capitulo 5 - acidos e bases

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Ácidos e bases Prof. Silvio César de Oliveira Química Geral 2 UFMS -2013 Química Licenciatura

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Page 1: Capitulo 5 - Acidos e Bases

Ácidos e bases

Prof. Silvio César de Oliveira

Química Geral 2

UFMS -2013

Química Licenciatura

Page 2: Capitulo 5 - Acidos e Bases

Reações de Ácidos e Bases

- Ácido: latim, “acidus”azêdo

( Frutas cítricas, vinagre)

-Papel “tornasol” (líquen) rosa

(indicador).

-Bases: soluções alcalinas

Árabe: Al-qali ( cinzas de plantas)

-Soda, amoníaco, cal.

-Papel “tornasol”azul.

Os primeiros químicos aplicaram o termo ácido a substâncias que

tinham um sabor azedo acentuado. Ex.: vinagre.

Page 3: Capitulo 5 - Acidos e Bases

Função química corresponde a um conjunto de

substâncias que apresentam propriedades químicas

semelhantes.

As substâncias inorgânicas podem ser classificadas

em quatro funções:

Ácidos

Bases

Sais

Óxidos

Assim, numa reação química, todos os ácidos, por

exemplo, terão comportamento semelhante.

Nos restringiremos, neste momento, aos ácidos e bases!

Função Química: Ácidos e Bases

Page 4: Capitulo 5 - Acidos e Bases

As semelhanças nas propriedades das substâncias foram inicialmente identificadas

pelo estudo de soluções de ácidos e bases em ÁGUA (meio aquoso), que levaram

as definições de Arrhenius de ácidos e bases.

Porém os químicos descobriram que as reações entre ácidos e bases também ocorriam

em meios não-aquosos e até mesmo na ausência de solventes.

A definição geral teve que ser descartada e substituída por uma definição mais ampla

que contivesse este novo conhecimento.

Page 5: Capitulo 5 - Acidos e Bases

Ácidos e Bases em solução aquosa

Definição de Svante Arrhenius (de 1884)

Arrhenius definiu um acido com um composto que uma vez ionizado

em água libera o cátion hidronio ou hidroxônio (H3O+ ) ou, mais

simplificadamente, íon H+) e base um composto que libera íon

hidróxido (OH-).

Exemplo:

HCl é um ácido de Arrhenius pois em meio aquoso libera H+:

HCl (g) H+ (aq) + Cl- (aq)

A amônia é uma base de Arrhenius:

NH3 (aq) + H2O (l) NH4+ (aq) + OH- (aq)

O sódio metálico, embora produza íons OH- quando reage

com a água não conta como uma base de Arrhenius porque é

um elemento e não um composto como requer a definição.

2Na (s) + 2H2O (l) 2NaOH (aq) + H2 (g)

O íon H+ interage com a molécula de água:

Page 6: Capitulo 5 - Acidos e Bases

Ionização de um Ácido

HCl + H2O H3O+ + Cl-

H2SO4 + 2H2O 2H3O+ + SO4

2-

H3PO4 + 3H2O 3H3O+ + PO4

3-

Outros exemplos:

Page 7: Capitulo 5 - Acidos e Bases

O conceito de ácido e base de Arrhenius, embora útil, tem

limitações. Porque é restrito a soluções aquosas.

Em 1923, os químicos Bronsted (dinamarques) e Lowry (ingles),

separadamente, propuseram uma definição mais geral.

O conceito deles é baseado no fato de que as reações ácido-base

envolvem transferência de prótons (ions H+) de uma substancia para

outra.

Page 8: Capitulo 5 - Acidos e Bases

Reações de transferência de Próton

• Focaremos no H+(aq). • Brønsted-Lowry: o ácido doa H+ e a base recebe H+. • A base de Brønsted-Lowry não precisa conter OH-. • Considere HCl(aq) + H2O(l) H3O+(aq) + Cl-(aq):

– o HCl doa um próton para a água. Conseqüentemente, o HCl é um ácido.

– a H2O recebe um próton do HCl. Conseqüentemente, a H2O é uma base. • A água pode se comportar tanto como ácido quanto como base. • As substâncias anfóteras podem se comportar tanto como ácidos quanto como

bases.

Qdo um próton é transferido de HCl para H2O, HCl atua como um ácido de Bronsted-Lowry e H2O atua como uma base de B-L.

Page 9: Capitulo 5 - Acidos e Bases

Ácidos e Bases de Brønsted-Lowry

Doador de prótons ácido

Aceita prótons base

-(aq)(aq)3(l)2(aq) Cl OH OH HCl

Page 10: Capitulo 5 - Acidos e Bases

Ácidos e Bases de Lewis

É uma teoria geral sobre o conceito ácido-base, relacionando o compartilhamento de

elétrons, tanto em soluções como na fase gasosa.

ácido: substância capaz de aceitar um par de elétrons de um outro átomo para formar

uma ligação. Em geral são cátions metálicos ou compostos deficientes de elétrons;

BF3 , o átomo de boro é rodeado de 3 pares de elétrons.

base: substância capaz de doar um par de elétrons para outro átomo formando nova

ligação. Em geral, são espécies neutras ou aniônicas, como bases de Bronsted.

NH3 , o átomo de N tem três pares de ligação e um par livre.

Reações :

BF3 + :NH3 F3B – NH3

Ácido base aduto ou complexo

Cu2+ (aq) + 4 NH3 (aq) = [Cu(NH3)4]2+ (aq)

Equilíbrio ácido base complexo

ácidos neutros: CO2 (aq) + OH- (aq) = HCO3- (aq)

ácido base

CO2 (aq) + H2O (l) = H2CO3 (aq)

ácido base doando um par de elétron para o C

Page 11: Capitulo 5 - Acidos e Bases

Hidrogênios ionizáveis

Os hidrogênios que fornecem H3O+ são chamados de

hidrogênios ionizáveis. São aqueles que se ligam ao

elemento mais eletronegativo na molécula do ácido.

Geralmente a quantidade de hidrogênios do ácido é

a mesma que pode ionizar, mas existem exceções:

H3PO3 + 2H2O 2H3O+ + HPO3

2- apenas 2H+

H3PO2 + H2O H3O+ + H2PO2

1- apenas 1H+

Ácido fosforoso

Ácido hipofosforoso

Page 12: Capitulo 5 - Acidos e Bases

Classificação dos Ácidos

Quanto a presença ou ausência de Oxigênio

Hidrácidos (HCl, H2S, HBr)

Oxiácidos (H2SO4, H3PO4, HClO4)

Quanto a presença ou ausência de Carboxila (-COOH)

Orgânicos (CH3-COOH, HOOC-COOH)

Inorgânicos (H2CO3, H2CO2, HCN)

Page 13: Capitulo 5 - Acidos e Bases

Classificação dos Ácidos

Quanto ao número de elementos Químicos:

Binário (HCl, HBr, HF)

Ternário (H2SO4, H3PO4, HCN)

Quaternário (H4[Fe(CN)6])

Quanto ao número de Hidrogênios Ionizáveis:

Monoácidos (HCl, HI, H3PO2)

Diácidos (H2SO4, H2S, H3PO3)

Triácidos (H3PO4, H3BO3, H3BO2)

Tetrácidos (H4P2O7)

Page 14: Capitulo 5 - Acidos e Bases

Quanto ao Grau de Ionização (a)

Ácidos fracos: 0< a < 5%

Ácidos moderados: 5% a 50%

Ácidos fortes : 50% < a < 100%

Nº de Mol Ionizados a = Nº Inicial de Mols

Ácido fraco: HClO

Ácido moderado: H3PO4

Ácido forte : H2SO4

HClO4

Page 15: Capitulo 5 - Acidos e Bases

Quanto ao Grau de Ionização (a)

Hidrácidos:

Fortes: HCl, HBr, HI

Moderado: HF

*Os demais são fracos!!!

Oxiácidos: HxEOy

0 fraco Ex.: HClO

1 moderado Ex.: H3PO4

2 forte Ex.: H2SO4 y-x

Page 16: Capitulo 5 - Acidos e Bases

Nomenclatura Oficial:

Hidrácidos

Seguem a seguinte regra:

Ácidos + ídrico

Radical do Elemento

Oxiácidos

Seguem a seguinte regra:

ico (+ oxigênio)

Ácido __________________ +

Radical do Elemento oso (- oxigênio)

Page 17: Capitulo 5 - Acidos e Bases

Clube dos 6:

-H2SO4

-HNO3

-H3PO4

-H2CO3

-H3BO3

-HClO3

Ácido Per.....ico

Ácido .....ico

Ácido .....oso

Ácido Hipo.....oso

Menos

Oxigênios

+7

+6,+5

+4,+3,+2

+1

Ex: H3PO3 – ác. Fosforoso

HClO4 – ác. Perclórico

H2SO3 – ác. Sulfuroso

+3

+7

+4

Nomenclatura Oxiácidos:

Page 18: Capitulo 5 - Acidos e Bases

Exemplo:

H2S +2 - 2

Ácido sulfídrico

H2SO4 +2 +6

Ácido sulfúrico

- 8

*Para ácidos do enxofre

usamos o radical em latim

“sulfur”.

H2SO3 +2 +4

Ácido sulfuroso

- 6

Page 19: Capitulo 5 - Acidos e Bases

Prefixos Orto, Meta e Piro

- o prefixo orto é usado para o ácido fundamental;

- o prefixo meta é usado quando do ácido orto retira-se 1H2O;

- o piro é usado para indicar a retirada de 1H2O de duas

moléculas do orto.

H3PO4 +3 +5

Ácido fosfórico

- 8

HPO3 +1 +5

Ácido fosfórico

- 6

H4P2O

+4 +10

Ácido fosfórico

-14

+5

- 1 H2O

(orto)

meta

- 1 H2O

2 x

piro 7

H6P2O8 (piro-fosfórico) - 1H2O = H4P2O7 ácido piro - fosfórico

Page 20: Capitulo 5 - Acidos e Bases

Características gerais dos ácidos

Apresentam sabor azedo;

Desidratam a matéria orgânica;

Deixam incolor a solução alcoólica de fenolftaleína;

Neutralizam bases formando sal e água;

Page 21: Capitulo 5 - Acidos e Bases

Ácidos importantes:

1) H2SO4 – Ác. Sulfúrico (ácido ou água de bateria)

É um líquido incolor e oleoso de densidade 1,85 g/cm3,

é um ácido forte que reage com metais originando

sulfatos além de ser muito higroscópico.

Pode ser obtido a partir das seguintes reações:

S + O2 SO2

SO2 + ½O2 SO3

SO3 + H2O H2SO4

*É usado para medir o desenvolvimento industrial de um país.

Page 22: Capitulo 5 - Acidos e Bases

2) HCl – Ácido Clorídrico (ácido muriático)

Solução de hidreto de cloro em água.

Apresenta forte odor, além de ser sufocante.

É utilizado na limpeza de peças metálicas e de

superfícies de mármore.

É encontrado no suco gástrico humano.

*A limpeza de superfícies com ácido clorídrico é chamada

de decapagem.

Ácidos importantes:

Page 23: Capitulo 5 - Acidos e Bases

3) HNO3 – Ác. Nítrico (áqua fortis)

Líquido incolor fumegante ao ar que ataca

violentamente os tecidos animais e vegetais,

produzindo manchas amareladas na pele.

É muito usado em química orgânica para a produção de

nitrocompostos.

As manchas na pele são causadas

pela reação xantoprotéica*.

Ácidos importantes:

+ 3HNO3

CH3

-NO2

CH3

NO2-

NO2

+ 3H2O

TNT

*Reação para verificação da existência de proteína num líquido qualquer. Adiciona-se amônia ao

líquido previamente aquecido com ácido nítrico, aparecendo coloração alaranjada quando há

presença de proteína.

Page 24: Capitulo 5 - Acidos e Bases

4) H3PO4 – Ác. Fosfórico (Acidulante INS-338*)

É um líquido xaporoso obtido pela oxidação do fósforo

vermelho com ácido nítrico concentrado.

É um ácido moderado usado na industria de vidros,

preparo de águas minerais e nos refrigerantes de

“cola”. Seus fosfatos são usados como adubo.

*Seus fosfatos fazem parte da formulação do

fertilizante “NPK”.

Ácidos importantes:

*Acidulantes

São utilizados principalmente nas bebidas com função parecida com a dos aromatizantes.

Os acidulantes podem modificar a doçura do açúcar, além de conseguir imitar o sabor de certas

frutas e dar um sabor ácido ou agridoce nas bebidas.

Também aparecem codificados nas embalagens, sendo reconhecidos pela letra H. São

encontrados nos sucos de frutas e refrigerantes, entre outros.

Page 25: Capitulo 5 - Acidos e Bases

Bases De acordo com Arrhenius, base ou hidróxido é toda

substância que, dissolvida em água, dissocia-se

fornecendo como ânion exclusivamente OH- (hidroxila ou

oxidrila).

NaOH Na+ + OH-

Ca(OH)2 Ca2+ + 2OH-

Al(OH)3 Al3+ + 3OH-

Possuem OH- (direita);

Metais;

Lig. Iônicas;

Sólidas;

Fixas.

Page 26: Capitulo 5 - Acidos e Bases

Bases

* NH3 + H2O NH4OH

Ametais;

Lig. covalentes;

Solução aquosa;

Volátil.

(exceção)

Page 27: Capitulo 5 - Acidos e Bases

Nomenclatura

Hidróxido de _________________

Nome do Elemento

NaOH hidróxido de sódio

Fe(OH)2 hidróxido de ferro II

Fe(OH)3 hidróxido de ferro III

Page 28: Capitulo 5 - Acidos e Bases

Classificação

Quanto ao Número de Hidroxilas

- Monobases: NaOH; NH4OH - Dibases: Ca(OH)2; Mg(OH)2 - Tribases: Al(OH)3; Fe(OH)3 - Tetrabases: Pb(OH)4; Sn(OH)4

Quanto ao Grau de Dissociação Iônica

- Fortes: Os hidróxidos de metais alcalinos (A1)

e metais alcalinos terrosos (A2).

- Fracas: Nesse grupo incluem-se o hidróxido

de amônio (NH4OH) e as demais bases.

Page 29: Capitulo 5 - Acidos e Bases

Classificação

Quanto à Solubilidade em Água

- Totalmente solúveis: os hidróxidos dos metais

alcalinos (A1) e o hidróxido de amônio (NH4OH).

- Parcialmente solúveis: hidróxidos dos metais

alcalino-terrosos (A2).

- Insolúveis: todos os demais hidróxidos.

KOH Monobase

Forte

Solúvel

Al(OH)3 Tribase

Fraca

Insolúvel

Page 30: Capitulo 5 - Acidos e Bases

Características gerais das bases

Apresentam sabor caústico;

Estriam a matéria orgânica;

Deixam vermelha a solução alcoólica de fenolftaleína;

Neutralizam ácidos formando sal e água;

Page 31: Capitulo 5 - Acidos e Bases

1) NaOH – Hidróxido de sódio (Soda caústica)

É um sólido branco floculado muito solúvel em água

além de extremamente caústico.

É usado na desidratação de gorduras, no

branqueamento de fibras (celulose) e na fabricação de

sabões e detergentes e como desentupidor de ralos e

esgotos.

*Sabões e detergentes são chamados de agentes

tensoativos e possuem caráter básico.

Bases importantes:

Page 32: Capitulo 5 - Acidos e Bases

2) Ca(OH)2 – Hidróxido de cálcio (cal apagada,

hidratada ou extinta)

É uma suspensão aquosa de aparência leitosa, obtida a

partir do CaO (cal virgem).

É usada na caiação de paredes e muros, na

neutralização de solos ácidos e na fabricação de doces.

Bases importantes:

CaO + H2O Ca(OH)2

Cal

Virgem

Cal

Apagada

Page 33: Capitulo 5 - Acidos e Bases

3) Mg(OH)2 – Hidróxido de magnésio (Leite de magnésia)

É uma suspensão leitosa, obtida a partir do MgO.

É usada como antiácido estomacal e também como

laxante.

*Antigamente era aplicada nas axilas para impedir a ação dos

ácidos que causam odores indesejáveis.

Bases importantes:

Mg(OH)2 + 2HCl MgCl2 + 2H2O

Page 34: Capitulo 5 - Acidos e Bases

4) Al(OH)3 – Hidróxido de alumínio (Maalox)

É uma suspensão gelatinosa que pode adsorver

moléculas orgânicas que por ventura estejam em

solução aquosa (no tratamento da água).

É usada como antiácido estomacal, para tingimentos e

na preparação de lacas (resina ou verniz) para pintura

artística.

*Como antiácido estomacal recebe os nomes de Mylantha plus e Gelmax .

Bases importantes:

Page 35: Capitulo 5 - Acidos e Bases

Pares ácido-base conjugados • O que quer que tenha sobrado do ácido após o próton ter sido doado é

chamado de sua base conjugada.

• Similarmente, o que quer que tenha sobrado da base após ela ter recebido o próton é chamado de um ácido conjugado.

• Considere:

– Após o HA (ácido) perder seu próton ele é convertido em A- (base). Conseqüentemente o HA e o A- são pares ácido-base conjugados.

– Após a H2O (base) receber um próton, ela é convertida em H3O+ (ácido). Conseqüentemente, a H2O e o H3O+ são pares ácido-base conjugados.

• Os pares ácido-base conjugados diferem entre si apenas em um próton.

Como vimos, alguns ácidos são melhores doadores de prótons do que outros, algumas bases são melhores receptoras de prótons que outras.

HA(aq) + H2O(l) H3O+(aq) + A-(aq)

Forças relativas de ácidos e bases

Page 36: Capitulo 5 - Acidos e Bases

• Quanto mais forte é o ácido, mais fraca é a base conjugada.

• O H+ é o ácido mais forte que pode existir no equilíbrio em solução aquosa.

• O OH- é a base mais forte que pode existir no equilíbrio em solução aquosa.

1. Os ácidos fortes transferem completamente seus prótons para a água, não deixando nenhuma molécula não dissociada. Suas bases conjugadas tem tendencia desprezível para ser protonadas (abstrair prótons) em solução aquosa.

1. Os ácidos fracos dissociam-se apenas parcialmente em solução aquosa e,

consequentemente, existem em solução como uma mistura de moléculas de ácido e íons constituintes. As bases conjugadas de ácidos fracos mostram ligeira habilidade para remover prótons da água. (As bases conjugadas de ácidos fracos são bases fracas).

2. As substâncias com acidez desprezível são aquelas como CH4, que contem hidrogênio, mas não demonstram qualquer comportamento ácido em água. Suas bases conjugadas são fortes, reagindo completamente, abstraindo prótons das moléculas de água para formar íons OH-.

Aqui agrupamos os ácidos e bases em três categorias abrangentes com base em seus comportamentos em água:

Page 37: Capitulo 5 - Acidos e Bases

Forças relativas de alguns pares ácido-base conjugados, listados um do lado oposto do outro, em duas colunas.

Page 38: Capitulo 5 - Acidos e Bases

Ácidos e bases conjugadas

conjugada base ácido

COCH OH OH OOHHC -2(aq)3(aq)3(l)2(aq)3

conjugada base ácidoH doa

Page 39: Capitulo 5 - Acidos e Bases

- Reação ácido-base e pares conjugados: o produto de um ácido que reagiu pode atuar como uma base, no equilíbrio:

HCO3- (aq) + H2O (l) = H3O

+ (aq) + CO3- (aq) ;

Ácido Base ácido base

e o produto de uma base que reagiu pode atuar como um ácido, no equilíbrio:

H3O+ (aq) + CO3

- (aq) = HCO3- (aq) + H2O (l);

ácido base Ácido Base

o par : HCO3- (aq) e CO3

- (aq) é o par ácido – base conjugado

(diferindo de um H);

enquanto,

H3O+ (aq) e H2O (l) é o outro par conjugado ácido-base.

-para a reação abaixo qual é o par conjugado ácido-base?

HF(aq) + NH3(aq) = NH4+(aq) + F- (aq)

Page 40: Capitulo 5 - Acidos e Bases

Auto-ionização da água

H2O(l) + H2O(l) H3O+(aq) + OH-(aq)

O produto iônico da água

• Em água pura, estabelece-se o seguinte equilíbrio

• a 25 C , em água pura , [H3O+] = [OH-] = 1 x 10-7 M

• O descrito acima é chamado de auto-ionização da água.

14-

3w

-

3

2

2eq

2

2

-

3eq

100.1]OH][OH[K

]OH][OH[]OH[K

]OH[

]OH][OH[K

Page 41: Capitulo 5 - Acidos e Bases

A Autoionização da H2O: troca de prótons entre moléculas de água

- a água tanto atua como ácido ou base

-e dependendo da concentração de H3O+ ou OH- , estes têm de ser

considerados em outros equilíbrios em solução aquosa.

Portanto em equilíbrios a autoionização da água deve ser

considerada.

Se a concentração de H3O+ cresce, a concentração de OH- decresce.

-em água pura , [H3O+] = [OH-] = 1 x 10-7 M, e a solução é neutra.

-em solução ácida [H3O+] > 1 x 10-7 e [OH-] < 1 x 10-7 M

-em solução básica [H3O+] < 1 x 10-7 e [OH-] > 1 x 10-7 M

Page 42: Capitulo 5 - Acidos e Bases

A escala de pH

• Em geral, para um número X,

• Por exemplo, pKw = -log Kw.

14pOHpH

14]OHlog[]Hlog[

totanpor,14]OH][H[logpK

100.1]OH][H[K

-

-

w

14-

w

XlogpX

pH é o símbolo para a grandeza físico-química 'potencial hidrogeniônico'. Essa

grandeza indica a acidez, neutralidade ou alcalinidade de uma solução aquosa.

Matematicamente, o "p" equivale ao simétrico do logaritmo (cologaritmo) de base 10

da atividade dos íons a que se refere.No caso, íon H+.

Page 43: Capitulo 5 - Acidos e Bases

• A escala de pH é um método para expressarmos a acidez em termos de um

número mais simples de se escrever. É definido como o negativo do

logaritmo de base dez da concentração do íon hidrôxonio:

pH = - log [H3O+] ;

• ou o antilog : [H3O+] = 10-pH

• O pOH de uma solução é definido, como:

pOH = - log [OH-] , ou [OH-] = 10-pOH

• a 25°C, [H3O+] = [OH-] = 1 x 10-7 M, assim

• pH = - log (1x10-7 ) = 7 e pOH = - log (1x10-7) = 7

• soluções com pH < 7 são ácidas e pH> 7 são básicas.

• como Kw = aH3O+ aOH

- = 1.0 x 10-14 ou simplificando:

• Kw = [H3O+] [OH-] = 1 x 10-14 , pH + pOH = 14.

Page 44: Capitulo 5 - Acidos e Bases

e pKa = - log Ka valor grande de pKa significa valor pequeno de Ka e o ácido é fraco!

• A maioria dos valores de pH e de pOH está entre 0 e 14.

• Não há limites teóricos nos valores de pH ou de pOH, (por exemplo, o pH de HCl 2,0

mol/L é -0,301).

Concentrações de H+ e

valores de pH de algumas

substâncias comuns a 25oC.

O pH e o pOH podem ser

estimados ao se usar

concentrações de referência

de H+ e OH-.

Page 45: Capitulo 5 - Acidos e Bases

Escala de pH

pH de água pura = 7

pH de uma solução ácida < 7

pH de uma solução alcalina > 7

7 1x10 log - pH

OH log - pH

7-

3

Exemplo

2 1x10log - pHM 1x10 OH

7,4 4x10log - pHM 4x10 OH

2-2-3

-8-83

Page 46: Capitulo 5 - Acidos e Bases

Medindo o pH • O método mais preciso de medir o pH é usar um medidor de pH.

• Entretanto, alguns corantes mudam de cor quando o pH varia. Esses são indicadores.

• Os indicadores são menos precisos que os medidores de pH.

• Muitos indicadores não têm uma mudança acentuada em função do pH.

• A maioria dos indicadores tende a ser vermelho em soluções mais ácidas.

Page 47: Capitulo 5 - Acidos e Bases

Indicadores

naturais:

Faixas de pH para as variações de cor de alguns indicadores ácido-base comuns. A

maioria do indicadores tem faixa útil de aproximadamente 2 unidades de pH.

Page 48: Capitulo 5 - Acidos e Bases

Ácidos e bases fortes

Ácidos fortes

• 7 são os ácidos comuns mais fortes:

Monopróticos: HCl, HBr, HI, HNO3, HClO3, HClO4, e

Diprótico: H2SO4.

• Ácidos fortes são eletrólitos fortes.

• Todos os ácidos fortes ionizam completamente em solução:

HNO3(aq) + H2O(l) H3O+(aq) + NO3

-(aq)

• Uma vez que H+ e H3O+ são usados de maneira intercambiável, escrevemos:

HNO3(aq) H+(aq) + NO3-(aq)

Em uma solução aquosa de ácido forte, o ácido é normalmente a única fonte

significativa de íons H+.

Page 49: Capitulo 5 - Acidos e Bases

Ácidos fortes

• Em soluções, o ácido forte é geralmente a única fonte de H+. (Se a

concentração em quantidade de matéria do ácido é menor do que 10-6 mol/L, a

auto-ionização da água precisa ser considerada.)

• Assim, o pH da solução é a concentração em quantidade de matéria inicial do

ácido.

Bases fortes

Existem relativamente poucas bases fortes comuns. A maioria são hidroxidos

iônicos dos metais alcalinos (1A) e alcalinos terrosos (2A).

• A maioria dos hidróxidos iônicos são bases fortes (por exemplo, NaOH, KOH, e

Ca(OH)2) e se dissociam completamente.

• Hidróxidos de metais 2A mais pesados tem solubilidade limitadas: Sr(OH)2 e

Ba(OH)2

• Portanto, uma solução rotulada de 0,30mol/L de NaOH consiste em 0,30mol/L de

Na+ e 0,30mol/L de OH- quase não existe NaOH não-dissociado.

Page 50: Capitulo 5 - Acidos e Bases

Bases fortes

• As bases fortes são eletrólitos fortes e dissociam-se completamente em solução.

• O pOH (e, conseqüentemente, o pH) de uma base forte é dado pela concentração

em quantidade de matéria inicial da base. Tenha cuidado com a estequiometria.

• Para um hidróxido ser uma base, ele deve ser solúvel.

Soluções fortemente básicas também são formadas por determinadas substâncias que

reagem com a água para formar OH-. A mais comum destas contém o íon óxido O2-.

Os óxidos metálicos iônicos, especialmente Na2O e CaO, são geralmente usados na

industria quando uma base forte é necessária.

Portanto, as bases não têm que conter o íon OH-:

O2-(aq) + H2O(l) 2OH-(aq)

Os hidretos e nitretos iônicos também reagem com água para formar OH-:

H-(aq) + H2O(l) H2(g) + OH-(aq)

N3-(aq) + 3H2O(l) NH3(aq) + 3OH-(aq)

Page 51: Capitulo 5 - Acidos e Bases

Ácido e Bases fracas

- poucos ácidos doam prótons com facilidade, o mesmo ocorre com as bases que os aceitam

- a maioria dos ácidos e bases são fracos e suas forças relativas podem ser obtidas quantitativamente tendo-se a constante de equilíbrio, K, em solução aquosa.

Para um ácido, genérico, HA

HA (aq) + H2O (l) = H3O+ (aq) + A- (aq)

Qual é a expressão para a constante de equilíbrio, Ka?

Para uma base, genérica , B

B (aq) + H2O (l) = BH+ (aq) + OH- (aq)

Qual é a expressão para a constante de equilíbrio, Kb ?

Quanto mais forte um ácido, mais fraca é a sua base conjugada. Para todos os pares ácido-base conjugados, os produtos de suas respectivas constantes de equilíbrio igualam o valor da constante de ionização da água.

Ka . Kb = Kw

Page 52: Capitulo 5 - Acidos e Bases

HA(aq) + H2O(l) H3O+(aq) + A-(aq)

HA(aq) H+(aq) + A-(aq)

]HA[

]A][OH[K

-

3a

]HA[

]A][H[K

-

a

Constante de dissociação ácida

A ordem de grandeza para Ka de ácido fraco geralmente está entre 10-3 – 10-10.

A maioria das substancias ácidas são ácidos fracos e consequentemente ioniza-se

apenas parcialmente em soluções aquosas.

• Os ácidos fracos são apenas parcialmente ionizados em solução.

• Existe uma mistura de íons e ácido onão-ionizado em solução.

• Conseqüentemente, os ácidos fracos estão em equilíbrio:

Page 53: Capitulo 5 - Acidos e Bases

• Ka é a constante de dissociação de ácido.

• Observe que a [H2O] é omitida na expresão de Ka (a H2O é um líquido puro)

• Quanto maior o Ka, mais forte é o ácido (neste caso, mais íons estão presentes no

equilíbrio em relação às moléculas não-ionizadas).

• Se Ka >> 1, o ácido está completamente ionizado e o ácido é

um ácido forte.

Page 54: Capitulo 5 - Acidos e Bases

Cálculo de Ka a partir do pH

• Os ácidos fracos são simplesmente cálculos de equilíbrio.

• O pH fornece a concentração no equilíbrio de H+.

• Em muitos casos, a pequena ordem de grandeza de Ka permite-nos usar

aproximações para simplificar o problema.

• Usando Ka, a concentração de H+ (e, conseqüentemente, o pH) pode ser

calculada.

– Escreva a equação química balanceada mostrando claramente o equilíbrio.

– Escreva a expressão de equilíbrio. Encontre o valor para Ka.

– Anote as concentrações iniciais e no equilíbrio para tudo exceto para a água pura. Geralmente supomos que a variação na concentração de H+ é x.

• Substitua na expressão da constante de equilíbrio e resolva. Lembre-se de converter

x em pH se necessário.

Ex.: Um estudante preparou uma solução de 0,10mol/L de ácido fórmico (HCHO2) e

mediu seu pH usando um pHmetro. Constatou-se que o pH a 25oC é 2,38. a)

Calcule Ka para o ácido formico nesta temperatura. Reação: HCHO2 (aq) H+ (AQ)

+ CHO2- (aq)

Page 55: Capitulo 5 - Acidos e Bases

A determinação de Ka e Kb

Ka e Kb são determinados experimentalmente medindo o pH da solução.

Exemplo:

HCO2H (aq) + H2O = H3O+ (aq) + HCO2

- (aq)

1 mol 1 mol 1 mol

em que 0,0300M de ácido fórmico tem um pH=2,66. Qual é a concentração de

íons H3O+. Qual é o Ka

?

Resp.: [H3O+] = 10-pH = 10-2,66 = 2,2 x 10-3 M

HCO2H(aq) H3O+(aq) HCO2

-(aq)

Início: 0,030 0 0

Equilíbrio: 0,030 – 2,2x10-3 2,2 x10-3 2,2 x 10-3

A constante de equilíbrio é :

4

3

23

2

23 107,1)102,2030,0(

)102,2(

][

]][[

xx

x

HHCO

HCOOHK

E como estimar o pH de uma solução de ácido fraco?

Page 56: Capitulo 5 - Acidos e Bases

O ácido benzóico é um ácido fraco com Ka = 6.3x 10-5 a 25°C. Qual é o pH para uma solução deste ácido de 0.020M?

a) balancear a equação e escrever a constante de equilíbrio:

C6H5CO2H (aq) + H2O (l) = H3O+ (aq) + C6H5CO2

- (aq)

Ka = [H3O+ ] [C6H5CO2

- ] / [C6H5CO2H] = 6.3x10-5

b) em uma tabela temos,

C6H5CO2H H3O+ (aq) C6H5CO2

-

início: 0.02000

reação ocorrendo: -x +x + x

No equilíbrio: 0.020 – x x x

c) substituindo os valores em Ka :

6.3x10-5 = x.x / (0.020 – x )

ou resolvemos a equação de 2o grau ou; como é um ácido fraco, portanto

pouco dissociado ( o próprio valor de Ka já indica isto) , de modo que:

(0.020 – x ) ~ 0.020 Então,

6.3x10-5 = x2 / (0.020) = 1.1x10-3 e assim,

[H3O+] = 1.1x10-3 M.

e o pH = - log (1.1x10-3) = 2.95

A nossa suposição é válida pois, 1.1 x 10-3 << 0.020 .

Para estimar o pH de uma solução de base fraca o raciocínio é análogo ao realizado para uma solução de um ácido fraco.

Page 57: Capitulo 5 - Acidos e Bases

A anilina é uma base fraca que fornece a seguinte equação:

C6H5NH2 (aq) + H2O (l) = C6H5NH3 + (aq) + OH- (aq)

A 0.15 M o pH da solução é de 8.89. Qual é o Kb da base?

C6H5NH2 H2O C6H5NH3+ OH-

início: 0.15 0 0

reação ocorrendo: -x +x + x

no equilíbrio: 0.15– x x x

a) primeiro defina a concentração da base fraca e o pH da solução;

b) calcule a concentração de OH- a partir do pH;

c) faça uma tabela para poder calcular as concentrações da base fraca e do ácido conjugado;

d) substitua as concentrações no equilíbrio na expressão de Kb e calcule Kb.

No equilíbrio , x = [OH-] = 7.8 x 10-6 .

Kb = [C6H5NH3+][ OH-] / [C6H5NH2] = (x) (x) / (0.15 –x)= 4 x 10-10

Determinando a constante de equilíbrio da base, Kb

Page 58: Capitulo 5 - Acidos e Bases

Calcular o pH de uma solução 0.10 M de acido acético. Sabendo que o valor de Ka =

1.8 x 10-5.

Etapa 1: Escreva a constante de ionização do acido acético:

HC2H3O2 (aq) H+ (aq) + C2H3O2

- (aq)

Etapa 2: Determinar as concentrações a partir dos dados fornecidos:

HC2H3O2 (aq) H+ (aq) + C2H3O2- (aq)

HC2H3O2 H+ C2H3O2-

Inicial 0.10M 0 0

Reação -xM +xM +xM

Equilíbrio (0.10 - x) M xM xM

Ka = { [H+][C2H3O2-] / [HC2H3O2] } = { (x)(x) / (0.10 - x) } = 1.8 x 10-5

Etapa 3: substituir os dados:

Exemplo: ácidos fracos

Page 59: Capitulo 5 - Acidos e Bases

Etapa 4: Desde que o valor de Ka é pequeno, podemos considerar que o valor de x

sera muito pequeno (somente uma pequena quantidade de HC2H3O2 é dissociada). Se

assumimos que x é muito pequena (menor que 5%) da concentração inicial do ácido,

podemos evitar a formula quadrática . Assim a equação será:

1.8 x 10-5 = {(x)(x) / 0.10}

x = 1.3 x 10-3 M = [H+]. Este valor é muito menor que 5% da concentração inicial do

ácido 0.10M.

Etapa 5: o valor de pH é :

pH = -log(1.3 x 10-3M)

pH = 2.89

Page 60: Capitulo 5 - Acidos e Bases

Exemplo: Calcular o porcentagem da molécula ionizadas de HF de uma solução de 0.10

M. O valor de Ka= 6.8 x 10-4.

Etapa 1: Equação de ionização:

HF (aq) H+ (aq) + F- (aq)

Etapa 2:

HF H+ F-

INITIAL 0.10M 0 0

CHANGE -xM +xM +xM

EQUILIBRIUM (0.10 - x)M xM xM

Page 61: Capitulo 5 - Acidos e Bases

Etapa 3: constante de equilíbrio:

Ka = { [H+][F-] / [HF] } = { (x)(x) / (0.10 - x) } = 6.8 x 10-4

Etapa 4: Assumindo que x << 0.10:

6.8 x 10-4 = { x2 / 0.10}

x = 8.2 x 10-3 M

{ 8.2 x 10-3M / 0.1M } x 100 = 8.2%,

Este valor é maior que 5% da concentração inicial , então x << 0.10M!

Etapa 5: Usamos a equação do método quadrado:

x2 + (6.8 x 10-4) x - 6.8 x 10-5 = 0

x = 7.9 x 10-3M = [H+]

Então, % ionizado = { [ ionizado ] / [ inicial] } x 100:

{ 7.9 x 10-3M / 0.10M } x 100 = 7.9%

Page 62: Capitulo 5 - Acidos e Bases

Exemplo: Bases fortes

Calcular o pH de uma solução de 0.010 M de Ba(OH)2.

Etapa 1: Calcular [OH-]:

Todas as moleculas de Ba(OH)2 dissocia para formar 2 ions hidróxidos e 1 cation Ba2+.

Etapa 2: Calcular [H+]:

[H+][OH-] = Kw = 1.00 x 10-14

[H+] = {1.00 x 10-14 / [OH-]} = {1.00 x 10-14 / 0.020M} = 5.0 x 10-13M

Etapa 3: Calcular o pH:

pH = -log ( 5.0 x 10-13M) = 12.30

[OH-]= 0.020M

Page 63: Capitulo 5 - Acidos e Bases

• Para um par ácido-base conjugado

• Conseqüentemente, quanto maior o Ka, menor o Kb. Isto é, quanto

mais forte o ácido, mais fraca a base conjugada.

• Tomando o negativo dos logaritimos:

baw KKK

baw pKpKpK

Relação entre Ka e Kb

Page 64: Capitulo 5 - Acidos e Bases

Equação A:

NH3(aq) + H2O(l) NH4+(aq)+OH-(aq) Equação B:

N.B: Outra maneira de expressão de Ka ou Kb é pKa ou pKb.

pKa = -log (Ka) e pKb = -log (Kb)

pKa + pKb = pKw = 14.00

NH4+(aq) NH3(aq)+H+(aq)

Page 65: Capitulo 5 - Acidos e Bases

O que acontece em uma solução que contém não somente ácido fraco, como

ácido acético, HC2H3O2, mas também um sal solúvel de tal ácido, como

NaC2H3O2?

HC2H3O2 (aq) H+ (aq) + C2H3O2- (aq)

Agora, adicionando NaC2H3O2, que se dissocia completamente, nós

aumentamos a concentração de C2H3O2- (aq).

Pelo princípio de Le Chatelier:

• O equilíbrio se deslocará para a esquerda (para reagentes) causando

• A diminuição de [H+] e portanto o pH aumenta!

Efeito do Íon Comum

Page 66: Capitulo 5 - Acidos e Bases

O efeito do íon comum é o deslocamento no equilíbrio que ocorre qdo um íon

já presente na reação de equilíbrio é adicionado.

EXEMPLO

Se 0.100 mols de NaC2H3O2 são adicionados a 1.0 litro de 0.100 M de solução

de ácido acético HC2H3O2, qual é o pH resultante ?

PASSO 1: Identificar as espécies na solução:

•HC2H3O2 (ácido fraco)

•Na+ (nem acido nem base que significa um íon espectador)

•C2H3O2- (base conjugada de um ácido fraco)

•H2O (ácido muito fraco ou base, anfotérico)

PASSO 2: Identificar as reações de equilíbrio.

Neste caso, ela é a reação que envolve o ácido fraco e sua base

conjugada:

HC2H3O2 (aq) H+ (aq) + C2H3O2- (aq)

Page 67: Capitulo 5 - Acidos e Bases

PASSO 3: Fazer uma tabela para determinar a concentração de equilíbrio das

substâncias:

HC2H3O2 (aq) H+ (aq) + C2H3O2- (aq)

HC2H3O2 H+ C2H3O2-

•Inicial 0.100 M 0 0.100 M

•Variação -x M +x M +x M

•equilíbrio (0.100 - x) M x M (0.100 + x) M

PASSO 4: Determinar e resolver as constantes de equilíbrio da expressão:

Ka = 1.8 x 10-5 = { [H+][C2H3O2-] / [HC2H3O2] }

1.8 x 10-5 = { x(0.100+x) / (0.100-x) }

1.8 x 10-5 = { x(0.100) / (0.100) }

•Assumindo que x << 0.100 M, pois Ka x 1000 é menor que a concentração

inicial de HC2H3O2 e C2H3O2-:

x = [H+] = 1.8 x 10-5, que é muito menor que 0.100M.

Page 68: Capitulo 5 - Acidos e Bases

•PASSO 5: Calcular pH!

•pH = -log(1.8 x 10-5) = 4.74

A adição de um íon comum pode tbém afetar a dissociação de uma base fraca

de maneira similar.

Íons comuns gerados por reações ácido base

Nem todas as situações de íons comuns provém da adição de um sal. Algumas

provem como resultado de uma reação ácido base.

HC2H3O2 (aq) + OH- (aq) C2H3O2- (aq) + H2O (l)

Se o número de mols de HC2H3O2 é maior que o número de mols de OH-, a

reação terá um excesso de HC2H3O2!

Isso significa que a solução terá íons HC2O3H2 e C2H3O2- e ocorrerá o efeito do

íon comum

Page 69: Capitulo 5 - Acidos e Bases

Calcular o pH de uma solução produzida a partir da mistura

de 0.60 L de 0.10 M de NH4Cl com 0.40L de 0.10 M de NaOH.

PASSO 1: Identificar as espécies que reagem na solução:

NH4+ e OH-

•NH4+ (aq) + OH- (aq) NH3 (aq) + H2O (l)

PASSO 2: Cálculo estequiométrico:

• # mols NH4+ ANTES da reação : (0.10 mol/L)(0.60L)= 0.060mols

• # mols OH- ANTES da reação : (0.10 mol/L)(0.40L) = 0.040 mols

NH4+ OH- NH3

•inicial 0.060 mol 0.040 mol 0 mol

•variação -0.040 mol -0.040 mol +0.040 mol

•final 0.020 mol 0 mol 0.040 mol

Page 70: Capitulo 5 - Acidos e Bases

•NH4+ é o reagente em EXCESSO

•Todo o OH- (reagente LIMITANTE) é usado

•O volume total da solução é 1.00L.

•Então [NH3] = 0.040 mol/1.00L = 0.040 M,

•e [NH4+] = 0.020 mol/1.00L = 0.020 M

PASSO 3: Cálculo do equilíbrio

•Agora que conhecemos as concentrações de cada reagente,

podemos determinar o efeito do íon comum.

NH4+ (aq) H+ (aq) + NH3 (aq)

NH4+ H+ NH3

•inicial 0.020 M 0 M 0.040 M

•variação -x M +x M +x M

•equilibrio (0.020 - x) M x M (0.040 + x) M

Page 71: Capitulo 5 - Acidos e Bases

Ka para NH4+ = 5.6 x 10-10

5.6 x 10-10 = { [H+][NH3] / [NH4+] } = { x(0.040) / (0.020) }

x << 0.020

•Resolvendo para x,

x = [H+] = 2.8 x 10-10 M, que é menor que 5% de 0.020.

pH = -log(2.8 x 10-10) = 9.55

Page 72: Capitulo 5 - Acidos e Bases

Solução que não apresenta variação de pH quando é adicionado

uma pequena quantidade de ácido ou base.

Tampão contem espécies acida para neutralizar os ions OH- e

espécies básicas para neutralizar os ions H+. Deste modo estas

duas espécies devem ser capaz de coexistir na solução.

Tampões são formados por um par acido fraco e base conjugada,

com exemplo: HC2H3O2 e C2H3O2-.

HX (aq) H+ (aq) + X- (aq)

Como preparar uma solução tampão?

•Adicionando base conjugada a um ácido fraco

•Adicionando acido forte a uma base fraca

•Adicionando uma base forte a um acido fraco

Solução Tampão

Ka = { [H+][X-] / [HX] }

Page 73: Capitulo 5 - Acidos e Bases

Calcular o pH de uma solução tampão composta por uma solução de 0,12M

acido láctico (HC3H5O3 Ka=1.4x10-4) e 0,10M de lactato de sódio (NaC3H5O3) ?

Etapa 1: Identificar as substancias em solução:

HC3H5O3 , C3H5O3- , Na+ , H2O

Etapa 2: Determinar a equação de equilíbrio:

HC3H5O3 (aq) H+ (aq) + C3H5O3- (aq)

Etapa 3:

HC3H5O3 H+ C3H5O3-

Inicial 0.12 0 M 0.10 M

mudança - x + x + x

Equilibro ( 0.12 - x ) x ( 0.10 + x )

Adicionando base conjugada a um ácido fraco

Page 74: Capitulo 5 - Acidos e Bases

Etapa 4: Ka = { [H+][C3H5O3

-] / [HC3H5O3] } = { (x)(0.10 + x) / (0.12 - x) } = 1.4 x 10-4

Ka x 1000 (=0,14) é maior que 0,10 e 0,12; deste modo a simplificação não é

possível. . 0 = x2 + 0.10014x - 1.68x10-5

x = [H+] = 1.7 x 10-4M or -0.10M

pH = - log[H+] = - log( 1.7 x 10-4 ) = 3.77

Page 75: Capitulo 5 - Acidos e Bases

Determinar a quantidade de HCl que devera ser adicionada a

uma solução de 1.00 L de 0.10 M de NaC3H5O3 para preparar

uma solução tampão de pH = 3.77?

Etapa 1: Calcular a concentração de H+:

[H+] = 10-pH

[H+] = 10-3.77 = 1.7 x 10-4

Etapa 2: Determinar o equilíbrio para formação de uma solução tampão:

Deste modo, a solução devera conter o acido fraco HC3H5O3 e sua base

conjugada.

HC3H5O3 (aq) H+ (aq) + C3H5O3- (aq)

•Adicionando acido forte a uma base fraca

Etapa 3: Deste vez vamos chamar x a concentração inicial de H+. Como a concentração

de [H+] é pequena, podemos assumir que a concentração inicial de H+ é toda

consumida.

Page 76: Capitulo 5 - Acidos e Bases

HC3H5O3 (aq) H+ (aq) + C3H5O3- (aq)

HC3H5O3 H+ C3H5O3-

Inicial 0 x 0.10

Variação + x - x - x

Equilíbrio x 1.7 x 10-4 ( 0.10 - x )

Etapa 4: Substituir o valor das concentrações:

Ka = 1.4 x 10-4 = { [H+][C3H5O3-] / [HC3H5O3] } = { (1.7 x 10-4)(0.10 - x) / x }

Etapa 5: determinar o valor de x:

1.4 x 10-4 = { (1.7 x 10-4)(0.10) - (1.7 x 10-4)x } / { x }

3.1 x 10-4 x = 1.7 x 10-5

x = 5.5 x 10-2M = [H+]

Etapa 6: Determinar a concentração de HCl:

5.5x10-2 M H+ x { 1 mol HCl / 1 mol H+ } x 1 L = 5.5x10-2 M HCl

Page 77: Capitulo 5 - Acidos e Bases

Calcular a concentração de NaOH que devera ser adicionada a

1.00 L de ácido láctico, HC3H5O3 0.10 M , para preparar uma

solução tampão de pH=3.77 ? Etapa 1 : Calcular a concentração de OH- que dará o valor de

pH:

[H+] = 10-pH = 10-3.77 = 1.7 x 10-4 M

[OH-] = { KW / [H+] } = { 1.0 x 10-14 / 1.7 x 10-4 M } = 5.9 x 10-11 M Etapa 2 : Determinar a equação de equilíbrio para preparar uma

solução tampão. O acido fraco e sua base conjugada deverão

estar presente. Desta vez, teremos OH- na equação.

HC3H5O3 (aq) + OH- (aq) H2O (l) + C3H5O3- (aq)

Adicionando uma base forte a um acido fraco

Etapa 3:

Vamos chamar de x a concentrarão inicial OH-.

Assumimos que [OH-] é pequena:

Page 78: Capitulo 5 - Acidos e Bases

HC3H5O3 (aq) + OH- (aq) H2O (l) + C3H5O3- (aq)

HC3H5O3 OH- C3H5O3-

inicio 0.10 x 0

variação - x - x + x

equilibrio ( 0.10 - x ) 5.9 x 10-11 x

Etapa 4: Substituir o valor das concentrações:

Desta vez o valor de K é {1 / Kb}.

Kb = {Kw / Ka} = (1.0 x 10-14) / (1.4 x 10-4) = 7.1 x 10-11

{1 / Kb} = 1 / 7.1 x 10-11 = 1.4 x 1010

1.4 x 1010 = { [C3H5O3-] / [HC3H5O3][OH-] } = { x / (0.10 - x)(5.9 x 10-11) }

Etapa 5: Determinar x: 1.4 x 1010 = { x / (5.9 x 10-11)(0.10) - (5.9 x 10-11)x }

(8.26 x 10-2) - (8.26 x 10-1)x = x

x = 4.5 x 10-2M = [OH-]

Etapa 6: Determinar NaOH:

4.5 x 10-2 M OH- x { 1 NaOH / 1 OH- } x 1 L = 4.5 x 10-2 mols NaOH

Page 79: Capitulo 5 - Acidos e Bases

A capacidade de solução tampão e pH A capacidade de tampão é a quantidade de acido ou base que pode ser

adicionado sem mudança no pH . Quanto mais forte o par acido-base , mais

resistente a mudança de pH.

Se escrevemos a constante de equilíbrio e determinamos a [H+]:

[H+] = Ka { [HX] / [X-] },

-log [H+] = -log [Ka { [HX] / [X-] }] = -log Ka - log { [HX] / [X-] }

-log [H+] = pH e -log Ka = pKa.

pH = pKa - log { [HX] / [X-] } = pKa + log { [X-] / [HX] }

De modo geral temos:

pH = pKa + log { [base] / [acido] }

Page 80: Capitulo 5 - Acidos e Bases

Adição de um ácido e base a solução Tampão

1 L da solução de 0.100 mols de HC2H3O2 e 0.100 mols de

C2H3O2- formarão uma solução tampão de pH = 4.74. Qual será o

pH da solução depois que adicionarmos 0.020 mols de NaOH ?

Etapa 1: O OH- vai reagir com o acido HC2H3O2:

HC2H3O2 (aq) + OH- (aq) H2O (l) + C2H3O2- (aq)

HC2H3O2 OH- C2H3O2-

Inicial 0.100 0.020 0.100

Variação -0.020 -0.020 +0.020

Final 0.080 0 0.120

Etapa 2: A solução contem o acido fraco e sua base conjugada:

HC2H3O2 (aq) H+ (aq) + C2H3O2- (aq)

Page 81: Capitulo 5 - Acidos e Bases

HC2H3O2 H+ C2H3O2-

Inicial 0.080 0 0.120

Variação -x +x +x

Equilíbrio (0.080 - x) x (0.120 + x)

Ka = { [C2H3O2-][H+] / [HC2H3O2] } = { (0.120 + x)(x) / (0.080 - x) } =

1.8 x 10-5

1.8 x 10-5 = { (0.120) x / (0.080) }

x = [H+] = 1.2 x 10-5 M

pH = -log (1.2 x 10-5) = 4.92

Aplicação

Vários sistemas, como os sistemas biológicos, tem extrema

sensibilidade a mudança de pH . Para estudar estes sistemas, o

pH devera ser controlado por uma solução tampão . Como

podemos determinar qual é a concentração de tampão usar?

Page 82: Capitulo 5 - Acidos e Bases

Qual será a concentração mínima de HC2H3O3 sendo 1L de solução tampão

de of HC2H3O3-C2H3O3- (pH = 4.74) se a mudança de pH é de 0.1 com a

adição de 0.050 mols de HCl?

Etapa 1: O HCl adicionado vai reagir com a a base C2H3O3-:

C2H3O3- + H+ HC2H3O3

O pH da solução tampão é 4.74. Este valor é igual ao valor de pKa do ácido

acético.

HC2H3O3 H+ C2H3O3-

Inicial x mol 0.050 x mol

Variação +0.050 -0.050 -0.050

Final (x+0.050) 0 mol (x-0.050)

Etapa 2: Calcular as concentrações para produzir o pH desejado :

Page 83: Capitulo 5 - Acidos e Bases

Adicionando o ácido, o pH diminui. A diminuição será de 0.1,

pH=4.64. [H+] = 10-pH

[H+] = 10-4.64 = 2.29 x 10-5 M

Etapa 3: Calculo das concentrações

HC2H3O3 H+ + C2H3O3-

HC2H3O3 H+ C2H3O3-

Inicial (x+0.050) 0 (x-0.050)

Variação -2.29 x 10-5 +2.29 x 10-5 +2.29 x 10-5

Equilíbrio (x+0.050) 2.29 x 10-5 (x-0.050)

Ka = { [H+][C2H3O2-] } / [HC2H3O2] = { (2.29x10-5)(x-0.050) } /

(x+0.050) = 1.8x10-5

x = [HC2H3O2] = 0.417M

Deste modo as [HC2H3O2] e de [C2H3O2-] devera ser de 0.417M.

Page 84: Capitulo 5 - Acidos e Bases

The end!