido e o pH e
pOH de uma solução aquosa de NaOH 0,200 mol L-1, a 25°C.
• Exercício 2
Calcule o pH de uma solução em que [H3O+] é 4,0 x 10-5 mol L-1.
pH = -log [H+]
pH = - log [4,0 x 10-5]
pH = 4,4
• Exercício 3
Calcule a [H3O+] que corresponde ao pH = 5,6.
pH = -log [H+]
5,6 = -log [H+]
-5,6 = log [H+]
10-5,6= [H+]
CONSTANTES DE DISSOCIAÇÃO ÁCIDO-BASE
Equilíbrio ácido-base mais comum ocorre em água.
Considerando o equilíbrio entre um ácido HA e água:
HA + H2O ⇆ H3O+ + AHA ⇆
H3O+
+ A-
Ka
H
A
HA
Ka é a constante de dissociação do ácido
O mesmo raciocínio pode ser realizado para
uma base BOH dissociada em água:
BOH ⇆ B+ + OH-
Kb
B
OH
BOH
Kb é a constante de dissociação da base
Exemplos
A) HNO2 + H2O ⇆ H3O+ + NO2Ka
H3O
NO2
Ka é a constante de acidez
HNO2
B) NH3 + H2O ⇆ NH4+ + OH-
Kb
NH 4
OH
NH 3
Kb é a constante de basicidade
Algumas constantes de dissociação ácida a 25ºC
Reações e cálculos de pH em soluções de ácidos fracos
A maior parte dos ácidos e bases têm comportamento
de eletrólitos fracos. Os ácidos e bases fortes constituem
exceções a uma regra geral.
A seguir são apresentadas as fórmulas estruturais de
alguns ácidos fracos:
O
HO
Cl
2. Ácido hipocloroso
H
C
OH
3.Ácido fórmico
O
HO
C
N
O
C
CH 3
C
OH
4.Ácido acético
OH
1.Ácido cianídrico
5. Ácido benzóico
Reações e cálculos de pH em soluções de ácidos fracos
Para o cálculo, considere que a concentração analítica é CA mol L-1
No equilíbrio, sabe-se que [H3O+] = [A-]
Ka pode ser escrita como:
Ka = [H3O+]2
[HA]
[H3O+] 2 = Ka [HA]
Lembre que: [HA] = CA - [H+]
Lei da diluição de Ostwald
É a relação matemática entre a constante de ionização e o grau de ionização de um
eletrólito (ácido ou base).
• A Lei da diluição de Ostwald é expressa por:
Sendo:
• Ka = constante de ionização dos ácidos
• M = concentração molar em mol/L
• α = grau de ionização
Se α ≤ 5%, admite-se a seguinte sentença
pois o resultado de 1 - α ≈ 1
HIDRÓLISE DE SAIS
Quando sais são dissolvidos em água, nem sempre a
solução resultante será neutra.
Classe do sal
Exemplo
1. Sais derivados de ácidos fortes e bases fortes
Cloreto de sódio
2. Sais derivados de ácidos fracos e bases fortes
Acetato de sódio
3. Sais derivados de ácidos fortes e bases fracas
Cloreto de amônio
4. Sais derivados de ácidos fracos e bases fracas
Acetato de alumínio
HIDRÓLISE DE SAIS
– Sais derivados de ácidos fortes e bases fortes
Quando dissolvidos em água, apresentam reação
neutra, pois ambos são ácidos e bases conjugadas de
ácidos e bases fortes.
Equilíbrio da água não é perturbado
2H2O
⇆ H3O+ +
H3O
OH
Solução neutra
OH-
Hidrólise de sais
Sais derivados de ácidos fracos e bases fortes
Reação global:
Solução de acetato de sódio (NaOAc):
NaOAc ↔ Na+ + OAcOAc- + H2O ↔ HOAc + OHNaOAc + H2O ↔ HOAc + Na+ + OH-
 Ânion de ácido fraco reage com a água formando um ácido fraco
não dissociado.
 A solução resultante é básica.
 Em geral sais de ácidos fracos e bases fortes produzem soluções
básicas, com o grau de basicidade de pendendo do Ka do ácido fraco
associado.
 Quanto menor Ka do ácido fraco, maior o grau de basicidade da
solução aquosa.
Hidrólise de sais
Sais derivados de ácidos fortes e bases fracas
Solução aquosa de cloreto de amônio (NH4Cl):
NH4Cl ↔ NH4+ + ClNH4+ + 2H2O ↔ NH4OH + H3O+
Reação global: NH4Cl + 2H2O ↔ NH4OH + Cl- + H3O+
 Cátion de base fraca reage com a água formando uma base
fraca não dissociada.
 A solução resultante é ácida.
 Em geral sais de bases fracas e ácidos fortes produzem
soluções ácidas.
 Quanto menor Kb , maior o grau de acidez da solução aquosa.
Hidrólise de sais
Sais derivados de ácidos fracos e bases fracas
Solução aquosa de acetato de amônio (NH4AOc):
NH4OAc ↔ NH4+ + OAcNH4+ + 2H2O ↔ NH4OH + H3O+
OAc- + H2O ↔ HOAc + OHUm sal deste tipo, produto da reação entre um ácido fraco
e uma base fraca, pode gerar tanto soluções ácidas quanto
básicas dependendo dos valores relativos de Ka e Kb.
Se Ka > Kb, a solução será ácida
Se Ka < Kb, a solução será básica
Se Ka = Kb, a solução será neutra
Cálculos de pH
 Hidrólise de Ânions
Equilíbrios:
A- + H2O ↔ HA + OHHA + H2O ↔ H3O+ + A-
Constante de hidrólise
Constante de
dissociação do ácido
Kw
Kh
[ HA ][OH ]
[A ]
Ka
[ H 3O ][ A ]
[ HA ]
Ka Kh
21
Cálculos de pH
Exercício
Calcule o pH em uma solução de NaCN 1,0 mol L-1.
CN- + H2O ↔ HCN + OH-
Kh
[ HCN ][ OH ]
[CN ]
Kh
[OH ]2
CCN [OH ]
[OH ]2
Kh
2,5 10
Kw
Ka
5
2,5 10 5 [OH ] 2,5 10
[OH ] 5,0 10 3 mol L 1
Kh
1,00 10 14
4,0 10 10
2,5 10
[OH ]2
1,0 [OH ]
5
0
pOH 2,30
pH 11,70
22
5
Cálculos de pH
 Hidrólise de Cátions
Equilíbrios:
B+ + H2O ↔ BOH + H3O+
BOH ↔ B+ + OH-
Constante de hidrólise
Kh
Constante de
dissociação da base
Kb
Kw
[ BOH ][ H ]
[B ]
[ B ][ OH ]
[ BOH ]
Kb K h
23
Cálculos de pH
Exercício
Calcule o pH de uma solução de NH4Cl 0,20 mol L-1.
NH4+ + H2O ↔ NH3 + H3O+
Kh
[ NH 3 ][H 3O ]
[ NH 4 ]
Kh
[ H 3O ]2
C NH [ H 3O ]
Kh
Kw
Kb
5,6 10
10
4
[ H 3O ]2 5,6 10
10
[ H 3O ] 1,12 10
[ H 3O ] 1,1 10 5 mol L 1
Kh
1,00 10
1,8 10
14
5
5,6 10
[ H 3O ]2
0,20 [ H 3O ]
10
0
pH
4,96
24
10
Soluções Tampão
São misturas de soluções de eletrólitos que
resistem à variação de pH quando pequenas
quantidades de ácidos ou bases são adicionadas ao
sistema.
As soluções tampão sofrem pequenas variações por
diluição.
São constituídas por misturas de soluções ácidos
fracos e bases fracas. Para fins práticos existem dois
tipos de soluções tampão:
 Mistura de ácido fraco com sua base conjugada
 Mistura de uma base fraca com seu ácido conjugado
25
Soluções tampão
Tampão  mistura de um ácido fraco e sua base
conjugada, ou uma base fraca com seu ácido conjugado.
Soluções tampão  resistem a variações de pH
decorrentes da diluição ou da adição de ácidos ou bases
a um sistema reacional;
As soluções tampão são usadas para manter o pH de
soluções relativamente constantes, ou seja, com apenas
pequenas variações de pH.
Soluções tampão
A adição de ácido ou base a uma solução tampão
interfere com os seguintes equilíbrios, exemplificados
para o caso de uma solução tampão de um ácido fraco
HA e sua base conjugada, A-:
1) HA + H2O ↔ H3O+ + A2) A- + H2O ↔ HA + OH-
Soluções Tampão
Solução aquosa de ácido acético e acetato de sódio:
1) HOAc + H2O ↔ H3O+ + OAc2) OAc- + H2O ↔ HOAc + OH A adição de uma pequena quantidade de H3O+ leva à reação:
H3O+ + OAc- ↔ HOAc + OHOcorre pequena variação no pH, uma vez que a quantidade
de H3O+ adicionado é muito menor que a concentração analítica
de NaOAc.
 A adição de pequena quantidade de OH- leva à reação:
OH- + H3O+ ↔ 2 H2O
Ocorre pequena variação no pH, uma vez que a quantidade
de OH- adicionado é muito menor que a concentração analítica de
HOAc.
28
Soluções Tampão
Solução de amônia e cloreto de amônio:
1) NH3 + H2O ↔ NH4+ + OH2) NH4+ + H2O ↔ NH3 + H3O+
 A adição de uma pequena quantidade de H3O+ leva à reação:
H3O+ + OH- ↔ 2 H2O
Ocorre pequena variação de pH, uma vez que a quantidade
de H3O+ adicionado é muito menor que a concentração analítica
de NH3.
 A adição de uma pequena quantidade de OH- leva à reação:
OH- + NH4+ ↔ NH3 + H2O
Ocorre pequena variação de pH, uma vez que a quantidade
de OH- adicionado é muito menor que a concentração analítica
29
de NH4Cl.
Soluções Tampão
A dissociação de um ácido fraco HA ocorre da seguinte forma:
HA + H2O ↔ H3O+ + AEntão,
[ H 3O ]
log [ H 3O ]
pH
pK a
K a [ HA ]
[A ]
K a [ HA ]
log
[A ]
[A ]
log
[ HA ]
Equação de Henderson-Hasselbalch
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