Departamento de Física e Química Química Básica

Rodrigo Vieira Rodrigues

Equilíbrio Ácido-Base (pH pOH) e Tampão

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

Ácidos e Bases

Ácido Base

Lewis

Produzem íons

H3O+ (H+)

= dissolvidos em

H2O

Produzem íons

OH-

= dissolvidos

em H2O

Bronsted - Lowry

H+(aq) + :OH-(aq) H2O

Doa pares de elétrons

Aceita pares de elétrons

Arrhenius

Aceita um próton [H+]

=[H3O+]

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

a1 a2 b2

b1

Doa próton [H+] =[H3O+]

Ácidos fracos estão apenas

parcialmente ionizados em solução.

Há uma mistura de íons e ácido não

ionizado na solução.

Equilíbrio de ácidos fracos:

[HA]

]][AO[H-

3

aK

Ácidos fracos

Ka = constante de dissociação do ácido

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

Ácidos fracos em água

Ácido Fórmula

molecular

Fórmula estrutural

Base conjugada

Próton ionizável em azul

Fenol

Ciânico

Hipocloroso

Acético

Benzóico

Nitroso

Fluorídrico H

H

H

H

H

H

H

Ácidos fracos

Bases fracas removem prótons das

substâncias.

Há um equilíbrio entre a base e os íons

resultantes:

Exemplo:

A constante de dissociação da base

(Kb):

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

Bases fracas

Weak base + H2O conjugate acid + OH-Base fraca Ácido conjugado

Bases fracas

Exemplo 1: Calcular o pH de um ácido fraco HX que apresenta 2% de ionização em solução com concentração de 0,01mol/L. Sabendo que Ka= 1,25 x 10-12.

1° passo: HX(aq) + H2O (l) → H3O+

(aq) + X-(aq)

2° passo: Montar a constante , lembrando que: [ H3O+]= [X-] e que [HX] = Ca – [H+], temos:

Substituindo na equação, temos: ][]01,0[

]OH[10.25,1

2

312

H

]HX[

]][OH[ -

3 XKa

Logo teremos uma equação de bhaskara. Em que: [H+]2 + 1,25.10-12[H+] – 1,25.10-14 = 0 Calculamos X’ e X”, descartamos o com valor negativo e substituímos na formula de pH, em que X (positivo) = [H+]. pH = - log [H+]

Ca = concentração analítica ][

]OH[ 2

3

HCaKa

Continuação: Como X’ = 1,18 x 10-7

Aplicando no pH. pH = - log [H+] pH = - log [1,18 x 10-7] pH = 6,95

Exemplo 2: Calcule a concentração analítica de um ácido fraco que apresenta pH de 5,5 e Ka de 1,0 x 10-10.

1° Passo. Se pH = 5,5, então [H+] = 10 - 5,5

Logo: [H+] = 3,16 x 10-6.

2° passo. Substituir na equação.

]10.16,3[

]10.16,3[10.1

6

2610

Ca

Ca = 0,0998 mol/L

]HX[

]][OH[ -

3 XKa

lembrando que: [ H3O+]= [X-] e que [HX] = Ca – [H+], temos:

Soluções Tampão

• Soluções tampão, solução tamponada ou simplesmente tampão, são soluções que atenuam a variação dos valores de pH (ácido ou básico), mantendo-o aproximadamente constante, mesmo com adição de pequenas quantidades de ácidos ou bases.

• São geralmente formadas por um ácido fraco e um sal formado pela reação desse ácido com uma base forte, ou, então, por uma base fraca e um sal formado pela reação dessa base com um ácido forte.

• Elas são preparadas dissolvendo-se os solutos em água.

– Exemplos: ácido acético-acetato (tampão acetato), ácido carbônico-bicarbonato (tampão bicarbonato), fosfato biácido-fosfato monoácido (tampão fosfato)

Soluções Tampão

Soluções Tampão

sistemas de tamponamento dependem de:

• Ka (constante de dissociação): tendência característica de cada ácido para perder o seu próton em solução aquosa;

• [ ] de ácido e base;

• pH

A Equação de Henderson-Hasselbalch é utilizada para calcular o pH de uma solução tampão, a partir do pKa (a constante de dissociação do ácido) e de concentrações do equílibro ácido-base, do ácido ou base conjugada.

Soluções Tampão

][

][log

ácido

salpKapH

Exemplo 1: Uma solução de nitrito de sódio 0,12 mol/L está em equilíbrio com seu ácido HNO2 com concentração de 0,55 mol/L. Sabendo que Ka HNO2 = 7,1 x 10-4, calcule o pH deste sistema tamponado.

Aplicando a fórmula do tampão temos: E substituindo pelos valores fornecidos: Logo:

pH = 2,48

][

][

ácido

salpKapH

]55,0[

]12,0[log]10.1,7log[ 4 pH

Exemplo 2: Uma solução tamponada de ácido acético CH3 – COOH com concentração de 0,25 mol/L está em equilíbrio com seu sal acetato de sódio CH3 – COONa . Sabendo que o pH desta solução é de 4,5 e que KaCH3-COOH = 1,75 x 10-5, calcule a concentração do sal para que exista este equilíbrio.

1° passo: aplicar a equação do tampão.

2° passo: substituir os dados na equação.

Logo:

Assim log [sal] = - 0,85

Então [sal] = 10-0,85.

[sal] = 0,14mol/L.

][

][

ácido

salpKapH

]25,0log[]log[75,45,4 sal

]25,0[

][)10.75,1log(5,4 5 sal