62186_reações de Ácidos-bases íon comum

Reações de Ácidos-BasesReações de Ácidos-Bases

Prof.: Zé Roberto Prof.: Zé Roberto

Força relativa de ácidos Força relativa de ácidos

Considere-se a seguinte reacção ácido-base:

A + H2O B + H3O+

Podemos escrever a constante de equilíbrio:

OHA

OHBK

2

3

Em soluções diluídas a concentração de água é aproximadamente constante, logo:

A

OHBKa

3

Ka é a constante de ionização do ácido ou constante de acidez.

Força relativa de bases Força relativa de bases

Para uma base fraca obtemos:

B

OHAKb

Kb é a constante de ionização da base ou constante de basicidade

Produto iónico da águaProduto iónico da água

Para a reacção de autoionização da água:

2 H20 (l) OH- (aq) + H3O+(aq)

03HOHKw

Kw é o produto iónico da água. A 25 ºC, Kw = 1× 10-14

Para um par ácido-base conjugado, obtem-se:

baw KKK

Constantes de ionização a 25 ºCConstantes de ionização a 25 ºC

Conceito de pHConceito de pH

A escala de Sorensen permite traduzir a concentração de iões H+ através da relação:

OHpH 3log

A 25 ºC, para a água pura obtemos:

7

101

1017

3

2

3314

pH

OH

OHOHOHKw

pH = 7 é o pH neutro.

Escala de pHEscala de pH

14 pOHpH

pH de líquidos comunspH de líquidos comuns

Líquido pH

Suco gástrico 1.0 – 2.0Sumo de Limão 2.4Vinagre 3.0Sumo de Laranja 3.5Urina 4.8 – 7.5Água exposta ao ar 5.5Saliva 6.4 – 6.9Leite 6.5Água pura 7.0Sangue 7.35 – 7.45Lágrimas 7.4Produtos de limpeza (amónia) 11.5

Cálculos de equilíbrio Cálculos de equilíbrio

Considere-se a reacção: HCOOH (aq) H+ (aq) + HCOO- (aq)Calcular o pH de uma solução 0.1 M de HCOOH sabendo que Ka = 1.7× 10-4.

HCOOH H+ HCOO-

início 0.1 0 0equilíbrio 0.1 – x x x

4.2101.4log

101.4

1.0 pois 107.11.0

107.11.0

3

3

42

42

pH

Mx

xx

x

xKa

Aproximação é válida quando 100×Ka < Cinicial

Desprezou-se a auto-ionização da água!

Outro exemploOutro exemplo

Calcular o pH de uma solução de metilamina 0.26 M, sabendo que Kb = 4.4×10-4

CH3NH2 + H2O CH3NH3+ + OH-

CH3NH2 CH3NH3+ OH-

início 0.26 0 0equilíbrio 0.26 – x x x

03.1297.114

97.1

1007.1

0104.426.0104.4

26.0

2

442

2

pH

pOH

x

xx

x

xKb

Ácidos dipróticos e polipróticosÁcidos dipróticos e polipróticos

H2CO3 H+ + HCO3- Ka1 = 6.5x10-2

HCO3- H+ + CO3

2- Ka2 = 6.1x10-5

H3PO4 H+ + H2PO4- Ka1 = 7.5x10-3

H2PO4- H+ + HPO4

2- Ka2 = 6.2x10-8

HPO42- H+ + PO4

3- Ka3 = 4.8x10-13

Se Ka1 >> Ka2, pode considerar-se apenas o primeiro equilíbrio!

Hidrólise salinaHidrólise salina

O termo hidrólise salina (ou hidrólise) descreve a reação de um ânião ou cátion de um sal, ou de ambos, com a água. Esta reação pode afetar o pH!

NaNO3(aq) Na+(aq) + NO3-(aq)

O ião NO3- provêm de um ácido forte (HNO3) e não tem afinidade com

o ião H+, logo não reage. O Na+ provêm de uma base forte e também não reage. A solução aquosa de nitrato de sódio é neutra.

Geralmente, as soluções aquosas de metais alcalinos ou alcalino-terrosos são neutras!

Propriedades ácido-base dos saisPropriedades ácido-base dos sais

Soluções básicas: CH3COONa(aq) CH3COO-(aq) + Na+(aq)

O ião acetato é a base conjugada de um ácido fraco, logo:

CH3COO-(aq) + H2O(l) CH3COOH(aq) + OH-(aq)

10

3

3 106.5

COOCH

OHCOOHCHKb

Calcular o pH de uma solução 0.15 M de acetato de sódio.

6

112

210

1016.9

104.8

15.0106.5

x

x

x

x

96.8

101.1

1019

14

pH

H

HOH

Soluções ácidas (produzidas por sais)Soluções ácidas (produzidas por sais)

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

O ião cloreto não hidrolisa, mas o ião NH4+ é um ácido

conjugado de uma base fraca, logo:

NH4+(aq) + H2O(l) NH3(aq) + H3O+(aq)

105

14

106.5108.1

101

b

wa K

KK

Dá origem a uma solução ácida!

Propriedades ácido-base dos sais Propriedades ácido-base dos sais (resumo)(resumo)

Tipo Exemplos Iões que hidrolisam pH da soluçãocatião de base NaCl nenhum 7forte e anião de KNO3

acido forte etc..Catião de base CH3COONa anião > 7 (básico)forte e anião de KNO2

ácido fraco etc.catião de base NH4Cl catião < 7 (ácido)fraca e anião de NH4NO3

ácido fortecatião de base NH4NO2 anião e catião < 7 se Kb < Ka

fraca e anião de NH4CN ~ 7 se Kb Ka

ácido fraco > 7 se Kb > Ka

Catião pequeno AlCl3

fortemente Fe(NO3)3 catião hidratado < 7carregado

Efeito do Íon ComumEfeito do Íon Comum

É a limitação da ionização de um ácido É a limitação da ionização de um ácido (ou base) pela presença de concentração (ou base) pela presença de concentração significativa de sua base (ou ácido) significativa de sua base (ou ácido) conjugada.conjugada.

Efeito do ião comum Efeito do ião comum

A presença de um ião comum elimina a ionização de um ácido fraco ou de uma base fraca.

CH3COONa(s) CH3COO-(aq) + Na+ (aq)CH3COOH(aq) CH3COO-(aq) + H+ (aq)

Lei de Le Chatelier!

Uma solução contendo CH3COOH e CH3COONa será menos ácida que uma solução contendo apenas CH3COOH na mesma concentração!

EFEITO DO ÍON COMUMEFEITO DO ÍON COMUM

Adição de acetato provoca o deslocamento Adição de acetato provoca o deslocamento do equilíbrio no sentido dos reagentes, do equilíbrio no sentido dos reagentes, diminuindo a diminuindo a [H[H++] e aumentando] e aumentando o pH. o pH.

[CH3COOH] [CH3COO-]add % Dissociação* pH

0.10 0.00

0.10 0.050

0.10

0.10 0.10

0.15

1.3

0.036

0.018

0.012

2.89

4.44

4.74

4.92

EFEITO DO ÍON COMUMEFEITO DO ÍON COMUM

OBSERVE ESTA OBSERVE ESTA ILUSTRAÇÃO E DIGA ILUSTRAÇÃO E DIGA O QUE ACONTECEUO QUE ACONTECEU..

Adição de CHAdição de CH33COOCOO--

Formação de CHFormação de CH33COOH COOH

Consumo de HConsumo de H33OO++

EXPERIMENTOEXPERIMENTO

FAIXA DE pH - INDICADORFAIXA DE pH - INDICADOR

Exemplo.: 1Exemplo.: 1

O pH de ácido acético 0,25M é 2,67. Qual O pH de ácido acético 0,25M é 2,67. Qual é o pH se a solução é 0,25M de ácido é o pH se a solução é 0,25M de ácido acético e 0,10M de acetato de sódio?acético e 0,10M de acetato de sódio?

EFEITO DO ÍON COMUMEFEITO DO ÍON COMUM

Resolução:

• Primeiro, coloque as concentrações das várias espécies em uma tabela IVE:

Equação Equação CHCH33COCO22H+ HH+ H22O HO H33OO++ + CH + CH33COCO22--

Inicio (M)Inicio (M) 0,250,25 00 0,100,10

Variação Variação (M)(M)

-X-X +X+X +X+X

Equilíbrio Equilíbrio (M)(M)

0,25 - X0,25 - X XX 0,10 + X0,10 + X

Para determinar a concentração de íons hidrônio, monte a expressão Para determinar a concentração de íons hidrônio, monte a expressão comum da constate de equilíbrio:comum da constate de equilíbrio:

KKaa = 1,8 x 10 = 1,8 x 10-5-5 = [H = [H33OO++] [CH] [CH33COCO22--] / [CH] / [CH33COCO22H] H]

KKaa = (x) . (0,10 + x) / 0,25 – x = (x) . (0,10 + x) / 0,25 – x

KKaa = (x) . (0,10) / 0,25 = (x) . (0,10) / 0,25

(x) . (0,10) = K(x) . (0,10) = Ka . a . 0,250,25

X = 1,8 x 10X = 1,8 x 10-5-5 . 0,25 / 0,10 . 0,25 / 0,10

X = 4,5 . 10X = 4,5 . 10-5-5 M M

pH = -log [HpH = -log [H33OO++] como: [H] como: [H33OO++] = x] = x

pH = -log 4,5 . 10pH = -log 4,5 . 10-5-5 M M

pH = 4,35pH = 4,35

Resolução:

Equação de Henderson-HasselbalchEquação de Henderson-Hasselbalch

Consideremos um ácido fraco: HA(aq) H+(aq) + A-(aq)

HA

AKH

A

HAKH

AHAKHHA

AHK

a

a

aa

logloglog

logloglog

/ou

ácido

conj. baselog apKpH

Aplicação da equaçãoAplicação da equaçãoGeralmente são conhecidas as concentrações iniciais do ácido fraco e do sal. Desde que sejam elevadas ( > 0.1 M) podemos usar as concentrações iniciais como concentrações de equilíbrio.

Qual é o pH de uma solução 0.3 M de HCOOH e 0.52 M em HCOOK?

01.473.1log77.3

77.3

107.1

3.0

52.0log

4

pH

pK

K

pKpH

a

a

a

Soluções tampãoSoluções tampão

Uma solução tampão é uma solução de um ácido ou base fraca, de um seu sal, com ambos os componentes presentes. Tem a capacidade de resistir a variações no pH resultantes da adição de pequenas quantidades de ácidos ou bases. São muito importantes em sistemas químicos e biológicos!

Cálculos envolvidosCálculos envolvidos

Calcular o pH de um sistema tampão NH3(0.3M)/NH4Cl(0.36M).

17.936.0

3.0log25.9

106.5)(

108.1)(

104

53

pH

K

KNHK

NHK

b

wa

b

Curvas de distribuiçãoCurvas de distribuiçãoA relação entre o pH e a quantidade de ácido ou base conjugada presentes percebe-se melhor estudando a curva de distribuição, que mostra a fração de espécies presentes em função do pH.

Gama Tampão: pH = pKa ± 1.00

PREPARAÇÃO DE UM PREPARAÇÃO DE UM TAMPÃOTAMPÃO

Preparar tampão acetato 0,3M de pH=4,47 (pKPreparar tampão acetato 0,3M de pH=4,47 (pKaa=4,77)=4,77)

]HA[

]A[log77,447,4

]HA[

]A[logpKpH a

]HA[

]A[logpKpH a

]HA[

]A[)pKpHlog(anti a

]HA[

]A[log77,447,4

]A[

]HA[log3,0

]A[

]HA[2

0,1M][A M 0,2[HA] -

EXERCÍCIOEXERCÍCIO

Calcule a razão [AcCalcule a razão [Ac--]/[HAc] em um tampão de ]/[HAc] em um tampão de acetato 0,2 acetato 0,2 mol.Lmol.L-1-1 com o com o pH = 5,00pH = 5,00