aula 08 - sistemas em equilibrio-2012
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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)
ácido 1 base 2 ácido 2 base 1
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)
ácido 1 base 2 ácido 2 base 1
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
A- (aq) + H2O HA (aq) + OH- (aq)
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
M+ (aq) + H2O MOH (aq) + H+ (aq)
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
A- (aq) + H2O HA (aq) + OH- (aq)
O mesmo ocorre para hidrólise de um cátion de base fraca
M+ (aq) + H2O MOH (aq) + H+ (aq)
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