Aula 8 - Acidos e Bases

QB70C:// Química (Turmas S71/S72)
Ácidos e Bases
Prof. Dr. Eduard Westphal
(http://paginapessoal.utfpr.edu.br/eduardw)
Capítulos 11 e 12 – Atkins (5ed.)
Na aula passada...

Definições de Ácidos e Bases:
 Arrhenius
 Bronsted-Lowry
 Lewis

Pares de ácidos e bases conjugadas

Autoprotólise da Água

Escala de pH e pOH (pH + pOH = 14)

Força dos ácidos e bases
 Forte: dissociação completa
 Fraco: dissociação não é completa (equilíbrio)

Relação entre pH e pKa
pH de ácidos fracos
Solução de HCl 0,1mol L-1
Solução de CH3COOH 0,1mol L-1
pH = 1
pH = 3
Ácidos e bases fracas NÃO IONIZAM COMPLETAMENTE.....
Como calcular [H3O+] ou [OH-]???
Qual a porcentagem de deprotonação???
Procedimento:
1) Escrever a equação química, o valor de Ka ;
2) Construir a tabela de concentrações ;
 concentração inicial
 variação de concentração
 concentração no equilíbrio
3) Equação de equilíbrio;
4) Resolver os cálculos.
PORCENTAGEM DE DEPROTONAÇÃO
HA(aq) + H2O(l)
%𝑑𝑒𝑠𝑝
H3O+(aq) + A-(aq)
𝐴− 𝑒𝑞
=
× 100
𝐻𝐴 𝑖𝑛𝑖𝑐𝑖𝑎𝑙
𝐻3 𝑂+ 𝑒𝑞
=
× 100
𝐻𝐴 𝑖𝑛𝑖𝑐𝑖𝑎𝑙
pH de ácidos fracos
EXEMPLO: Calcule o pH e a porcentagem de deprotonação das moléculas de
ácido acético em uma solução 0,1 mol L-1 em água, sabendo que o Ka do ácido
acético é 1,8 x 10-5.
pH de bases fracas
E para calcular o pH de bases fracas ????
A ideia é exatamente a mesma!
PORÉM, ATENÇÃO:

BH OH 


B(aq) + H2O(l)
BH+(aq) + OH-(aq)
Kb
B
 Usar os cálculos de equilíbrio químico para calcular [OH-] e pOH
 Calcular o pH
(pH + pOH = 14,00)
PORCENTAGEM DE PROTONAÇÃO
%𝑝𝑟𝑜𝑡
𝐵𝐻 + 𝑒𝑞
=
× 100
𝐵 𝑖𝑛𝑖𝑐𝑖𝑎𝑙

Ácidos polipróticos
 Os ácidos POLIPRÓTICOS têm mais de um próton ionizável.
 Os prótons são removidos em etapas, não todos de uma só vez :
H2SO4 𝑎𝑞 ⇌ H+ 𝑎𝑞 +HSO4− 𝑎𝑞
HSO4− 𝑎𝑞 ⇌ H+ 𝑎𝑞 +SO42− 𝑎𝑞
𝐾𝑎1 ≈ 1000
𝐾𝑎2 = 1,2×102−
 É sempre mais fácil remover o primeiro próton em um ácido
poliprótico do que o segundo.
 Conseqüentemente, Ka1 > Ka2 > Ka3 etc.
-7
-13
Solução tampão
É uma mistura de um PAR CONJUGADO ácido fraco-base fraca
que estabiliza o pH de uma solução
Plasma sanguíneo e o oceano é tamponado (pH 7,4 e 8,4, respectivamente)
Água destilada: Adição de ácido forte ou base forte altera fortemente pH
Tampão ácido
 Adição de H+ = neutralizado por CH3CO2 Adição de OH- = neutralizado por H3O+
Equilíbrio desloca
minimizando os efeitos no pH
Tampão básico
Tampão ácido: ácido fraco + respectivo sal
Tampão básico: base fraca + respectivo sal
Solução tampão
Como preparar um tampão de pH específico?
pH  pK a

A 
 log
Se [HA] = [A-]

Sistemas tamponantes
típicos
HA 
pK a  pH
Seleciona-se alguma mistura de ácido(base) fraca + sal, cujo
pKa do ácido(base) seja próximo ao pH desejado. Depois
muda-se a concentração de HA e A- até o pH desejado
Exercício: Calcule a razão entre as molaridades de íons acetato e de ácido acético
necessária para tamponar uma solução em pH = 5,25. O pKa do ácido acético é 4,75.
pH  pK a
AcO 
 log

AcOH

AcO 
5,25  4,75  log

AcOH
AcO   3,2

AcOH
AcO   3,2AcOH
-
Variação do pH em solução tampão
Exercício: Suponha que foi dissolvido 1,2 g de NaOH (0,030 mol) em 500 mL de uma
solução tampão 0,040M =CH3COO- e 0,080M de CH3COOH (pH = 4,44). Calcule o pH da
solução resultante. Considere o volume constante. (pKa do ácido acético = 4,75)
Adição de base irá elevar o valor do pH
1)
1 CH3COOH reage com 1 NaOH
2)
3)
4)
5)
Titulação
Titulação é uma técnica comum de laboratório em
análise química quantitativa, usado para determinar
a concentração de um reagente conhecido.
Titulações de ácido forte-base forte
Inicialmente o pH cai
lentamente.
Quando o ponto
estequiométrico está
próximo, ocorre um
decréscimo repentino
passando pelo pH = 7
Ponto de estequiométrico
é em pH = 7
Titulação
Como calcular o pH durante a titulação de ácido forte
e base forte?
Ácido/base forte – completamente dissociado
pH = - log[H3O+] e
pOH = - log[OH-]
Titulação
Titulações de ácido fraco - base forte
 ácidos fracos são preferencialmente tituladas com
bases fortes
O ponto estequiométrico não ocorre em pH = 7 e a
mudança de pH não ocorre de forma tão abrupta
+(aq) + H O(l)
CH3COOH(aq)NH+4+NaOH(aq)
CH
(aq) + H2O(l)
NH3(aq)
+ H-3Na
O+(aq)
3COO
2
Formação tampão
CH3COOH / CH3COO-
Titulação
Titulações de ácido forte - base fraca
 Bases fracas são preferencialmente tituladas com
ácidos fortes
O ponto estequiométrico não ocorre em pH = 7 e
a mudança de pH não ocorre de forma tão abrupta
Ponto de estequiométrico: pH < 7 (depende do
sal formado)
Formação tampão (NH3/NH4+)
NH4+3(aq)
NH
(aq) ++HCl(aq)
H2O(l)
+(aq) +
NH34(aq)
+ Cl
+ H2O(l)
NH
H3-(aq)
O+(aq)
Cl- = ânion neutro (ácido conjugado forte)
NH4+ = cátion derivado de base conjugada fraca
NH4+(aq) + H2O(l)
NH3(aq) + H3O+(aq)
Indicador ácido-base
Importante que alguma alteração na solução ocorra para indicar o
fim da titulação
Uso de indicadores colorimétricos
Fenolftaleína
pH = 7,0 8,5 9,4 9,8 12,0
0 < pH < 8,2
8,2 < pH < 12
Titulação
Exemplo: Um aluno, duvidando da concentração descrita em uma garrafa contendo
uma solução de ácido acético, titulou 25 mL desta solução, sendo necessários 35 mL
de uma solução aquosa 0,10 mol L-1 de NaOH. Qual a concentração de ácido acético
na garrafa? Qual o pH da solução aquosa de ácido acético? (Ka = 1,8 x 10-5)
Resposta: 0,14 mol L-1
Resposta:pH = 2,80
Equilíbrio de Solubilidade
Aplicar princípios de equilíbrio químico para predizer a
solubilidade de um sal e controlar sua precipitação
Sal
íons dissolvidos
 Tratamento de água (e esgoto)
 Prever precipitação de sais insolúveis
 Extração de minerais da água
 Prever solubilização
sais….
indesejada
de
Produto de Solubilidade
Produto de Solubilidade
A constante do produto de solubilidade, Kps
 Considere
BaSO4(s)
 para o qual
Ba2+(aq) + SO42-(aq)
K ps  [Ba ][SO ]
2
24
 Kps é o produto de solubilidade. (O BaSO4 é ignorado, uma vez que
é um sólido puro, logo, sua atividade é igual a 1)
Em geral: o produto de solubilidade é a concentração em quantidade de
matéria dos íons elevados às sua potências estequiométricas.
Permite predizer a solubilidade de um sal bem como
controlar a formação de precipitado
A SOLUBILIDADE é a quantidade (gramas) da substância que se dissolve para
formar uma solução saturada
Produto de Solubilidade
Exemplo: Estime a solubilidade molar para o iodato de crômio (III) em água a 25 °C
sabendo que seu Kps = 5,0 x 10-6
A solubilidade molar é a quantidade de matéria do soluto
dissolvida para formar um litro de solução saturada
Efeito do íon comum
 A solubilidade diminui quando um íon comum é adicionado.
 Isto é uma aplicação do princípio de Le Châtelier:
CaF2(s)
Ca2+(aq) + 2F-(aq)
 À medida que se adiciona F- (do NaF, por exemplo), o equilíbrio
desloca-se no sentido contrário ao aumento.
 Conseqüentemente, forma-se CaF2(s) e ocorre uma precipitação.
 À medida que se adiciona NaF ao sistema, a solubilidade do CaF2
diminui.
Solução saturada de
acetato de zinco
Adição de mais
acetato
Predição de Precipitação
É possível predizer em que condições um precipitado se forma
Qps = quociente de solubilidade
mesma equação de Kps, porém para qualquer momento)
Concentração dos
íons baixa
Concentração dos
íons alta
Produto de Solubilidade
Exemplo: Suponha que sejam misturadas duas soluções de igual volume, uma sendo
0,2 M de Pb(NO3)2(aq) e a outra 0,2M de KI(aq) em água a 25 °C. Será que haverá
precipitação de iodeto de chumbo (II) (Kps = 1,4 x 10-8)?
Precipitação de PbI2
+(aq) + H O(l)
+
NH4Pb(NO
NH2+3(aq)
Pb
(aq) ++ H
2NO
3O (aq)
3)22(aq)
3-(aq)
+(aq)
K
) + KI(aq)
H2O(l)
NH
H3O+(aq)
3(aq)++I-(aq)
Volume final dobra!!!
Kps = 1,4 x 10-8
Qps > Kps – Haverá formação de precipitado
ATENÇÃO!!!!
Prova na próxima aula
Início as 08:00 h
Não esqueçam CALCULADORA