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Equilíbrio ácido baseEfeito do ião comumO efeito do ião comum é o desvio do equilíbrio causado pela adição de um composto que possui um ião comum à substância dissolvida. A presença de um ião comum suprime a ionização de um ácido fraco ou de uma base fraca. Considere uma mistura de CH3COONa (electrólito forte) e CH3COOH (ácido fraco).CH3COONa (s) CH3COOH (aq)Na+ (aq) + CH3COO- (aq) H+ (aq) + CH3COO- (aq)ião comumEquilíbrio ácido baseEfeito do ião comumConsidere uma mistura do sal Na
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Efeito do ião comum
Equilíbrio ácido baseEquilíbrio ácido base
O efeito do ião comum é o desvio do equilíbrio causado pelaadição de um composto que possui um ião comum à substânciadissolvida.
A presença de um ião comum suprime a ionizaçãode um ácido fraco ou de uma base fraca.
Considere uma mistura de CH3COONa (electrólito forte) e CH3COOH(ácido fraco).
CH3COONa (s) Na+ (aq) + CH3COO- (aq)
CH3COOH (aq) H+ (aq) + CH3COO- (aq)
iãocomum
Efeito do ião comum
Equilíbrio ácido baseEquilíbrio ácido base
Considere uma mistura do sal NaA com o ácido fraco HA.
HA (aq) H+ (aq) + A- (aq)
NaA (s) Na+ (aq) + A- (aq)Ka =
[H+][A-][HA]
[H+] =Ka [HA]
[A-]-log [H+] = -log Ka - log [HA]
[A-]
-log [H+] = -log Ka + log [A-][HA]
pH = pKa + log [A-][HA]
pKa = -log Ka
Equação de
Henderson-Hasselbalch
pH = pKa + log [base conjugada][ácido]
Efeito do ião comum
Equilíbrio ácido baseEquilíbrio ácido base
Qual é o pH de uma solução contendo 0.30 M HCOOH e 0.52 M deHCOOK?
HCOOH (aq) H+ (aq) + HCOO- (aq)
Início (M)
Mudança (M)
Equilíbrio (M)
0.30 0.00
-x +x
0.30 - x
0.52
+x
x 0.52 + x
Efeito do ião comum0.30 – x ≈ 0.300.52 + x ≈ 0.52
pH = pKa + log [HCOO-][HCOOH]
HCOOH pKa = 3.77 pH = 3.77 + log [0.52][0.30]
= 4.01
Mistura de um ácido fraco e sua base conjugada!
Soluções Tampão
Equilíbrio ácido baseEquilíbrio ácido base
Uma solução tampão é uma solução de:
1. Um ácido fraco ou uma base fraca e
2. Um sal do ácido fraco ou da base fraca
Ambos têm de estar presentes!Uma solução tampão tem a possibilidade de resistir avariações de pH após a adição de pequenas quantidades deácido ou base.
Adição de ácido forteH+ (aq) + CH3COO- (aq) CH3COOH (aq)
Adição de base forte
OH- (aq) + CH3COOH (aq) CH3COO- (aq) + H2O (l)
Considere uma mistura equimolar de CH3COOH e CH3COONa
HCl H+ + Cl-
HCl + CH3COO- CH3COOH + Cl-
Soluções Tampão
Equilíbrio ácido baseEquilíbrio ácido base
Qual dos seguintes sistemas é um sistema tampão? (a) KF/HF(b) KBr/HBr, (c) Na2CO3/NaHCO3
(a) HF é um ácido fraco e F- é a sua base conjugadaSolução tampão
(b) HBr é um ácido forteNão é uma solução tampão
(c) CO32- é uma base fraca e HCO3
- é o seu ácido conjugadoSolução tampão
= 9.20
Calcule o pH do sistema tampão 0.30 M NH3/0.36 M NH4Cl. Qual seráo pH depois da adição de 20.0 mL de NaOH 0.050 M a 80.0 mL dasolução tampão?
NH4+ (aq) H+ (aq) + NH3 (aq)
pH = pKa + log [NH3][NH4
+]pKa = 9.25 pH = 9.25 + log [0.30]
[0.36]= 9.17
NH4+ (aq) + OH- (aq) H2O (l) + NH3 (aq)
início (moles)
final (moles)
0.029 0.001 0.024
0.028 0.0 0.025
pH = 9.25 + log [0.25][0.28]
[NH4+] =
0.0280.10
volume final = 80.0 mL + 20.0 mL = 100 mL
[NH3] = 0.0250.10
Chemistry In Action: Maintaining the pH of Blood
Titulações
Equilíbrio ácido baseEquilíbrio ácido base
Numa titulação uma solução de concentração rigorosamente conhecida éadicionada gradualmente a outra solução de concentração desconhecida atéa reacção química entre as duas soluções estar completa.
Ponto de equivalência – é o ponto no qual a reacção está completa
Indicador – é uma substância que muda de cor no (ou perto do)ponto de equivalência
Adição lenta de base aoácido desconhecido
ATÉ
O indicador mudar de cor(rosa)
Titulações ácido forte/base forte
Equilíbrio ácido baseEquilíbrio ácido base
NaOH (aq) + HCl (aq) H2O (l) + NaCl (aq)
OH- (aq) + H+ (aq) H2O (l)
Titulações ácido fraco/base forte
Equilíbrio ácido baseEquilíbrio ácido base
CH3COOH (aq) + NaOH (aq) CH3COONa (aq) + H2O (l)CH3COOH (aq) + OH- (aq) CH3COO- (aq) + H2O (l)
CH3COO- (aq) + H2O (l) OH- (aq) + CH3COOH (aq)
No ponto de equivalência (pH > 7):
Titulações ácido fraco/base forte
Equilíbrio ácido baseEquilíbrio ácido base
VHA = volume do ácido a titular;VB = volume base adicionado;VT = VHA + VB
Aproximações:
HA é um ácido fraco logoHA é mais abundante que A- em solução
Quando HA está presente fornece iõesH+ em quantidade muito superior àquelaque vem da autoprotólise da H2O
Quando predomina um excesso de base,os iões HO- por ela fornecidos dominamsobre aqueles que possam vir daautoprotólise da H2O
Balanço de massas:[HA]0 = [A-] + [HA]
Balanço de cargas:[H+] = [OH-] + [A-]
Equilíbrios:Kw = [H+][OH-]
Ka =[H+] [A-]
[HA]
Titulações ácido fraco/base forte
Equilíbrio ácido baseEquilíbrio ácido base
Antes de começar a titulação:
HA é um ácido fraco logo HA é mais abundante que A- em solução
Quando HA está presente fornece iões H+ em quantidade muito superioràquela que vem da autoprotólise da H2O
Balanço de massas:
[HA] = [HA]0 – [A-] = [HA]0
Balanço de cargas:
[H+] = [A-]
Ka =[H+]2
[HA]0
pH = 1/2pKa – 1/2log [HA]0
[H+] = (Ka[HA]0)1/2
Ka =[H+] [A-]
[HA]
Titulações ácido fraco/base forte
Equilíbrio ácido baseEquilíbrio ácido base
Antes do ponto de equivalência:
Após a adição de alguma base, a concentração de A- é predominantementedevida à reacção:
HA (aq) + OH- (aq) A- (aq) + H2O (l)[A-] = concentração devida à reacção de HAcom o titulante = [B]VB/VT
(despreza-se a contribuição da dissociação de HA)
[HA] = nº de moléculas restantes – nº de moléculas convertidas em sal =[HA]0/VHA/VT – [B]VB/VT
Ka =[H+] [A-]
[HA]<=> pH = pKa + log
[A-][HA]
Com [A-] e [HA] calculados pelas expressões anteriores
Titulações ácido fraco/base forte
Equilíbrio ácido baseEquilíbrio ácido base
Antes do ponto de equivalência:
Quando as concentrações de ácido e base conjugada são iguais:
Deste modo o pKa pode ser obtido através de uma leitura directado pH da mistura
pH = pKa + log[A-][HA]
<=> pH = pKa
Titulações ácido fraco/base forte
Equilíbrio ácido baseEquilíbrio ácido base
No ponto de equivalência:
[H+] deve-se à influência de [OH-] no equilíbrio de autoprotólise da água e osiões [OH-] devem-se à transferência da H2O para A- :
A- (aq) + H2O (l) HA (aq) + OH- (aq)
[A-] = proveniente da neitralização de HÁ, uma vez que a contribuição doequilíbrio anterior deverá ser muito pequena =[HA]0/VHA/VT = [B]VB/VT
A contribuição da autoprotólise da água para [OH-] deverá ser muito pequenaquando comparada com o equilíbrio anterior, pelo que [HA] = [OH-] (e comoKaKb = Kw)
Kb =[HA] [OH-]
[A-] =[OH-]2
[A-]<=> pH = 1/2pKa + 1/2pKw + 1/2log[A-]
Titulações ácido fraco/base forte
Equilíbrio ácido baseEquilíbrio ácido base
Após o ponto de equivalência:
O pH é determinado pela base forte adicionada em excesso (após o pontode equivalência).
[H+] = Kw[OH-]
[OH-] = [B]VB/VT – [HA]0VHA/VT
pH = pKw + log[OH-]
Titulações ácido fraco/base forte
Equilíbrio ácido baseEquilíbrio ácido base
VHA = volume do ácido a titular; VB = volume base adicionado; VT = VHA + VB
pH ≈ 1/2pKa – 1/2log[HA]0
pH = pKw + log[OH-]
pH = pKa + log[A-][HA]
pH = 1/2pKa + 1/2pKw + 1/2log[A-]
Titulações ácido forte/base fraca
Equilíbrio ácido baseEquilíbrio ácido base
HCl (aq) + NH3 (aq) NH4Cl (aq)
NH4+ (aq) + H2O (l) NH3 (aq) + H+ (aq)
No ponto de equivalência (pH < 7):H+ (aq) + NH3 (aq) NH4Cl (aq)
100 mL de HNO2 0.10 M são titulados com uma soluçãode NaOH 0.10 M. Qual é o pH no ponto de equivalência?
HNO2 (aq) + OH- (aq) NO2- (aq) + H2O (l)
Início (moles)
final (moles)
0.01 0.01
0.0 0.0 0.01
NO2- (aq) + H2O (l) OH- (aq) + HNO2 (aq)
Início (M)
Mudança (M)
Equilíbrio (M)
0.05 0.00
-x +x
0.05 - x
0.00
+x
x x
[NO2-] = 0.01
0.200 = 0.05 MVolume final = 200 mL
Kb =[OH-][HNO2]
[NO2-] =
x2
0.05-x = 2.2 x 10-11
0.05 – x ≈ 0.05 x ≈ 1.05 x 10-6 = [OH-]
pOH = 5.98
pH = 14 – pOH = 8.02
Indicadores ácido base
Equilíbrio ácido baseEquilíbrio ácido base
HIn (aq) H+ (aq) + In- (aq)
≥ 10[HIn][In-] Predomina a cor do ácido (HIn)
≤ 10[HIn][In-] Predomina a cor da base (In-)
pH
Soluções de couve
Titulação de um ácido forte com base forte
Equilíbrio ácido baseEquilíbrio ácido base
Indicadores ácido base
Equilíbrio ácido baseEquilíbrio ácido base
Que indicador(es) escolheria para a titulação de HNO2 com KOH ?Ácido fraco titulado com base forte.
No ponto de equivalência, base conjugada de ácido fraco.
No ponto de equivalência, pH > 7
Vermelho de cresol ou fenoftaleína
Constante do produto de solubilidade
Equilíbrio de solubilidadeEquilíbrio de solubilidade
AgCl (s) Ag+ (aq) + Cl- (aq)
Kps = [Ag+][Cl-] Kps é a constante do produto de solubilidade
MgF2 (s) Mg2+ (aq) + 2F- (aq) Kps = [Mg2+][F-]2
Ag2CO3 (s) 2Ag+ (aq) + CO32- (aq) Kps = [Ag+]2[CO3
2-]
Ca3(PO4)2 (s) 3Ca2+ (aq) + 2PO43- (aq) Kps = [Ca2+]3[PO3
3-]2
Dissolução de um sólido iónico em solução aquosa:
Q = Ksp solução saturada
Q < Ksp solução não saturada Não precipita
Q > Ksp solução supersaturada Formação de precipitado
Constante do produto de solubilidade Kps
Equilíbrio de solubilidadeEquilíbrio de solubilidade
Solubilidade
Equilíbrio de solubilidadeEquilíbrio de solubilidade
Solubilidade molar (mol/L) é o nº de moles de soluto dissolvidos em1 L de uma solução saturada.
Solubilidade (g/L) é o nº de gramas de soluto dissolvidos em 1 L deuma solução saturada.
Solubilidade
Equilíbrio de solubilidadeEquilíbrio de solubilidade
Qual é a solubilidade do cloreto de prata em g/L ?
AgCl (s) Ag+ (aq) + Cl- (aq)
Ksp = [Ag+][Cl-]Inicial (M)
Mudança (M)
Equilíbrio (M)
0.00
+s
0.00
+s
s s
Ksp = s2
s = Ksp√s = 1.3 x 10-5
[Ag+] = 1.3 x 10-5 M [Cl-] = 1.3 x 10-5 M
Solubilidade AgCl = 1.3 x 10-5 mol AgCl
1 L soln143.35 g AgCl
1 mol AgClx = 1.9 x 10-3 g/L
Ksp = 1.6 x 10-10
Relação entre Kps e Solubilidade molar
Equilíbrio de solubilidadeEquilíbrio de solubilidade
Solubilidade e precipitação
Equilíbrio de solubilidadeEquilíbrio de solubilidade
Se 2.00 mL de NaOH 0.200 M forem adicionados a 1.00 L deCaCl2 0.100 M, haverá formação de precipitado ?
Os iões presentes em solução são Na+, OH-, Ca2+, Cl-.
O único precipitado possível é Ca(OH)2 (regras de solubilidade).
Será Q > Kps para o Ca(OH)2?
[Ca2+]0 = 0.100 M [OH-]0 = 4.0 x 10-4 M
Ksp = [Ca2+][OH-]2 = 8.0 x 10-6
Q = [Ca2+]0[OH-]02 = 0.10 x (4.0 x 10-4)2 = 1.6 x 10-8
Q < Ksp Não há formação de precipitado
Solubilidade e precipitação
Equilíbrio de solubilidadeEquilíbrio de solubilidade
Qual a concentração de Ag necessária para precipitar UNICAMENTEAgBr de uma solução contendo Br- e Cl- numa concentração de 0.02 M ?
AgCl (s) Ag+ (aq) + Cl- (aq)
Ksp = [Ag+][Cl-]Ksp = 1.6 x 10-10
AgBr (s) Ag+ (aq) + Br- (aq) Ksp = 7.7 x 10-13
Ksp = [Ag+][Br-]
[Ag+] = Ksp
[Br-]7.7 x 10-13
0.020= = 3.9 x 10-11 M
[Ag+] = Ksp
[Br-]1.6 x 10-10
0.020= = 8.0 x 10-9 M
3.9 x 10-11 M < [Ag+] < 8.0 x 10-9 M
Efeito de ião comum e solubilidade
Equilíbrio de solubilidadeEquilíbrio de solubilidade
A presença de um ião comum diminui a solubilidade de um sal
Qual é a solubilidade molar do AgBr em (a) água pura e (b) NaBr0.0010 M ?
AgBr (s) Ag+ (aq) + Br- (aq)
Kps = 7.7 x 10-13
s2 = Kps
s = 8.8 x 10-7
NaBr (s) Na+ (aq) + Br- (aq)
[Br-] = 0.0010 MAgBr (s) Ag+ (aq) + Br- (aq)
[Ag+] = s[Br-] = 0.0010 + s ≈ 0.0010Kps = 0.0010 x s
s = 7.7 x 10-10
pH e solubilidade
Equilíbrio de solubilidadeEquilíbrio de solubilidade
• A presença de um ião comum diminui a solubilidade.• Bases insolúveis dissolvem-se em soluções ácidas.• Ácidos insolúveis dissolvem-se em soluções básicas
Mg(OH)2 (s) Mg2+ (aq) + 2OH- (aq)
Ksp = [Mg2+][OH-]2 = 1.2 x 10-11
Ksp = (s)(2s)2 = 4s3
4s3 = 1.2 x 10-11
s = 1.4 x 10-4 M
[OH-] = 2s = 2.8 x 10-4 M
pOH = 3.55 pH = 10.45
A pH inferior a 10.45diminui [OH-] OH- (aq) + H+ (aq) H2O (l)
remover
Aumenta a solubilidade do Mg(OH)2
A pH superior a 10.45
aumenta [OH-]
adicionar
Diminui a solubilidade da Mg(OH)2
Equilíbrio de complexação e solubilidade
Equilíbrio de solubilidadeEquilíbrio de solubilidade
Um ião complexo é um ião que contem um catião central ligado auma ou mais moléculas ou iões.
Co2+ (aq) + 4Cl- (aq) CoCl4 (aq)2-
Kf =[CoCl4 ]
[Co2+][Cl-]42-
A constante de formação ou de estabilidade (Kf) é a constante deequilíbrio para a formação do ião complexo.
Co(H2O)62+ CoCl42-
Kfestabilidadedo complexo
Análisequalitativade catiões
Teste de chama para Catiões
lítio sódio potássio cobre
Chemistry In Action: How an Eggshell is Formed
Ca2+ (aq) + CO32- (aq) CaCO3 (s)
H2CO3 (aq) H+ (aq) + HCO3- (aq)
HCO3- (aq) H+ (aq) + CO3
2- (aq)
CO2 (g) + H2O (l) H2CO3 (aq)carbonic
anhydrase
Regras de solubilidade para compostos iónicos em H2O a 25 ºC
SolubilidadeSolubilidade
1. Todos os sais compostos de metais alcalinos (grupo IA) são solúveis.
2. Todos os sais compostos de amónio (NH4+) são solúveis.
3. Todos os sais de compostos contendo nitrato (NO32-) clorato (ClO3
-) eperclorato (ClO4
-) são solúveis.
4. A maioria dos hidróxidos (HO-) são insolúveis. A excepção são oshidróxidos dos metais alcalinos e o hidróxido de bário [Ba(OH)2]. Ohidróxido de cálcio [Ca(OH)2] é ligeiramente solúvel.
5. A maioria dos compostos contendo cloreto (Cl-), brometo (Br-) ou iodeto (I-)são solúveis, as excepções são aqueles sais contendo Ag+, Hg2
2+ e Pb2+.
6. Todos os carbonatos (CO32-), fosfatos (PO4
3-), cromatos (CrO42-) e sulfetos
(S2-) são insolúveis; as excepções são aqueles dos metais alcalinos e osde amónio.
7. A maioria dos sulfatos (SO42-) são solúveis. O sulfato de cálcio (CaSO4) e
o sulfato de prata (AgSO4) são ligeiramente solúveis. O sulfato de bário(BaSO4), o sulfato de mercúrio (II) (HgSO4) e o sulfato de chumbo (PbSO4)são insolúveis.