QII - 2007-2008 - Aula 5

Solução de base
fraca
Calcular o pH de uma solução 0.10 M em amónia, sabendo que o
pKa do ião amónio é, pKa = 9,245.
Quando o amoníaco se dissolve em água a reacção é:
+
4
NH 3 + H 2 O ⇔ NH + OH
p[H+] = 11,12
−
K w 10−14,00
= −9, 245 = 1,76 ×10−5
Kb =
K a 10
Soluções tampão
O tampão é uma mistura de um ácido com a sua base conjugada
Há zonas da curva em que o pH
varia pouco numa zona apreciável
de volume de titulante adicionado
Solução tampão:
Solução que resiste a variações
de pH quando se lhe adiciona
pequenas quantidades de ácido
ou bases fortes ou quando se
dilui com o solvente.
Para que o tampão tenha um efeito significativo as quantidades do ácido
e da base conjugada têm de ser comparáveis (não diferirem mais de um
factor de 10)
Solução tampão, como
funciona?
Misturaram-se A moles de ácido fraco com B moles da sua base
conjugada
Ocorre muito pouca reacção para alterar estas concentrações
Princípio de Le
Châtelier
Considere uma solução 0,10 M em HA, pKa = 4,00
HA ⇔ H + + A −
[
A ]
α=
= 0,031
−
CT
O ácido está muito pouco dissociado, 3,1%, nestas condições e ainda
se dissocia menos quando se junta a base conjugada.
Solução tampão, como
funciona?
Misturaram-se A moles de ácido fraco com B moles da sua base
conjugada
Ocorre muito pouca reacção para alterar estas concentrações
Princípio de Le
Châtelier
Considere uma solução 0,10 M em A-, pKb = 10,00
A + H 2 O ⇔ HA + OH
-
−
[
HA ]
-5
α=
= 3,2 ×10
CT
A base está muito pouco dissociado nestas condições e ainda
se dissocia menos quando se junta o ácido HA.
Equação de HendersonHasselbalch
Deduz-se rearranjando a expressão do Ka
[
H ][A ]
=
+
Ka
−
[HA]
[ ]
⎛ A ⎞
⎟⎟
p H = pK a + log⎜⎜
⎝ [HA ] ⎠
[ ]
+
−
Equação de HendersonHasselbalch
Se o tampão é preparado a partir da base fraca e do seu ácido
conjugado, temos uma equação análoga.
[ ]
[ ]
K w H [B]
Ka =
=
+
Kb
BH
+
⎛ [B] ⎞
p H = pK a + log⎜⎜
⎟
+ ⎟
⎝ BH ⎠
[ ]
+
[
]
Equação de HendersonHasselbalch
Quando se incluem as actividades,
temos:
K
T
a
(
H )(A )
=
+
−
(HA )
[ ]
⎛ A γ A− ⎞
⎟
pH = pK + log⎜
⎜ [HA ]γ ⎟
HA ⎠
⎝
−
T
a
Propriedades da Equação de HendersonHasselbalch
1)
[A ] = [HA]
−
pH = pK a
2) Numa mistura de 10 ácidos e bases diferentes as 10 formas
da equação dão o mesmo valor de pH.
[A ]
−
3) Por cada variação de 10 vezes na razão [HA] o pH varia
de uma unidade
4) Quando a concentração da base aumenta o pH aumenta. Quando
a concentração do ácido aumenta o pH diminui.
Uso da Equação de Henderson-Hasselbalch
Ex: Dissolve-se hipoclorito de sódio (NaOCl, componente activo
da maior parte das lixívias) numa solução tampão de pH = 6,2.
Calcular a razão [OCl − ] nesta solução.
[HOCl]
Dados: pKa = 7,53 para o ácido hipocloroso, HOCl
[
]
⎛ OCl ⎞
⎟⎟
p H = pK a + log⎜⎜
⎝ [HOCl] ⎠
[ ]
+
[OCl ] = 10
−
[HOCl]
−1.33
= 0,047
−
Capacidade tampão
β – É uma medida de quanto a solução resiste a mudanças no pH
quando se adiciona um ácido ou uma base forte.
dC b
dC a
β=
=−
dpH
dpH
A capacidade tampão é máxima quando pH = pKa ou [HA] = [A-].
Em soluções diluídas ou a pH extremos, a concentração
de HA e de A- não são iguais às concentrações analíticas
Suponha que se misturam CHA moles.L-1 de HÁ com CA- moles.L-1 do sal Na+A-.
[ ]
C HA + C A − = [HA ] + A −
[Na ]+ [H ] = [OH ]+ [A ]
+
+
−
[Na ] = C
−
+
[A ] = C
−
A
−
A−
[ ] [
+ H + − OH −
]
[HA] = C HA − [H + ]+ [OH − ]
Ex: Qual é o pH quando se misturam 0,0100 mole de HÁ (pKa = 2,00)
com 0,0100 mole de A- em água para preparar um litro de solução?
Neste exemplo o ácido é muito forte para que as concentrações de
HÁ e de A- sejam iguais às concentrações analíticas.
+
HA ⇔ H + A
[H ]⟩⟩ [OH ]
+
Solução ácida a
[A ] = C
−
A
−
[HA] = C HA
Ka
−
[HA]
[H ] = 4,14 ×10
+
−
[ ]
− [H ]
+ H+
+
[
H ][A ] [H ](C
=
=
+
−3
−
+
C HA
[ ])
− [H ]
A
−
+ H+
+
p[H+] = 2,38
Valor de [H+] Arbitrado
Ka CalculadNotas:
0,1 -1,22E-01 Negativo
1,00E-07 1,00E+07 Grande
7,81E-04 9,14E-04 Pequeno
2,90E-03 5,26E-03 Pequeno
3,47E-03 7,18E-03 Pequeno
4,14E-03 1,00E-02 Bom