Química – 12º Ano EQ. ÁCIDO - BASE

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5. Cálculo do pH de ácidos e bases fracos:

– Ácido Fraco

ex: Uma solução aquosa de ácido acético de concentração 0,10 mol/L, a 25ºC.

Na solução coexistem 2 equilíbrios:

(1) 2H2O(l) H3O+

(aq) + OH–(aq) Kw = 1,0 x 10–14

(2) CH3COOH(aq) + H2O(l) ⇔⇔ H3O

+(aq) + CH3COO–

(aq) Ka = 1,8 x 10–5 NOTA: Como Ka(CH3COOH) >>> Kw podemos dizer que: [H3O

+]total ≈≈ [H3O+]ácido = [CH3COO–]

Assim,

[H3O+]2

1,8 x10-5 = ––––––––––––– 0,10 – [H3O

+] Como 1ª aproximação temos que: 0,10 – [H3O

+] ≈≈ 0,10 logo, [H3O

+]2 = 0,10x1,8x10-5 = 1,8x10-6 óó óó [H3O

+] = 1,34x10–3 mol/L ⇒⇒ Com este valor deve-se corrigir a 1ª aproxi -mação.

[H3O

+]2 1,8 x10-5 = ––––––––––––––– ⇒⇒ [H3O

+] = …. 0,10 – 1,34x10-3

e pode prosseguir-se com este processo iterativo para um valor de pH mais rigoroso. →→ Base Fraca Idêntico ao do ácido fraco.

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6. Contribuição da água pura para o pH de soluções de ácidos e de bases sempre muito diluídas.

Nos exemplos anteriores [H30

+]total = [H30+]ácido + [H30

+]H2O ≈≈ [H30+]ácido

Vejamos o seguinte caso:

– Qual o pH de uma solução aquosa de HCl de concentração 1,0x10-8 mol/L?

HCl(aq) + H2O(l) H3O+(aq) + Cl–(aq)

[ ]i/mol.dm–3 1,0x10–8 –– 0 0 [ ]f/mol.dm–3 0 –– 1,0x10–8 1,0x10–8 o pH = -log (1,0x10-8) pH = 8 ⇒⇒ Solução alcalina (??) Rigorosamente temos: [H30

+]total = [H30+]ácido + [H30

+]H2O [OH–] = [H30

+]H2O = x Kw = [OH–] . [H30

+]total

Kw = [OH–] . ([H30+]ácido + [H30

+]H2O) Kw = x . ([H30

+]ácido + x ) Kw = x . (1,0x10-8 + x ) x2 + 1,0.10–8x – 1,0.10-14 = 0 Resolvendo : x = 9,51.10–8 V Impossível [OH–] = [H30

+]H2O = 9,51.10–8mol/L < 10–7 (Como seria de esperar pelo Princípio de Le Chatelier).

[H30+] = 1,0.10-8 + 9,51.10-8 = 10,5.10-8 mol/L

pH = 6,98 (< a 7 como seria de esperar).

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7. Misturas de Ácidos ou de Bases:

Quando se juntam dois electrólitos do mesmo tipo (ácidos ou bases), podem surgir dois “problemas”: 1º – A operação acarreta a diluição das soluções iniciais,

∴∴ [HA] ↓ ⇒ [H3O+] ↓ ⇒ pH ↑

2º – A adição de iões comuns (H3O+ ou OH–) provoca o deslocamento do

equilíbrio no sentido da reacção inversa, diminuindo assim a ionização de cada ácido ou base.

(a) Mistura de Ácidos Fortes:

Como ambos são fortes, considera-se que nenhum inibe significa-tivamente a ionização do outro, continuando os dois a sofrer ionização total. [H3O

+]total = [H3O+]ac1 + [H3O

+]ac2

(b) Mistura de Bases Fortes: (igual ao anterior) [OH–]total = [OH–]base1 + [OH–]base2

(c) Mistura deÁcido Forte com Ácido Fraco (ou Base Forte com Base Fraca)

Ex: Mistura de HCl(aq) com CH3COOH(aq) (1) HCl(aq) + H2O(l) →H3O

+(aq) + Cl–(aq)

(2) CH3COOH(aq) + H2O(l) H3O+(aq) + CH3COO–(aq)

Como [H3O

+]1 >>> [H3O+]2 ⇒ A ionização do ácido acético vai ser inibida e,

o equilíbrio desloca-se para a esquerda. Assim, [ H3O

+]total = [H3O+]1 + [H3O

+]2 ≈ [H3O+]1

( o mesmo se passa para as bases)