aula 7 e 8 solução tampão modificada
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Prof. Ednilton M. Gama
Química Analítica Qualitativa Farmacêutica
SOLUÇÕES AQUOSAS E EQUILÍBRIOS
QUÍMICO
Parte 2
1
A maior parte dos ácidos e bases têm comportamento de eletrólitos fracos. Os ácidos e bases fortes constituem exceções a uma regra geral.
1.Ácido cianídrico
HO C N
2. Ácido hipocloroso
ClHO H C
O
OH
3.Ácido fórmico OH
O
CCH34.Ácido acético
C
O
OH
5. Ácido benzóico
Reações e cálculos de pH em soluções de ácidos fracos
2
Química Analítica Clássica
Considere a reação de dissociação em água de um ácido fraco genérico:
Ou simplesmente:
No equilíbrio:
HA + H2O H3O+(Aq.) + A-
(Aq.)
ÁCIDO (1) BASE (2) ÁCIDO (2) BASE (1)
HA + H2O H3O+(Aq.) + A-
(Aq.)
ÁCIDO (1) BASE (2) ÁCIDO (2) BASE (1)
HA H3O+ (Aq.) + A-
(Aq.)
KA = [H3O+] [A-] [HA]
Reações e cálculos de pH em soluções de ácidos fracos
3
Química Analítica Clássica
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
4
Química Analítica Clássica
Exercício 7: Calcule a concentração de íon hidrônio presente em uma solução de ácido nitroso 0,120 mol L-1. O equilíbrio principal é
Solução a):
HNO2 + H2O H⇆ 3O+ + NO2-
Ka = 7,1 x 10-4
Reações e cálculos de pH em soluções de ácidos fracos
Ka = 7,1 x 10-4 = [H3O+] [NO2-]
[HNO2]
[H3O+] = [NO2-] e [HNO2] = CA – [ H3O+].
Então: [HNO2] = 0,12 – [ H3O+] 7,1 x 10-4 = [H3O+]2
0,12 – [H3O+] [H3O+]2 + 7,1 x 10-4[H3O+] – 8,52 x 10-5
= O
Resolvendo a equação do segundo grau para [H3O+] temos:[H3O+] = 8,9 x 10-3 mol L-1
pH = -log [H3O+] = 2,05 5
Química Analítica Clássica
Reações e cálculos de pH em soluções de ácidos fracosb) No exemplo anterior, se considerarmos que 0,12 – [H3O+] ≈ 0,12. Então a equação:
Se torna:
Rearranjando a equação anterior obtém-se: [H3O+]2 = 8,52 x 10-5
A raiz quadrada: [H3O+] = [H3O+] = 9,23x 10-3 mol L-1
pH = -log [H3O+] = 2,03
Então, quando CA >>> Ka [H+] =
7,1 x 10-4 = [H3O+]2
0,12 – [H3O+]
7,1 x 10-4 = [H3O+]2
0,12
51052,8
aAKC6
Química Analítica Clássica
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 alumínio7
Química Analítica Clássica
HIDRÓLISE DE SAISClasse 1 – Sais derivados de ácidos fortes e bases fortesClasse 1 – 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 H⇆ 3O+ + OH-
3 H O OH
Solução neutra8
Química Analítica Clássica
Hidrólise de saisClasse 2. Sais derivados de ácidos fracos e bases fortesClasse 2. 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.
9
Classe 3. Sais derivados de ácidos fortes e bases fracasClasse 3. Sais derivados de ácidos fortes e bases fracasSolução 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.
Química Analítica Clássica
Hidrólise de sais
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Química Analítica Clássica
Hidrólise de saisClasse 4. Sais derivados de ácidos fracos e bases fracasClasse 4. 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 ácidaSe Ka < Kb, a solução será básicaSe Ka = Kb, a solução será neutra
11
Cálculos de pH Hidrólise de ÂnionsHidrólise de Ânions
Equilíbrios:A- + H2O ↔ HA + OH-
HA + H2O ↔ H3O+ + A-
12
][
]][[
A
OHHAKhConstante de hidrólise
haw KKK
][
]][[ 3
HA
AOHKa
Constante de dissociação do ácido
Cálculos de pHExercício 9Calcule o pH em uma solução de NaCN 1,0 mol L-1.
CN- + H2O ↔ HCN + OH-
13
][
]][[
CN
OHHCNKh
a
wh K
KK 5
10
14
105,2100,4
1000,1
hK
][
][ 2
OHC
OHK
CNh
][0,1
][105,2
25
OH
OH
0105,2][105,2][ 552 OHOH13100,5][ LmolOH
70,11pH30,2pOH
Cálculos de pH Hidrólise de CátionsHidrólise de Cátions Equilíbrios:
B+ + H2O ↔ BOH + H3O+
BOH ↔ B+ + OH-
14
][
]][[
B
HBOHKhConstante de hidrólise
hbw KKK
Constante de dissociação da base ][
]][[
BOH
OHBKb
Cálculos de pHExercício 10Calcule o pH de uma solução de NH4Cl 0,20 mol L-1.
NH4+ + H2O ↔ NH3 + H3O+
15
][
]][[
4
33
NH
OHNHKh
b
wh K
KK 10
5
14
106,5108,1
1000,1
hK
][
][
3
23
4
OHC
OHK
NH
h][20,0
][106,5
3
2310
OH
OH
01012,1][106,5][ 103
1023 OHOH
153 101,1][ 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 doisdois tipos de soluções tampão:
Mistura de ácido fraco com sua base conjugadaMistura de uma base fraca com seu ácido conjugado
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Química Analítica Clássica
Soluções tampãoTampão 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.
17
Tampão é uma solução que contém concentrações suficientes (em torno de 0,5 a 1,5 mol/L) de um ácido fraco (HA) e de sua base conjugada (A-)
Se adicionarmos a um tampão um ácido forte, os íons H3O+ por ele liberados são quase que totalmente consumidos pela base conjugada.
A- + H3O+ ↔ HA + H2O
A modificação no pH será insignificante desde que a concentração do ácido forte adicionado seja bem menor que a concentração da base conjugada.
Mecanismo de funcionamento do tampão
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Soluções TampãoSolução aquosa de ácido acético e acetato de sódio: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.
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Química Analítica Clássica
HA(aq) H+(aq) + A-
(aq)
ácido
conj. baselog apKpH
È empregada para calcular o pH de soluções tampão,
Ela é obtida representando-se cada termo presente no Ka na forma de seu logaritmo negativo e invertendo a razão das concentrações para manter todos os sinais positivos:
Equação de Henderson-Hasselbalch
pK se refere ao logaritmo negativo de uma constante de equilíbrio . Quando K aumenta, sua função p decresce e vice-versa.
quanto maior o Ka e menor o pKa mais forte é o ácido.
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É a quantidade de ácido ou base que um tampão pode neutralizar antes que o pH comece a variar a um grau apreciável.
Depende da quantidade de ácido e base da qual o tampão é feito.
Capacidade de Tampão
È a medida de quanto uma solução resiste a mudança no pH quando um ácido ou uma base forte é adicionada.
ou ainda,
21
A característica mais notável da capacidade tamponante é que ela alcança um máximo quando pH = pKa, ou seja, um tampão é mais eficaz em resistir a mudança de pH quando pH = pKa, isto é, [HÁ] = [A-].
Na escolha de um tampão para um experimento, deve-se buscar um cujo pKa seja o mais próximo possível do pH desejado. A faixa de pH útil de um tampão geralmente é considerada pKa 1unidade de pH.
A capacidade tamponante também pode ser aumentada aumentado a concentração do tampão.
Capacidade de Tampão
22
Geralmente 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.
Exemplo: 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
Aplicação da equação
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Outro exemplo: Calcular o pH de um sistema tampão NH3(0.3M)/NH4Cl(0.36M). Obs: a constante da base conjugada é Kb = 1,8 x 10-5 e a da água é Kw = 1,0 x 10-14
17.936.0
3.0log25.9
106.5)(
108.1)(
104
53
pH
K
KNHK
NHK
b
wa
b
24
4) Calcule as concentrações dos íons hidrônio e hidróxido e o pH e o pOH de uma solução aquosa de NaOH 0,200 mol L-1 a a 25ºC.
5) Calcule o pH, pOH e [OH-] de uma solução aquosa cuja concentração hidrogeniônica [H+] é 10-2 mol L-1.
25
Prof. Ednilton M. Gama 26
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