AULA 08 - Sistemas Em Equilibrio-2012

FUNDAMENTOS DE QUÍMICA

MÓDULO III:

SISTEMAS EM EQUILÍBRIO

Profa. Dra. Patrícia Moreira Lima

EQUILÍBRIOS DE SOLUBILIDADE

1-INTRODUÇÃO

Quando um não eletrólito se dissolve em água a solução resultante

contém apenas moléculas neutras.

C12H22O11 (s) C12H22O11 (aq)

Ex: Uma solução saturada de sacarose contém apenas moléculas

de sacarose em equilíbrio com um excesso de soluto não

dissolvido.

Quando um eletrólito se dissolve em água a solução resultante contém

íons, e na saturação, o equilíbrio é mais complexo.

NaCl (s) Na + (aq) + Cl – (aq)

Ex: Uma solução saturada de NaCl na presença de excesso de soluto

contém íons em equilíbrio com a fase sólida

2- PRODUTO DE SOLUBILIDADE

MA (s) M+ (aq) + A - (aq)

v1

v2

Suponhamos uma qtd de um sólido iônico MA, pouco solúvel, seja

dissolvido em água para produzir uma solução saturada, com

algum MA sólido de fundo.

Este sistema entra em equilíbrio: Equilíbrio de solubilidade

A constante de equilíbrio que caracteriza esse processo:

][MA

]].[A[MK

(s)

-

]].[A[MK -

ps

constante

Kps : Constante do Produto de

Solubilidade

A forma do produto iônico depende da estequiometria da reação.

1) CaF2 (s) Ca 2+ (aq) + 2 F – (aq)

No equilíbrio: Kps = [Ca 2+] [F-]2

2) Ca3(PO4)2 (s) 3 Ca 2+ (aq) + 2 PO4 3– (aq)

No equilíbrio: Kps = [Ca 2+]3 [PO43-]2

Os valores de Kps a 25ºC são encontrados em Tabela. Tais

valores são uteis para calcular solubilidades molares de

substâncias (nº mols de soluto em 1 L de solução saturada).

Exemplos de utilização do conceito de produto de solubilidade:

1) A solubilidade do CaSO4 em água é 4,9.10-3 mol/L a 25ºC.

Calcule o valor de Kps .

CaSO4 (s) Ca 2+ (aq) + SO4 2- (aq)

A solubilidade do CaSO4 nada mais é do que a concentração desse sal

na solução saturada

[Ca2+] = 4,9.10-3 mol/L [SO42-] = 4,9.10-3 mol/L

[Ca2+] = [SO42-]= solubilidade do CaSO4 cada fórmula unitária do

sal q dissocia contem um íon Ca 2+ e um íon SO4 2-

Kps = [Ca2+] [SO42-] = (4,9.10-3) 2

Kps = 2,4.10-5

2) O produto de solubilidade do AgI é 8,5.10-17 a 25ºC. Qual a

solubilidade do AgI em água nesta temperatura .

AgI (s) Ag+ (aq) + I - (aq)

Kps = [Ag+] [I-] Mas [Ag+] = [I-] no equilíbrio, isto é, na

solução saturada

Kps = [Ag+]2 = 8,5.10-17

99,2.108,5.10][Ag 17

Como cada mol de Ag+ ou de I- em solução provém de 1 mol de

AgI, a solubilidade deste sal é 9,2.10-9 mol/L (muito baixa)

Exercício 1: A solubilidade do CaSO4 é 0,67 g/L. Calcule o valor

do Kps do sulfato de cálcio.

3- EFEITO DO ÍON COMUM

AgI (s) Ag+ (aq) + I - (aq)

O princípio de Le Chatelier prevê que um aumento da [I-]

deslocará o equilíbrio:

Para esquerda, diminuindo a [Ag+] no equilíbrio. Pode-se concluir

que a solubilidade do AgI em solução de NaI em água (isto é onde

já existe I-) é menor do que em água pura.

A solubilidade de um sal diminui quando um íon deste sal já

está presente na solução ou quando é acrescentado

posteriormente.

Exercício 2: Calcular a solubilidade do AgI em uma solução de

NaI 0,10 mol/L a 25ºC, sabendo que Kps do AgI é 8,5.10-17

4- REAÇÕES DE PRECIPITAÇÃO

Ao se dissolver totalmente um sal em água, por exemplo, AgI em

água na ausência de precipitado, se o produto iônico [Ag+] .[I-]

resultar em :

[Ag+] .[I-]

< Kps: a solução estará não saturada ou

insaturada

= Kps: a solução estará saturada

> Kps: a solução estará supersaturada ou

em excesso em relação a saturação e

precipitará

Então quando dissolvermos um sal em uma solução que contenha

um íon comum a este sal, ocorrerá precipitação sempre que o

produto iônico exceder o Kps do sal.

Exercício 3: Haverá precipitação de AgI se forem misturados 25

mL de NaI 1,4.10-9 mol/L e 35,0 mL de AgNO3 7,9.10-7 mol/L?

Kps AgI = 8,5.10-17

EQUILÍBRIOS IÔNICOS: ÁCIDOS

BASES

1-INTRODUÇÃO

Talvez não exista uma classe de equilíbrios tão importante quanto

aquela envolvendo ácidos e bases.

2-TEORIA DOS ÁCIDOS E BASES DE

ARRHENIUS (1880)

ÁCIDO: Substância capaz de produzir íons H+ durante um

processo de dissociação

HCl H+ + Cl -

Um ácido será tanto mais forte quanto maior seu grau de

dissociação , ou quanto mais para direita estiver deslocado o

equilíbrio acima

BASE: Qualquer substância que produz íons OH- durante um

processo de dissociação

NaOH (s) Na+ (aq) + OH – (aq)

Uma base será tanto mais forte quanto maior seu grau de

dissociação , liberando OH-

Teoria de Arrhenius: O próton seria responsável pelas propriedades

ácidas, enquanto o OH- seria responsável pelas propriedades

básicas.

O produto da reação de um ácido com uma base foi denominado

SAL.

HCl + Mg(OH)2 MgCl2 + H2O

Dificuldade da Teoria de Arrhenius

Explicar a natureza do próton em solução aquosa. O próton é o

único íon que não possui e- , ele deve ser capaz de se aproximar e

interagir com a nuvem eletrônica do solvente (água) de modo

muito mais efetivo do qualquer outro íon.

Incorreto: A dissociação dos ácidos produz prótons livres (H+).

O próton se apresenta hidratado como H3O+ (íon hidrônio)

Há substâncias que têm comportamento básico, mas não

possuem grupo OH- na sua estrutura.

HCl +NH3 NH4+ + Cl –

Reage com ácido mais não possui OH-

É necessário uma Teoria mais abrangente para explicar a

verdadeira natureza dos ácidos e bases

3- O CONCEITO DE LOWRY- BRONSTED

(1923)

ÁCIDO: Uma espécie que possui tendência de perder ou doar

próton

BASE: Uma espécie que possui tendência de aceitar ou adicionar

um próton

HCl (aq) + H2O (l) H3O+ (aq) + Cl- (aq)

ácido 1 base 2 ácido 2 base 1

Como a reação é reversível o íon H3O+ também se comporta como

ácido, pode doar um próton , e o íon Cl- tem comportamento de

base, já que pode receber o próton.

O par ácido 1- base 1: Par ácido-base conjugado, HCl e Cl- só

diferem pela presença de H+

O par ácido 2- base 2: formam um par conjugado

Definição de Lowry-Bronsted: é mais geral e inclui outras

substâncias além de OH- e H+, permitindo uma discussão de maior

nº reações

4- A DEFINIÇÃO DE LEWIS(1923)

Mais abrangente que as outras teorias, mas não as excluem

ÁCIDO: Uma substância capaz de aceitar um par de elétrons

BASE: Uma substância capaz de doar um par de elétrons para

formar uma ligação covalente coordenada

Ex: ácidos: Cu 2+; Ag+, Hg2+

bases: NH3 , CO32- , CH3COO-

5- FORÇA DE ÁCIDOS E BASES

Definição de Lowry-Bronsted sugere:

Ácido Forte: Possui maior tendência de transferir um próton para

uma outra molécula

Base Forte: Possui grande afinidade por prótons

A medida quantitativa da força dos ácidos é fornecida pela constante

de Dissociação dos Ácidos (Ka)

Ka = constante da reação entre um ácido com a mesma base

sempre (água)

Genericamente:

HA (aq) + H2O (l) H3O+ (aq) + A- (aq)

[HA]

]].[AO[HK

-

3a

A água não entra na avaliação de Ka, por ser uma substância pura, seu

valor é constante e é incorporado ao Ka

[H2O]= cte (água pura e em solução

diluída)

Ácido Forte: Elevado valor de Ka, grande tendência em doar

próton

Ex: HCl, HBr, HI, H2SO4, HNO3

Obs: A força dos oxiácidos inorgânicos pode ser relacionada com a

razão de nº O e nº H na molécula: quanto maior a razão mais forte é o

ácido

Ácido Fraco: Baixo valor de Ka, maior tendência a ficar na sua

forma molecular, sem sofrer dissociação e doar próton

Ex: HF, H2SO3, HNO2 HCN, H2CO3

Na realidade a força do ácido está relacionada com a diferença de

eletronegatividade entre o íon H+ e o radical: quanto mais polar

for essa ligação mais facilmente ocorre a dissociação e

transferência do próton para o solvente

A medida quantitativa da força das bases é fornecida pela constante

de Dissociação das Bases (Kb)

Kb= constante da reação entre uma base com o mesmo ácido

sempre (água)

B (aq) + H2O (l) HB+ (aq) + OH- (aq)

[B]

]].[OH[HBKb

-

Base Forte: Elevado valor de Kb, grande tendência a receber próton

ou doar OH-

Ex: NaOH, CO3- CH3COO-

Base Fraca: Baixo valor de Kb, pouca ou nenhuma tendência a

receber próton ou doar OH-

Obs:

1) Normalmente hidróxidos de metais alcalinos e alcalinos

terrosos são fortes, enquanto hidróxidos de metais de transição são

fracos.

2) Ânion de ácidos fortes são bases fracas e ânion de ácidos fracos

são bases fortes

Ex: SO42-, Cl-, NO3

-

Os valores de Ka e Kb são encontrados em Tabelas (25ºC) para

ácidos e bases em solução aquosa.

Podemos comparar a força entre diferentes ácidos ou diferentes

bases

6- A ESCALA DE pH

Freqüentemente as [H+] em solução são muito pequenas, pois

geralmente trabalhamos com soluções diluídas, ou soluções de

ácidos fracos.

É conveniente expressar a [H+] (ou [H3O+]) como o logaritmo

negativo decimal (base 10) de sua concentração molar de modo a

obter uma notação mais compacta

Ex: CH3COOH (ácido acético) [H3O+]= 3.10-3. mol/L

pH = -log [H3O+]

Para o exemplo acima pH= - log(3.10-3) = 2,52

Exercício: Qual a concentração de H3O+ de uma solução de

CH3COOH de pH = 4,5 ?

É usual utilizar também:

pOH = -log [OH-]

pKa = -log [Ka]

pKb = -log [Kb]

px = -log x

7- A AUTO-IONIZAÇÃO DA ÁGUA

A água pode reagir como uma base ao aceitar o próton do ácido:

HA (aq) + H2O (l) H3O+ (aq) + A- (aq)


ou como um ácido ao doar um próton a uma base

B (aq) + H2O (l) HB+ (aq) + OH- (aq)

base 1 ácido 2 ácido 1 base 2

Então a água possui um caráter anfiprótico, se comporta tanto

como uma base como ácido.

H2O (l) + H2O (l) H3O+ (aq) + OH- (aq)


Seguindo a convenção de não colocar a [ ] de espécies puras que

são constantes, o valor da constante de equilíbrio para esta reação

]].[OHO[HK -

3w

Vamos escrever de agora em diante

[H3O+] = [H+]

]].[OH[HK -

w

Kw = produto iônico da água = 1,0.10-14

A 25ºC , quando as concentrações são dadas em mol/L, uma solução

neutra possui a mesma concentração de OH- e H+

[H+] . [OH-] = 1,0.10-14 pKw = -log [Kw] =14

-7-14- 1,0.101,0.10 ][OH][H

[H+] = 1,0.10-7 pH = -log [H+] =7

[OH-] = 1,0.10-7 pOH = -log [OH-] =7

pKw = pH + pOH = 14

Obs:

A auto-ionização sempre contribui para a [H+] e [OH-] em

solução.

Em solução de ácidos e bases fortes , sua contribuição é

insignificante e pode ser desprezada.

mas para ácidos e bases muito fracos , pode ser importante

Exercício: Qual o pH de uma solução de HCl 0,1 mol/L

Qual será a concentração de OH- de equilíbrio?

H2O pura

[H+] = 10-7 mol/L pH =7

[OH-] = 10-7 mol/L pOH =7

Soluções ácidas [H+]>>> [OH-] pH <7 e pOH >7

Soluções básicas [H+]<<< [OH-]

pH >7 e pOH <7

Soluções neutras

[H+]= [OH-] pH = pOH =7

8- A RELAÇÃO ENTRE Ka e Kb

HB+ + H2O H3O+ + B

ácido 1 base 1

][HB

].[B]O[HK 3

a

Dissociação de sua base conjugada B

B+ H2O OH- + HB+ [B]

]].[OH[HBK

-

b

[B]

]].[HB[OH

][HB

].[B]O[HK.K 3

ba

w3ba K ][OH]O[HK.K

wba K K.K Para qualquer ácido- base

conjugado

Exercício: Calcular Kb para dissociação da amônia

NH3 + H2O NH4+ + OH-

Íon NH4+ Ka= 5,7 . 10-10

EQUILÍBRIO IÔNICO: HIDRÓLISE

1-INTRODUÇÃO

Hidrólise: Termo proveniente da definição de ácidos e bases de

Arrhenius.

Quebra (lise) pela água (hidro)

Hidrólise: Reação entre um ânion ou um cátion com a água com

fornecimento de íons OH- e H+ (H3O+) para a solução

2-HIDRÓLISE DE ÂNION

A- (aq) + H2O HA (aq) + OH- (aq)

Remoção do próton da molécula de H2O formando íons OH-

(basicidade da solução)

Só sofrem hidrólise ânions de ácidos fracos: a hidrólise regenera

o ácido fraco, HA, molecular não dissociado

Um ânion que hidrolisa é na verdade uma base de Lowry-

Bronsted pois aceita prótons

Quanto mais fraco for o ácido maior a tendência do seu ânion

hidrolisar

Exemplo1: O íon Cl- hidrolisa em solução aquosa?

NÃO : Porque sua hidrólise regeneraria o HCl, que é um ácido

forte e tem tendência a ficar dissociado como H+ e Cl-

F- + H2O HF + OH-

Impossível !!!

Exemplo 2: O íon CF- hidrolisa em solução aquosa?

SIM : Porque o F- é um ânion proveniente de ácido fraco (HF) , e

ele reage com a água para regenerar o ácido fraco HF na sua

forma molecular: a solução resultante terá caráter básico (OH-)

Cl- + H2O HCl + OH-

3- CONSTANTE PARA REAÇÃO DE

HIDRÓLISE DO ÂNION


b-

-

h K][A

][HA].[OHK

base

Kh= constante de hidrólise

Raramente Kh é dado em tabelas: é fácil calcular seus valores a

partir dos outros dados

Por exemplo, multiplicando o numerador e denominador da

expressão anterior por [H+]:

][H

][H.

][A

][HA].[OHK

-

-

h

Rearranjando:

a

ww--

-

hK

KK.

]][H[A

[HA]

]][H[A

]][H[HA].[OHK

1/Ka

Kw

a

wh

K

KK Ka = constante de dissociação do ácido fraco

originado na hidrólise do ânion

Exercício: Calcule o pH de uma solução de NaCN 1,0 mol/L a

25ºC. Qual a percentagem de hidrólise do ânion?

Ka do HCN = 4,0 ×10-10

4-HIDRÓLISE DE CÁTION

Remoção íon OH- da molécula de H2O para formar moléculas

de MOH e íon H+ (acidez)

M+ (aq) + H2O MOH (aq) + H+ (aq)

Só sofrem hidrólise cátions de bases fracas: a hidrólise regenera

a base fraca, MOH, molecular não dissociada

Um cátion que hidrolisa é na verdade um ácido de Lowry-

Bronsted (libera prótons em solução)

Quanto mais fraca for a base maior a tendência do seu cátion

hidrolisar e regenerar a base fraca

Exemplo 1: O íon Na+ hidrolisa em solução aquosa?

NÃO : Porque sua hidrólise regeneraria o NaOH, que é uma base

forte e tem tendência a ficar dissociada como Na+ e OH-

NH4+ + H2O NH4OH + H+

Impossível !!!

Exemplo 2: O íon NH4+ hidrolisa em solução aquosa?

SIM : Porque o NH4+ é um cátion proveniente de base fraca

(NH4OH) , e ele reage com a água para regenerar a base fraca

na sua forma molecular: a solução resultante terá caráter

ácido ( liberação H+)

Na+ (aq) + H2O NaOH (aq) + H+ (aq)

5- CONSTANTE PARA REAÇÃO DE

HIDRÓLISE DO CÁTION


ácido

ah K][M

][MOH].[HK

Kh= constante de hidrólise

Kh pode ser calculado a partir de outros valores. Por exemplo,

multiplicando o numerador e denominador da expressão anterior

por [OH-]:

][OH

][OH.

][M

][MOH].[HK

-

h

Rearranjando:

b

w-

hK

K ]][OH[H.

]][OH[M

[MOH].K

1/Kb

Kw

b

wh

K

K K

Kb = constante de dissociação da

base fraca originada na hidrólise do

cátion

Exercício: Calcule o pH de uma solução de NH4Cl 0,2 mol/L a

25ºC.

Dissociação da NH3 Kb = 1,8.10-5

6- HIDRÓLISE E pH

A hidrólise de ânion de ácido fraco, A-, pode ser considerada em 2

etapas:

1º) Combinação do ânion com íons H+, provenientes da

dissociação da água

H2O H+ + OH-

2º) O deslocamento do equilíbrio da água repor parte dos íons H+

perdidos

A- (aq) + H+ (aq) HA (aq)

Essas mudanças ocorrem simultaneamente, o resultado é

apresentado pela soma das duas equações acima


O mesmo ocorre para hidrólise de um cátion de base fraca


M+ (aq) + OH- (aq) MOH (aq)

H2O H+ + OH-

O equilíbrio da água é perturbado, e [H+]=[OH-] da água pura

é destruída de tal maneira que a solução deixa de ser neutra

Então, durante a hidrólise:

A hidrólise do cátion tende a diminuir o pH da solução (gera

H+)

A hidrólise do ânion tende a aumentar o pH da solução (gera

OH-)

6- O pH de SOLUÇÕES de SAIS

Quando um sal se dissolve em água, a solução resultante:

Ácida

Básica

Neutra

Depende da natureza do sal

1) Solução de sal de ácido forte e base forte

NaCl (s) Na+ (aq) + Cl- (aq)

pH neutro

Nem o cátion Na+ (base forte NaOH) nem o

ânion Cl- (ácido forte HCl) sofrem

hidrólise: o equilíbrio da água não é

alterado: pH=7 (água pura)

2) Solução de sal de ácido fraco e base forte

NaF (s) Na+ (aq) + F- (aq)

Na+ : não sofre hidrólise (base forte NaOH)

F- : sofre hidrólise (ácido fraco HF)

F- (aq) + H2O HF (aq) + OH- (aq)

pH básico A hidrólise do F- produz OH- em solução

3) Solução de sal de ácido forte e base fraca

NH4Cl (s) NH4+ (aq) + Cl- (aq)

Cl- : não sofre hidrólise (ácido forte HCl)

NH4+ : sofre hidrólise (base fraca NH4OH)

NH4+ (aq) + H2O NH4OH (aq) + H+ (aq)

pH ácido A hidrólise do NH4

+ produz H+ em solução

4) Solução de sal de ácido fraco e base fraca

pH depende

Se o ácido fraco originado é um eletrólito

mais forte do que a base fraca originada (pH

ácido)

Se a base fraca originada é um eletrólito mais

forte do que o ácido fraco originado (pH

básico)

Exercício: O pH da solução de NH4F em água é básico ou ácido?

Exercício: O pH da solução de NH4CN em água é básico ou

ácido?

Ka (HF) = 6,7.10-4

Kb (NH4OH) = 1,8.10-5

Kh cátion e do ânion = 5,6.10-10

ÁCIDOS e BASES MUITO FRACOS

1- CÁLCULOS DE pH de ÁCIDOS e BASES

MUITO FRACOS

Até o momento desprezamos a contribuição da auto-ionização da

água, porque a concentração de H+ e OH- (10-7 mol/L) é muito baixa

para influenciar nos cálculos

Contudo quando estamos tratando de soluções diluídas de ácidos e

bases muito fracos, deve ser levado em conta essa contribuição

De um modo geral, SEMPRE que:

1- Ka ou Kb < 10-8

2- Ka.[ácido] ou Kb.[base] ~ Kw

Incluir a contribuição

da auto-ionização da

água

Exemplo: Qual o pH de uma solução de anilina 1,0.10-4 mol/L?

Anilina = C6H5NH2 : comportamento básico

Kb = 3,94.10-10 < 10-8

Kb.[base] = 3,94.10-10. 10-4 = 3,9.10-14 ~ Kw = 10-14

Deve ser levado em conta a auto-ionização da água

Genericamente:

B (aq) + H2O HB+ (aq) + OH- (aq)

H2O + H2O H3O+ (aq) + OH- (aq)

[OH-] sistema = [OH-] base + [OH-] água (1)

[OH-] sistema = [BH+] base + [H3O+] água (2)

[B]

]].[OH[BHK

-

b

][OH

[B].K][BH

-b(3)

]].[OHO[HK -

3w

][OH

K]O[H

-

w3

(4)

Substituindo (3) e (4) em (2)

)K.[B].(K][OH

1

][OH

K

][OH

[B].K][OH wb-

w

-bsistema

-

-

wbsistema2- K.[B]K][OH

wbsistema

- K.[B]K][OH

No exemplo anterior:

14-14-4-10

sistema

- 4,94.1010.103,9.10][OH

mol/L2,223.10][OH7

sistema

-

pOH = -log [OH-]= - log (2,223.10-7) = 6,65

pH = 14- pOH = 7,35

O mesmo é válido para ácidos fracos diluídos

wasistema K.[ácido]K][H

Exercício: Calcular o pH de uma solução de fenol 1,0.10-4 mol/L

Fenol: comportamento ácido, pois doa um próton para água

C6H5OH +H2O C6H5O - + H3O+

Ka = 1,0.10-10

EQUILÍBRIO IÔNICO: SOLUÇÕES

TAMPÃO

1- DEFINIÇÃO

É solução que sofre apenas pequenas variações de pH

quando a ela são adicionados íons H+ ou OH-.

São constituídas por um ácido fraco e seu sal, ou por uma

base fraca e seu sal em concentrações próximas.

Ácida: Ácido acético e acetato de sódio (CH3COOH e

CH3COONa

Básica: Hidróxido de amônio e cloreto de amônio ( NH4OH e

NH4Cl)

Importância: Servem para preparar soluções com pH

definido ou para manter o pH de um meio em torno de um

valor desejado.

2- TAMPÕES DE ÁCIDOS FRACOS E SEUS

SAIS

Ex: Ácido acético e seu sal. A combinação de CH3COOH e

CH3COO- tampona a solução porque estabelece o seguinte

equilíbrio

CH3COOH CH3COO- + H+

A adição de H+: provoca um deslocamento do equilíbrio para

esquerda (possui acetato em quantidade suficiente para isso,

devido ao sal): H+ é consumido pelo acetato e o pH da solução

não diminui

A adição de OH-: deslocamento do equilíbrio para direita por

consumo de H+ (devido ao efeito do íon comum, o acetato

dificulta a dissociação, por isso o consumo de H+ permite que a

reação se desloque para direita ): OH- é consumido e o pH da

solução não aumenta

acetato

Em ambos os casos, grande parte do H+ e OH- adicionado

é consumido, sem alterar significativamente o pH da

solução

CH3COOH CH3COO- + H+

]COOH[CH

]COO].[CH[HK

3

-

3a

]COO[CH

COOH][CHK][H

-

3

3a

Aplicando logaritmo negativo de ambos os lados:

]COO[CH

COOH][CHloglogK]log[H-

-

3

3a

[sal]

[ácido]logpKpH a

Equação de HENDERSON-

HASSELBACK para

tampões ácidos

Exercício 1: Qual o pH de uma solução que contém iguais

concentrações de 1 mol/L de ácido acético e acetato de

sódio? Ka = 1,8.10-5

Exercício 2: Qual a mudança de pH que resultará pela

adição de 0,10 mol/L de solução de OH- nesse tampão

(Ex1)

Exercício 3: Qual a mudança de pH da água pura que

resultará pela adição de 0,10 mol/L de solução de OH-?

3- TAMPÕES DE BASES FRACAS E SEUS

SAIS

Ex: Hidróxido de amônio e cloreto de amônio. A combinação

de NH4OH e NH4+ tampona a solução porque estabelece o

seguinte equilíbrio

NH4OH NH4+ + OH-

A adição de H+: provoca um deslocamento do equilíbrio para

direita (devido ao efeito do íon comum, o íon amônio dificulta a

dissociação da base, por isso o consumo de OH- permite que a

reação se desloque para direita): H+ é consumido e o pH da

solução não diminui

A adição de OH-: provoca um deslocamento do equilíbrio para

esquerda (possui amônio em quantidade suficiente para isso,

devido ao sal): OH- é consumida e o pH da solução não aumenta

Em ambos os casos, grande parte do H+ e OH- adicionado

é consumido, sem alterar significativamente o pH da

solução

NH4OH NH4+ + OH-

OH][NH

]].[OH[NHK

4

-

4b

][NH

OH][NH.K][OH

4

4b

-

Aplicando logaritmo negativo de ambos os lados:

][NH

OH][NHloglogK]log[OH-

4

4b

[sal]

[base]logpKbpOH

Mas como pOH = 14-pH

[sal]

[base]logpKbpH-14

[sal]

[base]logpKb14pH

Equação de HENDERSON-

HASSELBACK para

tampões básicos

Exercício 1: Qual o pH de uma solução que contém iguais

concentrações de 1 mol/L de hidróxido de amônio e cloreto

de amônio? Kb= 1,75.10-5

Exercício 2: Qual a mudança de pH que resultará pela

adição de 0,10 mol/L de solução de H+ nesse tampão

(Ex1)?

Exercício 3: Qual a mudança de pH da água pura que

resultaria pela adição de 0,10 mol/L de solução de H+?

Importante !!!

O melhor par-tampão é aquele em que razão das suas

concentrações é um, e pH= pKa ou pH = 14 - pKb

Escolhe-se o ácido do tampão como aquele que tenha pKa

o mais próximo do pH que se deseja tamponar.

Exemplo: Tampão de pH=5. O ácido acético tem pKa=4,74

4- SOLUÇÕES TAMPÃO DE ÁCIDOS

POLIPRÓTICOS

A partir de um ácido fraco, H2A e seus sais NaHA e Na2A

é possível preparar dois sistemas tampões

1) H2A HA- + H+

2) HA- A

2- + H+

(K1)

(K2)

1) É constituído pelo ácido H2A e o sal NaHA

H2A HA- + H+

Ácido sal [sal]

[ácido]logpKpH a

Onde pKa= pK1

2) É constituído pelos sais NaHA e Na2A, onde o ânion HA-

funciona como componente ácido e o ânion A2- como

componente salino

HA- A

2- + H+

Ácido sal

[sal]

[ácido]logpKpH a Onde pKa= pK2

[ácido] = [HA-]

[sal] = [A2-]

Exercício 1: Calcule o pH de uma solução tampão obtida

pela mistura de 2,0 mol/L de ácido fosfórico (H3PO4) e 1,5

mol/L de bifosfato de sódio (NaH2PO4) K1= 6,9.10-3

AULA 08 - Sistemas Em Equilibrio-2012

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