Post on 24-Nov-2018
Equilíbrio Iônico
• A auto- ionização da água pura produz
concentração muito baixa de íons H3O+
ou H+ e OH- .
ou
Ou seja apresenta um baixíssimo grau de ionização.
1- Reação de auto-ionização da água
H2O H+(aq) + OH-(aq) (I)
H2O + H2O H3O+(aq) + OH-(aq) (II)
• Logo , para o equilíbrio (II) , tem-se:
1- Reação de auto-ionização da água
K = [H3O+] [OH-]
[H2O] 2
K [H2O] 2 = [H3O+] [OH-]
[H2O] = 55,5 mol/L
constante (25 ºC)
Kw = [H3O+] [OH-]
constante de ionização
da água
• Medida de condutividade elétrica:
1- Reação de auto-ionização da água
[H3O+] = [OH-] = 1,0 x 10-7 mol/L 25 ºC
Kw = [H3O+] [OH-]
= (1,0 x 10-7) (1,0 x 10-7)
= 1,0 x 10-14
Kw = 1,0 x 10-14 25 ºC
constante de ionização da água
2- Equilíbrio Ácido-Base nas soluções
• Para soluções aquosas, 25 ºC:
Solução neutra: [H3O+] = [OH-]
[H3O+] = [OH-] = 1,0 x 10-7 mol/L
Solução ácida: [H3O+] > [OH-]
[H3O+] > 1,0 x 10-7 mol/L e
[OH-] < 1,0 x 10-7 mol/L
Solução básica: [H3O+] < [OH-]
[H3O+] < 1,0 x 10-7 mol/L e
[OH-] > 1,0 x 10-7 mol/L
3- pH
Escala de pH
amônia
suco de limão
vinagre
vinho tomate
café preto
leite saliva chuva
leite de magnésia
suco gástrico
bórax
água do mar sangue, lágrimas
NaOH, 0,1mol/L
ma
is á
cid
o
ma
is
bá
sic
o
• Logaritmo (na base 10) do inverso da concentração de íon hidrônio, ou logaritmo da concentração de H3O+ tomado com o sinal negativo.
3-Cálculo de pH
pH = -log [H+] pOH = -log [OH-]
pH + pOH = 14 a 25 C
• Exercício 1
Calcule as concentrações de íons hidrônio e hidróxido e o pH e
pOH de uma solução aquosa de NaOH 0,200 mol L-1, a 25°C.
• Exercício 2
Calcule o pH de uma solução em que [H3O+] é 4,0 x 10-5 mol L-1.
pH = -log [H+]
pH = - log [4,0 x 10-5]
pH = 4,4
• Exercício 3
Calcule a [H3O+] que corresponde ao pH = 5,6.
pH = -log [H+]
5,6 = -log [H+]
-5,6 = log [H+]
10-5,6= [H+]
CONSTANTES DE DISSOCIAÇÃO ÁCIDO-BASE
HA + H2O ⇆ H3O+ + A-
Equilíbrio ácido-base mais comum ocorre em água.
Considerando o equilíbrio entre um ácido HA e água:
HA ⇆ H3O+ + A- a
H AK
HA
Ka é a constante de dissociação do ácido
O mesmo raciocínio pode ser realizado para uma base BOH dissociada em água:
BOH ⇆ B+ + OH-
b
B OHK
BOH
Kb é a constante de dissociação da base
4
3
b
NH OHK
NH
B) NH3 + H2O ⇆ NH4+ + OH-
3 2
2
a
H O NOK
HNO
A) HNO2 + H2O ⇆ H3O+ + NO2-
Ka é a constante de acidez
Exemplos
Kb é a constante de basicidade
Algumas constantes de dissociação ácida a 25ºC
A maior parte dos ácidos e bases têm comportamento de eletrólitos fracos. Os ácidos e bases fortes constituem exceções a uma regra geral.
A seguir são apresentadas as fórmulas estruturais de alguns ácidos fracos:
1.Ácido cianídrico
HO C N
2. Ácido hipocloroso
ClHO H C
O
OH
3.Ácido fórmico OH
O
CCH3
4.Ácido acético
C
O
OH
5. Ácido benzóico
Reações e cálculos de pH em soluções de ácidos fracos
Para o cálculo, considere que a concentração analítica é CA mol L-1
No equilíbrio, sabe-se que [H3O+] = [A-]
Ka pode ser escrita como:
Lembre que: [HA] = CA - [H+]
Ka = [H3O+]2
[HA]
[H3O+] 2 = Ka [HA]
Reações e cálculos de pH em soluções de ácidos fracos
Lei da diluição de Ostwald
É a relação matemática entre a constante de ionização e o grau de ionização de um eletrólito (ácido ou base).
• A Lei da diluição de Ostwald é expressa por:
Sendo:
• Ka = constante de ionização dos ácidos
• M = concentração molar em mol/L
• α = grau de ionização
Se α ≤ 5%, admite-se a seguinte sentença
pois o resultado de 1 - α ≈ 1
HIDRÓLISE DE SAIS
Quando sais são dissolvidos em água, nem sempre a solução resultante será neutra.
Classe do sal Exemplo
1. Sais derivados de ácidos fortes e bases fortes Cloreto de sódio
2. Sais derivados de ácidos fracos e bases fortes Acetato de sódio
3. Sais derivados de ácidos fortes e bases fracas Cloreto de amônio
4. Sais derivados de ácidos fracos e bases fracas Acetato de alumínio
HIDRÓLISE DE SAIS
– Sais derivados de ácidos fortes e bases fortes
Quando dissolvidos em água, apresentam reação neutra, pois ambos são ácidos e bases conjugadas de ácidos e bases fortes.
Equilíbrio da água não é perturbado
2H2O ⇆ H3O+ + OH-
3H O OH
Solução neutra
Hidrólise de sais Sais derivados de ácidos fracos e bases fortes
Solução de acetato de sódio (NaOAc):
NaOAc ↔ Na+ + OAc-
OAc- + H2O ↔ HOAc + OH-
Reação global: NaOAc + H2O ↔ HOAc + Na+ + OH-
Ânion de ácido fraco reage com a água formando um ácido fraco não dissociado.
A solução resultante é básica.
Em geral sais de ácidos fracos e bases fortes produzem soluções básicas, com o grau de basicidade de pendendo do Ka do ácido fraco associado.
Quanto menor Ka do ácido fraco, maior o grau de basicidade da solução aquosa.
Sais derivados de ácidos fortes e bases fracas
Solução aquosa de cloreto de amônio (NH4Cl):
NH4Cl ↔ NH4+ + Cl-
NH4+ + 2H2O ↔ NH4OH + H3O+
Reação global: NH4Cl + 2H2O ↔ NH4OH + Cl- + H3O+
Cátion de base fraca reage com a água formando uma base fraca não dissociada.
A solução resultante é ácida.
Em geral sais de bases fracas e ácidos fortes produzem soluções ácidas.
Quanto menor Kb , maior o grau de acidez da solução aquosa.
Hidrólise de sais
Hidrólise de sais Sais derivados de ácidos fracos e bases fracas
Solução aquosa de acetato de amônio (NH4AOc): NH4OAc ↔ NH4
+ + OAc- NH4
+ + 2H2O ↔ NH4OH + H3O+ OAc- + H2O ↔ HOAc + OH-
Um sal deste tipo, produto da reação entre um ácido fraco e uma base fraca, pode gerar tanto soluções ácidas quanto básicas dependendo dos valores relativos de Ka e Kb.
Se Ka > Kb, a solução será ácida Se Ka < Kb, a solução será básica Se Ka = Kb, a solução será neutra
Cálculos de pH Hidrólise de Ânions
Equilíbrios:
A- + H2O ↔ HA + OH-
HA + H2O ↔ H3O+ + A-
21
][
]][[
A
OHHAKhConstante de hidrólise
haw KKK
][
]][[ 3
HA
AOHKa
Constante de dissociação do ácido
Cálculos de pH
Exercício
Calcule o pH em uma solução de NaCN 1,0 mol L-1.
CN- + H2O ↔ HCN + OH-
22
][
]][[
CN
OHHCNKh
a
wh
K
KK
5
10
14
105,2100,4
1000,1hK
][
][ 2
OHC
OHK
CN
h][0,1
][105,2
25
OH
OH
0105,2][105,2][ 552 OHOH
13100,5][ LmolOH
70,11pH
30,2pOH
Cálculos de pH Hidrólise de Cátions
Equilíbrios:
B+ + H2O ↔ BOH + H3O+
BOH ↔ B+ + OH-
23
][
]][[
B
HBOHKhConstante de hidrólise
hbw KKK
Constante de dissociação da base ][
]][[
BOH
OHBKb
Cálculos de pH
Exercício
Calcule o pH de uma solução de NH4Cl 0,20 mol L-1.
NH4+ + H2O ↔ NH3 + H3O+
24
][
]][[
4
33
NH
OHNHKh
b
wh
K
KK
10
5
14
106,5108,1
1000,1hK
][
][
3
2
3
4
OHC
OHK
NH
h
][20,0
][106,5
3
2
310
OH
OH
01012,1][106,5][ 10
3
102
3 OHOH
15
3 101,1][ LmolOH 96,4pH
Soluções Tampão
São misturas de soluções de eletrólitos que resistem à variação de pH quando pequenas quantidades de ácidos ou bases são adicionadas ao sistema.
As soluções tampão sofrem pequenas variações por diluição.
São constituídas por misturas de soluções ácidos fracos e bases fracas. Para fins práticos existem dois tipos de soluções tampão:
Mistura de ácido fraco com sua base conjugada
Mistura de uma base fraca com seu ácido conjugado
25
Soluções tampão
Tampão mistura de um ácido fraco e sua base conjugada, ou uma base fraca com seu ácido conjugado.
Soluções tampão resistem a variações de pH decorrentes da diluição ou da adição de ácidos ou bases a um sistema reacional;
As soluções tampão são usadas para manter o pH de soluções relativamente constantes, ou seja, com apenas pequenas variações de pH.
Soluções tampão
A adição de ácido ou base a uma solução tampão interfere com os seguintes equilíbrios, exemplificados para o caso de uma solução tampão de um ácido fraco HA e sua base conjugada, A-:
1) HA + H2O ↔ H3O+ + A-
2) A- + H2O ↔ HA + OH-
Soluções Tampão Solução aquosa de ácido acético e acetato de sódio:
1) HOAc + H2O ↔ H3O+ + OAc-
2) OAc- + H2O ↔ HOAc + OH-
A adição de uma pequena quantidade de H3O+ leva à reação:
H3O+ + OAc- ↔ HOAc + OH-
Ocorre pequena variação no pH, uma vez que a quantidade de H3O+ adicionado é muito menor que a concentração analítica de NaOAc.
A adição de pequena quantidade de OH- leva à reação:
OH- + H3O+ ↔ 2 H2O
Ocorre pequena variação no pH, uma vez que a quantidade de OH- adicionado é muito menor que a concentração analítica de HOAc. 28
Soluções Tampão Solução de amônia e cloreto de amônio:
1) NH3 + H2O ↔ NH4+ + OH-
2) NH4+ + H2O ↔ NH3 + H3O+
A adição de uma pequena quantidade de H3O+ leva à reação:
H3O+ + OH- ↔ 2 H2O Ocorre pequena variação de pH, uma vez que a quantidade
de H3O+ adicionado é muito menor que a concentração analítica de NH3.
A adição de uma pequena quantidade de OH- leva à reação:
OH- + NH4+ ↔ NH3 + H2O
Ocorre pequena variação de pH, uma vez que a quantidade de OH- adicionado é muito menor que a concentração analítica de NH4Cl.
29
Soluções Tampão A dissociação de um ácido fraco HA ocorre da seguinte forma:
HA + H2O ↔ H3O+ + A-
Então,
30
][
][][ 3
A
HAKOH a
][
][log][log 3
A
HAKOH a
][
][log
HA
ApKpH a
Equação de Henderson-Hasselbalch