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Efeito do ião comum Equilíbrio ácido base Equilíbrio ácido base O 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 CH 3 COONa (electrólito forte) e CH 3 COOH (ácido fraco). CH 3 COONa (s) Na + (aq) + CH 3 COO - (aq) CH 3 COOH (aq) H + (aq) + CH 3 COO - (aq) ião comum

Ácido Base 2 e Solubilidade

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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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Page 1: Ácido Base 2 e Solubilidade

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

Page 2: Ácido Base 2 e Solubilidade

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]

Page 3: Ácido Base 2 e Solubilidade

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!

Page 4: Ácido Base 2 e Solubilidade

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

Page 5: Ácido Base 2 e Solubilidade

HCl H+ + Cl-

HCl + CH3COO- CH3COOH + Cl-

Page 6: Ácido Base 2 e Solubilidade

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

Page 7: Ácido Base 2 e Solubilidade

= 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

Page 8: Ácido Base 2 e Solubilidade

Chemistry In Action: Maintaining the pH of Blood

Page 9: Ácido Base 2 e Solubilidade

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)

Page 10: Ácido Base 2 e Solubilidade

Titulações ácido forte/base forte

Equilíbrio ácido baseEquilíbrio ácido base

NaOH (aq) + HCl (aq) H2O (l) + NaCl (aq)

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

Page 11: Ácido Base 2 e Solubilidade

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):

Page 12: Ácido Base 2 e Solubilidade

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]

Page 13: Ácido Base 2 e Solubilidade

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]

Page 14: Ácido Base 2 e Solubilidade

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

Page 15: Ácido Base 2 e Solubilidade

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

Page 16: Ácido Base 2 e Solubilidade

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-]

Page 17: Ácido Base 2 e Solubilidade

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-]

Page 18: Ácido Base 2 e Solubilidade

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-]

Page 19: Ácido Base 2 e Solubilidade

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)

Page 20: Ácido Base 2 e Solubilidade

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

Page 21: Ácido Base 2 e Solubilidade

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-)

Page 22: Ácido Base 2 e Solubilidade

pH

Soluções de couve

Page 23: Ácido Base 2 e Solubilidade

Titulação de um ácido forte com base forte

Equilíbrio ácido baseEquilíbrio ácido base

Page 24: Ácido Base 2 e Solubilidade

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

Page 25: Ácido Base 2 e Solubilidade

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

Page 26: Ácido Base 2 e Solubilidade

Constante do produto de solubilidade Kps

Equilíbrio de solubilidadeEquilíbrio de solubilidade

Page 27: Ácido Base 2 e 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.

Page 28: Ácido Base 2 e Solubilidade

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

Page 29: Ácido Base 2 e Solubilidade

Relação entre Kps e Solubilidade molar

Equilíbrio de solubilidadeEquilíbrio de solubilidade

Page 30: Ácido Base 2 e 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

Page 31: Ácido Base 2 e Solubilidade

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

Page 32: Ácido Base 2 e Solubilidade

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

Page 33: Ácido Base 2 e Solubilidade

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

Page 34: Ácido Base 2 e Solubilidade

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

Page 35: Ácido Base 2 e Solubilidade
Page 36: Ácido Base 2 e Solubilidade
Page 37: Ácido Base 2 e Solubilidade

Análisequalitativade catiões

Page 38: Ácido Base 2 e Solubilidade

Teste de chama para Catiões

lítio sódio potássio cobre

Page 39: Ácido Base 2 e Solubilidade

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

Page 40: Ácido Base 2 e Solubilidade

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.