EQUILÍBRIO AQUOSO – EFEITO DO ÍON COMUM

• A solubilidade de um ácido fraco, base fraca ou ainda um salparcialmente solúvel diminui quando um íon comum é adicionado.

• Considere o equilíbrio estabelecido quando o ácido acético,CH3COOH é adicionado à água.

• No equilíbrio, H+ e CH3COO- estão se movimentandoconstantemente para dentro e para fora da solução, mas asconcentrações dos íons são constantes e iguais.concentrações dos íons são constantes e iguais.

• Considere a adição de CH3COO-, que é um íon comum. (A fonte de acetato poderia ser um eletrólito forte como o CH3COONa.)

• Conseqüentemente, a [CH3COO-] aumenta e o sistema não estámais em equilíbrio.

• Então, a [H+] deve diminuir.

EXERCÍCIOS

1. Qual é o pH de uma solução preparada pela adição de 0,30 mol deácido acético (CH3COOH) e 0,30 mol de acetato de sódio(CH3COONa) em quantidade suficiente de água para perfazer 1,0 Lde solução? Dados: Ka = 1,8 x 10-5

2. Calcule a concentração de íons fluoreto e o pH de uma solução de0,2 mol de HF e 0,10 mol de HCl. Dados: Ka = 6,8 x 10-4

Composição e ação das soluções-tampão• Um tampão consiste em uma mistura de ácido fraco (HX) e sua

base conjugada (X-):

• A expressão Ka é

EQUILÍBRIO AQUOSO – SOLUÇÃO TAMPÃO

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

• A expressão Ka é

][

][]H[

[HX]

]][H[ -

−+

+

=

∴

=

X

HXK

XK

a

a

• Um tampão resiste a uma variação de pH quando uma pequenaquantidade de OH- ou H+ é adicionada.

EQUILÍBRIO AQUOSO – SOLUÇÃO TAMPÃO

Capacidade de tampão e pH• A capacidade do tampão é a quantidade de ácido ou base

neutralizada pelo tampão antes que haja uma alteraçãosignificativa no pH.

• A capacidade do tampão depende da composição do tampão.

• Quanto maiores são as quantidades de pares ácido-baseconjugados, maior é a capacidade do tampão.

EQUILÍBRIO AQUOSO – SOLUÇÃO TAMPÃO

conjugados, maior é a capacidade do tampão.

• O pH do tampão depende da Ka.

][

][log

][

][log

][

]HX[loglog]Hlog[

ÁCIDO

SALpKapH

HX

XpKapH

XKa

+=⇒+=∴

−−=−

−

−

++

EQUILÍBRIOS AQUOSOS – SOLUÇÕES-TAMPÃO

CÁLCULO ADIÇÃO ÁCIDO FORTE CÁLCULO ADIÇÃO ÁCIDO FORTE -- BASE FORTEBASE FORTE

EXERCÍCIOS

1. Qual é o pH de um tampão de 0,12 mol/L de ácido lático (HC3H5O3)e 0,10 mol/L de lactato de sódio (NaC3H5O3)? Para o ácido lático,Ka = 1,4 x 10-4.

• Um gráfico de pH versus volume de ácido (ou base) adicionado é chamadode curva de titulação.

• Considere a adição de uma base forte (por exemplo, NaOH) a uma solução de um ácido forte (por exemplo, HCl).

– Antes de qualquer base ser adicionada, o pH < 7.

EQUILÍBRIOS AQUOSOS – TITULAÇÃO ÁCIDO FORTE-BASE FORTE

adicionada, o pH < 7.

– Quando a base é adicionada, antes do ponto de equivalência, o pH < 7.

– No ponto de equivalência, a quantidade de base adicionada é estequiometricamente equivalenteà quantidade de ácidooriginalmente presente. Portanto, o pH é determinado pela solução de sal. Portanto, pH = 7.

EQUILÍBRIOS AQUOSOS – TITULAÇÃO ÁCIDO FORTE-BASE FORTE

• Considere a adição de uma base forte (por exemplo, NaOH) a umasolução de um ácido forte (por exemplo, HCl).

• Sabemos que o pH no ponto de equivalência é 7,00.

• Para detectar o ponto equivalência, usamos um indicador quemuda de cor quando próximo a 7,00.

• O ponto de equivalência em uma titulação é o ponto no qual o

EQUILÍBRIOS AQUOSOS – TITULAÇÃO ÁCIDO FORTE-BASE FORTE

• O ponto de equivalência em uma titulação é o ponto no qual o ácido e a base estão presentes em quantidades estequiométricas.

• O ponto final em uma titulação é o ponto observado.

• A diferença entre o ponto de equivalência e o ponto final é chamada de erro de titulação.

• A forma de uma curva de titulação de base forte-ácido forte é muito parecida com a forma de uma curva de titulação ácidoforte-base forte.

EQUILÍBRIOS AQUOSOS – TITULAÇÃO ÁCIDO FRACO-BASE FORTE

EQUILÍBRIOS AQUOSOS – TITULAÇÃO

A constante do produto de solubilidade, Kps• Considere:

para o qual

• Kps é o produto de solubilidade. (O BaSO4 é ignorado, uma vez que é um sólidopuro, logo, sua concentração é constante.)

• Para converter solubilidade em K

BaSO4(s) Ba2+(aq) + SO42-(aq)

]SO][Ba[ -24

2+=psK

EQUILÍBRIOS AQUOSOS – SOLUBILIDADE

• Para converter solubilidade em Kps• a solubilidade precisa ser convertida em solubilidade molar (através da massa

molar);

• a solubilidade é convertida na concentração em quantidade de matéria de íonsno equilíbrio (cálculo do equilíbrio),

• Kps é o produto da concentração de íons no equilíbrio.

EXERCÍCIOS

1. Escreva a expressão para a constante do produto desolubilidade para as reações abaixo

a) b) AgCl (s) Ag+(aq) + Cl-(aq)

b) CaF2 (s) Ca2+(aq) + 2F-

(aq)

c) Mg(OH)2 (s) Mg2+(aq) + 2OH-

(aq)

d) Ag(OH)3 (s) Ag+(aq) + 3OH-

(aq)

2. Calcule a solubilidade de CaF2 a 25 oC. Onde a constantedo produto de solubilidade vale 3,9 x 10-11

EXERCÍCIOS

1. Calcule a solubilidade molar Mg(OH)2 sabendo que aconstante do produto de solubilidade é 1,8 x 10-11

2. Calcule a concentração de Ba2+ em um sistema onde oBaSO4 se encontra em equilíbrio com seus íons. Sabendoque Kps = 1,1 x 10-10

Efeito do íon comum• A solubilidade diminui quando um íon comum é

adicionado.

• Isto é uma aplicação do princípio de Le Châtelier:

EQUILÍBRIOS AQUOSOS – SOLUBILIDADE

CaF2(s) Ca2+(aq) + 2F -(aq)

• À medida que se adiciona F- (do NaF, por exemplo), oequilíbrio desloca-se no sentido contrário ao aumento.

• Conseqüentemente, forma-se CaF2(s) e ocorre umaprecipitação.

• À medida que se adiciona NaF ao sistema, a solubilidadedo CaF2 diminui.

CaF2(s) Ca (aq) + 2F (aq)

EXERCÍCIOS

1. Calcule a solubilidade molar de CaF2 a 25 oC em que:

a) Apresenta 0,001 mol de Ca(NO3)2em 1000 mL;

b) Apresenta 0,005 mol NaF em 500 mL