QuímicaQuímica Analítica Aplicada Analítica Aplicada Agronomia – Eng. FlorestalAgronomia – Eng. Florestal

20092009

Prof. Evaldo Ferraz de OliveiraProf. Evaldo Ferraz de Oliveira

«Quem não faz trabalhos práticos nem faz experiências nunca dominará a alquimia».

حيان ابن Jābir ibn Hayyān – (Geber) – جابرAlquimista árabe do século VIII que introduziu a investigação experimental na Alquimia, lançando as bases para a Química Moderna.

Química Analítica Aplicada - 2008

Prof. Evaldo Ferraz de Oliveira

As definições (teorias)As definições (teorias) ácido-baseácido-base

e e os equilíbrios iônicosos equilíbrios iônicosem soluções aquosasem soluções aquosas

Até o fim do século XIX, ácidos e bases foram definidos em termos de propriedades comuns a todos os membros de cada categoria (categorização clássica).

Época de surgimento dos termos:a) Ácido e sal – Antiguidadeb) Álcali – Idade Médiac) Base – Século XVII

Assim, um ácido (do latim acidus, azedo) era definido como sendo uma substância cuja solução aquosa:

a) tem sabor “azedo” ou ácido; b) muda a coloração de pigmentos vegetais como o tornassol

(corante extraído de certos liquens), o extrato de pau brasil (vermelho forte-amarelo) e o xarope de violetas (vermelho-verde);

c) dissolve os metais (reage com metais “ativos” com desprendimento de hidrogênio); e

d) neutraliza as bases.

1) Breve panorama histórico das definições ácido-base

Por outro lado, uma base ou álcali (do árabe al kali, cinzas de vegetais) era definida como uma substância cuja solução aquosa:

• a) reverte a mudança de coloração produzida por ácidos em pigmentos vegetais, por exemplo, azula o tornassol vermelho;

• b) neutraliza os ácidos;• c) tem tato “untoso” (a solução da’ uma sensação escorregadia,

como o sabão, quando esfregada entre os dedos);• d) tem sabor amargo.

Evolução histórica do conceito de ácido e baseEvolução histórica do conceito de ácido e base

R. Boyle (1613) : Os acidos tem poder disolvente, colorem de vermelho a tintura de tornassol. Os álcalis se caracterizam por propriedades opostas a dos ácidos, poder detergente, suavidade ao tato, etc..

Lavoisier ( 1777) : Primeiro que pensou em sua constituição química. Os ácidos tem o oxigênio como elemento comum.

Berthollet ( 1787 ) : Demonstra que os ácidos HCN y H2S não tem O.

Liebig ( 1838 ) : Define os ácidos como compostos hidrogenados...

Definições de Ácidos e Bases Mais RecentesDefinições de Ácidos e Bases Mais Recentes222.1.- Arrhenius (1883)2.1.- Arrhenius (1883)

Ácido: Substância que, em solução aquosa, se dissocia dando origem a íons H+

HCl H+ (aq) + Cl- (aq)H2SO4 → 2H+(aq) + SO4

-2(aq)

Base: Substância que, em solução aquosa, se dissocia dando origem a íons OH-

NaOH Na+ (aq) + OH- (aq)Ca(OH)2 → Ca+2(aq) + 2OH-(aq)

Neutralização: reação entre essas duas espécies iônicas formando águaH+ + OH- → H2O

Svante Arrhenius(1859-1927)

[http://www.nobel.se/chemistry/laureates/1903/index.html]

“Em reconhecimento aos extraordinários serviços que temprestado ao avanço da química por meio de sua teoriada dissociação eletrolítica”.

1903Terceiro Prêmio Nobel

de Química

* Não contempla substâncias com propriedades básicas que não contem íons hidroxila (p. ex.: NH3 líquido, aminas, CaCO3)* Não contempla substâncias com propriedades ácidas que não contem íons H+ (p. ex.: CO2, SO3)* Aplica-se somente às soluções aquosas.

Há necessidade de uma perspectiva mais geral

Limitações da definição de Arrhenius:

2.2.- Brønsted-Lowry (1923)2.2.- Brønsted-Lowry (1923)

Ácido: Espécie com tendência a ceder um H+

Base: Espécie com tendência a aceitar um H+

CH3COOH (aq) + H2O (l) ⇄H3O+ (aq) + CH3COO- (aq)

ácido base baseácido

Transferênciaprotônica

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

* Não se limita a soluções aquosas.* Explica o comportamento básico da NH3

e aminas, p.ex..

Vantagens

Par ácido-base conjugado

Substância anfótera(pode atuar como

ácido ou como base)

Thomas Martin Lowry(1874-1936)

Johannes Nicolaus Brønsted(1879-1947)

Limitações da definição de Bronsted-Lowry:

Atribui as propriedades ácidas ao grupo químico H+.

A teoria de Arrhenius faz a transição entre a categorização constitucional, das teorias anteriores, para a categorização

relacional. O aspecto relacional emerge com a introdução de que o comportamento ácido ou base surge em relação a uma outra substância, no caso a água. A água pode ser vista como o lugar onde se produz H+ ou OH-. O aspecto constitucional,

no entanto, ainda está presente pois são H+ ou OH- que são produzidos.

Comentários:

2.3 - O equilíbrio iônico da água

Em 1894, Kohlrausch e Heideweiller concluíram que mesmo a mais pura das águas apresenta uma pequena condutividade elétrica.

2.3 - O equilíbrio iônico da água

i ≠ 0,mas

muito pequena

Água pura

H2O

Fato experimental: a água pura apresenta uma pequena condutividade elétrica!

Medida da condutividade elétrica da água

+ +

H2O H2O H3O+ OH-

Explicação para o fato experimental:

A condutividade elétrica da água pode ser explicada considerando-se seu caráter anfiprótico.

+ +

H2O H2O H3O+ OH-

Dissociação da água

Nesta reação são produzidos o íon hidrônio (H3O+) e o íon hidroxila (OH-).

+ +

Em um litro de água pura a 25oC existem 1,0 x 10-7 mols de íons H3O+ e uma quantidade igual de íons

hidroxila.

H2O H2O H3O+ OH-

O equação da dissociação da água

A natureza anfiprótica da água é bem ilustrada pela reação acima que pode ser representada por uma das seguintes

equações:

+ +

H2O H+ + OH-

I)

II) representação simplificada

O íon H+ em água

Embora se tenha tornado convenção, para maior simplicidade, usar o símbolo H+ para designar o íon hidrônio (H3O+), deve-se salientar que não existem prótons “nus” (livres) na água em quantidade significante; eles ocorrem somente na forma hidratada. Além disso o próprio íon H3O+ encontra-se hidratado através de ligações pontes de hidrogênio adicionais, formando o íon H9O4

+.

O íon H+ em água

Cluster H5O2+

• Em água, H+(aq) forma “clusters” (agrupamentos).• O cluster mais

simples H3O+(aq).

• Usa-se ou H+(aq) ou H3O+(aq).

O íon HO íon H++ em água em água

Cluster H9O4

+

O equilíbrio representado pelas equações (I) O equilíbrio representado pelas equações (I) ou (II) existe em água pura e em todas as ou (II) existe em água pura e em todas as soluções aquosas e deve satisfazer a soluções aquosas e deve satisfazer a equação:equação:

2

2

3

]0[][]0[

HOHHK

eq

[H3O+] = concentração de equilíbrio do íon H3O+ em mol ⁄ L;

[OH-] = concentração de equilíbrio do íon OH- em mol ⁄ L;

[H2O] = concentração de equilíbrio da H2O em mol ⁄ L.

Como:

[H2O] = CH2O = 55,5mol/L = constante

a) [H2O] = CH2O - CH2Oíonizada

b) CH2O = 998g ÷ (18g/mol . 1L) = 55,5 mol/L

c) CH2Oíonizada = 0 (na verdade 10-7 mol/L em água pura)

Podemos escrever

Keq . [H2O]2 = [H3O+] . [OH-] constante

Representando a nova constante por Kw , teremos:

Esta constante é denominada constante de auto-ionização da água ou produto iônico da água e seu valor depende da temperatura (Tabela I).

Kw = [H3O+] . [OH-]

TemperaturTemperatura(a( o oC)C)

KwKw

00 0,12 X 100,12 X 10--

1414

1515 0,45 x 100,45 x 10--

1414

2020 0,68 x 100,68 x 10--

1414

2525 1,01 x 101,01 x 10--

1414

3030 1,47 x 101,47 x 10--

1414

3535 2,09 x 102,09 x 10-14-14

4040 2,92 x 102,92 x 10-14-14

100100 51,52 x 1051,52 x 10-14-14

Tabela I - Valores de Kw a diferentes temperaturas (oC).

Em água pura e em soluções aquosas diluídas, tais como a solução do solo ou soluções utilizadas em análise qualitativa inorgânica, a 25oC o valor de Kw é constante e igual a 1.0 x 10-14.

Kw = 1,0 x 10-14 (a 25oC)

Em água pura, todos os íons hidrônio (H3O+) e hidroxila (OH-) se originam da dissociação da água.

[H3O+] = [OH-]

Kw = [H3O+]2

[H3O+] = Kw1/2 = (1,0x10-14)1/2 = 1,0x10-7 mol/L

Portanto, teremos:

Em água pura e em soluções neutras:

[H3O+] = [OH-] = 1,0x10-7 mol/L

Conclusão:

H3O+

Fato experimental: quando um ácido é dissolvido em água pura a concentração de íons hidrogênio (H3O+) é aumentada para um valor que depende da concentração e do grau de ionização do ácido dissolvido.

ácido

Um aumento na ([H3O+]) resulta numa

correspondente diminuição da

concentração de íons hidroxila pois o

produto da [H3O+] pela [OH-] é sempre

constante e igual a Kw.

[H3O+] = [ OH-]

[H3O+] > [ OH-]

Água pura

Conclusão: Em soluções ácidas ...

Fato experimental: soluções ácidas possuem [H3O+] > 10-7 mol/L e [ OH-] < 10-7mol;L

Solução ácida

Portanto, em soluções ácidas:

[H3O+] > [ OH-]

Soluções de ácidos em água

OH-

Fato experimental: quando uma base é dissolvida em água pura a concentração de íons hidroxila (OH-) aumenta.

Um aumento na ([OH-]) resulta numa

correspondente diminuição da

concentração de íons hidrônio pois o

produto da [H3O+] pela [OH-] é sempre constante e igual a

Kw. [OH-] = [ H3O+]

[OH-] > [ H3O+]

Água pura

Adição de

NaOH

Solução alcalina ou básica

Fato experimental: soluções básicas possuem [ OH-] > 10-7 mol/L e [H3O+] < 10-7mol;L

Solução básica

Portanto, em soluções básicas:

[OH-] > [H3O+]

Soluções de álcalis em água

Soluções aquosas:

A acidez ou a alcalinidade de uma solução

pode ser expressa quantitativamente

em termos da [H3O+]

ou da [OH-].

Cálculo da [H3O+] ou da [OH-]

em soluções aquosas

Conhecendo-se qualquer uma dessa concentrações

pode-se calcular a outra utilizando-se a equação:

][]0[ 3 OHHK w

][]0[

3

OHKH w

][]0[

3

OH

KH w

ou seja

[H3 O+](mol/L) [OH-](mol/L) Classificação 1 0.00000000000001 0.1 0.0000000000001 0.01 0.000000000001 0.001 0.00000000001 0.0001 0.0000000001 0.00001 0.000000001 0.000001 0.00000001

Soluções Acídicas

0.0000001 0.0000001 Soluções Neutras 0.00000001 0.000001 0.000000001 0.00001 0.0000000001 0.0001 0.00000000001 0.001 0.000000000001 0.01 0.0000000000001 0.1 0.00000000000001 1

Soluções Básicas ou Alcalinas

Ilustração da relação Kw = [H3O+].[OH-] em soluções aquosas a 25oC

Aci

dez

cres

cent

eB

asicidade crescente

Um método mais simples de expressar a concentração hidrogeniônica e, portanto, a acidez ou alcalinidade de uma solução, é através da escala de pH.

A expressão da [H3O+]

― pH ―

O termo pH foi introduzido em 1909 pelo bioquímico

dinamarquês S.P.L. Sörensen com o objetivo de evitar o

manuseio trabalhoso de números pequenos como 0.000001

ou 1.0 x 10-6, usados para expressar a concentração

hidrogeniônica em fluidos biológicos.

O pH de uma solução pode ser definido como o logaritmo do inverso da concentração do íon hidrônio ou como o logaritmo negativo da concentração do íon hidrônio.

]log[][

1log 33

OH

OHpH

O operador p

― (p = - log) ―

O pH de uma solução está relacionado à [H3O+] pela seguinte equação:

A relação matemática entre [H3O+] e o pH

)log(10]0[3

pHantiH pH

7

pH =

Em água pura e soluções neutras, a 25oC,

[H3O+] = [OH-] = 10-7 mol ⁄ L.

A relação matemática entre [H3O+] e o pH

― Exemplo 1 ―

Qual o pH da água pura?

[H3O+] = 10 mol ⁄ L

7-

7

Suponhamos que uma solução ácida contenha uma [H3O+] igual a 2,0 x 10-4 mol ⁄ L.

A relação matemática entre [H3O+] e o pH

― Exemplo ―

430103,0430103,04

3101010100,2]0[ H

Qual o pH dessa solução?

69897,34

310100,2]0[ H ou seja [H3O+] ≈ 10- 3,70

3,70pH =

Log10 2 = 0,30103

ou

2 = 100,30103

De modo semelhante, podemos definir o termo pOH como sendo o logaritmo negativo da concentração de íons hidroxila da solução:

pOH

]log[][

1log OH

OHpOH

O termo pOH não é muito utilizado para expressar a acidez ou a alcalinidade de soluções. Para esta finalidade utiliza-se o valor de pH da solução.

A relação entre o pH e o pOH de uma mesma solução pode ser obtida da expressão de Kw da seguinte maneira:

][][ 3 OHOHK w

])[]log([log 3 OHOHK w

]log[]log[log 3 OHOHK w

])log[(]log[log 3 OHOHK w

pKw = pH + pOH

pH e pOH

Forma logarítmica do

Kw

No caso de soluções alcalinas ou de soluções de concentração hidroxiliônica conhecida, é mais simples calcular o pOH da solução.

Observação

A escala de pH

A escala de acidez para soluções aquosas, expressa em termos de pH, varia de 0 a 14

e está esquematizada abaixo.

Água pura ou soluções diluidas

Soluções acídicas Soluções básicas

0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 pH

100 10-1 10-2 10-3 10-4 10-5 10-6 10-7 10-8 10-9 10-10 10-11 10-12 10-13 10-14 [H3O+]

A escala de pH

pH de alguns fluidos naturais e produtos comerciais

chuva ácida

chuva normal

urina

A escala de pH

Escala de cor em função do pH do meio para papel indicador feito com extrato aquoso de repolho roxo

Antocianinas e a escala de pH

-

Antocianinas, pigmentos da classe dos flavonóides, responsáveis pela coloração azul, vermelha e roxa de diversos tecidos vegetais.

As transformações que ocorrem na estrutura das antocianinas, quando há variação no pH do meio, são responsáveis pelas mudanças de coloração observadas.

A acidez do solo

I.16 - A acidez do Solo

Em estudos de fertilidade de solos, um dos parâmetros avaliados é o grau de acidez ou de alcalinidade do solo. Por sua importância na compreensão de fenômenos que ocorrem no sistema solo-planta, autores de manuais de fertilidade do solo ― antes de se aprofundarem na exposição dos efeitos diretos e indiretos do pH sobre a disponibilidade de nutrientes para as plantas, ou de assuntos relacionados ― dedicam parágrafos e até mesmo várias páginas definindo ou revisando os conceitos vistos acima. Apesar de muitas vezes utilizarem terminologia própria da área de agronomia, nessas obras, os conceitos fundamentais são apresentados de forma semelhante à utilizada em nosso curso de Química Analítica Aplicada, conforme podemos constatar nas transcrições abaixo.

A acidez do solo

“(...) A acidez dos solos brasileiros é classificada de vários modos, dependendo do Estado. Em São Paulo usa-se a seguinte classificação:

fortemente ácido - pH menor que 5.00

ácido - pH entre 5.00 e 5.50

medianamente ácido - pH entre 5.55 e 6.00

pouco ácido - pH 6.00

(...) Os solos brasileiros em alta proporção apresentam-se muito ácidos. Em outras palavras: a maioria dos solos brasileiros necessita de calagem, a prática destinada a corrigir a acidez. Isto é particularmente verdadeiro no cerrado onde se encontram solos dos mais velhos do mundo e onde por isso as bases foram muito lavadas e substituidas pelo hidrogênio.”

MALAVOLTA, Eurípedes. A Pratica da Calagem. Sorocaba, Grupo Pagliato, 1986. p.5. (Boletim Técnico no. 2).

Problemas numéricos─ o cálculo do pH de soluções de ácidos e bases fortes ─

Em qualquer solução aquosa, a auto-ionização da água sempre contribui para a concentração de

íons hidrônio e hidroxila.

[H3O+]total = [ H3O+ ]ácido + [ H3O+ ]água

[H3O+] proveniente da dissociação do

ácidoHA + H2O → H3O+ + A-

[H3O+] proveniente da dissociação da

águaH2O + H2O → H3O+ + OH-

1) Soluções de ácidos fortes:

H3O+

H3O+

H3O+

H3O+

H3O+

H3O+

H3O+

Significativa em soluções ácidas concentradas e medianamente

diluídas

Insignificante em soluções ácidas concentradas e medianamente diluídas

OH-

+ [ H3O+ ]água

Problemas numéricos─ o cálculo do pH de soluções de ácidos e bases fortes ─

[H3O+]total = [ H3O+ ]ácido

1) Soluções de ácidos fortes ⇔ ionização total (α% = 100%)

H3O+

H3O+

H3O+

H3O+

H3O+

H3O+

H3O+

Significativa em soluções ácidas concentradas e medianamente

diluídas

Insignificante em soluções ácidas concentradas e medianamente diluídas

OH-

a) Modelo matemático completo:

b) Modelo matemático simplificado:

H3O+H3O+

H3O+

H3O+

H3O+

H3O+

[H3O+]total = [ H3O+ ]ácido

Condições de validade do modelo

simplificado:

1) O ácido deve ser forte!

2) C ácido ≥ 10-6 mol / L

[ H3O+ ]ácido = C ácido

[H3O+]total = [ H3O+ ]ácido = Câcido

[H3O+]total = Câcido

Ácido forte monoprótico

Problemas numéricos─ o cálculo do pH de soluções de ácidos e bases fortes ─

Lembrete: em qualquer solução aquosa, a auto-ionização da água sempre contribui para a concentração

de íons hidrônio e hidroxila.

[OH-]total = [ OH- ]base + [ OH- ]água

[OH-] proveniente da dissociação

da baseBOH → B+ + OH-

[OH-] proveniente da dissociação da

águaH2O + H2O → H3O+ + OH-

2) Soluções de bases fortes:

OH-

OH-

OH-

H3O+

OH-

OH-

OH-

Parcela principal da equação para soluções básicas concentradas e

medianamente diluídas

Insignificante em soluções básicas concentradas e medianamente diluídas

OH-

[ OH- ]base = C base

Base forte monohidroxílica

+ [ OH- ]água+ [ OH- ]água

Problemas numéricos─ o cálculo do pH de soluções de ácidos e bases fortes ─

[OH-]total = [ OH- ]base

2) Soluções de bases fortes (α%=100%)

OH-

OH-OH-

H3O+

OH-

OH-

OH-

Parcela significativa em soluções alcalinas concentradas e

medianamente diluídas

Insignificante em soluções alcalinas concentradas e medianamente diluídasOH-

a) Modelo matemático completo:

b) Modelo matemático simplificado:

OH-OH-

OH-

OH-

OH-

OH-

[OH-]total = [ OH- ]base

Condições de validade do modelo

simplificado:C base ≥ 10-6 mol / L

[OH-]total = [ OH- ]base = Cbase

[OH-]total = Cbase

Solução alcalina com Cbase ≥ 10-6 mol / L∴

Problemas numéricos─ o cálculo do pH de soluções de ácidos fortes ─

Exercício 1 - Calcular o pH de uma solução obtida pela dissolução de 0.0020 mol de HCl em água suficiente para perfazer 500 mL de solução.

0,0020 mol – 500 mL X = (0,0020. 1000) / 500 = 0,0040 mol.L-1 = Cácido

X – 1000 mL

Resolução

[H3O+]ácido = Cácido = 4,0 x 10 -3 = 100,6021 x 10 -3 = 10 -2,3979 mol.L-1 = [H3O+]total

•3º Passo – Aproximar o expoente da [H3O+]total e expressar o pH (2 casas decimais).[H3O+]total = 10 -2,3979 mol.L-1 ≈ 10 -2,40 mol.L-1

∴ Resposta: pH = 2,40

1) Ácido forte: [ H3O+ ]ácido = Câcido

log 4 = 0,6021

•2º Passo – Calcular a [H3O+]total (expressá-la como potência de 10).

2) Cácido = 0,0040 ≥ 10-6 mol.L-1

∴ [H3O+]total = [ H3O+ ]ácido

•1º Passo – Calcular a concentração do ácido (Cácido) .

Adotar modelo simplificado:

[H3O+]total = [ H3O+ ]ácido = Câcido

Problemas numéricos─ o cálculo do pH de soluções de ácidos fortes ─

Exercício 1 - Calcular o pH de uma solução obtida pela dissolução de 0.0020 mol de HCl em água suficiente para perfazer 500 mL de solução.

*0,0020 mol – 500 mLX – 1000 mL

X = (0,0020. 1000) / 500 = 0,0040 mol.L-1 = Cácido

Resolução

I - Dados

3) pH = ? (ou [H3O+]total = ?)

II - Fórmulas

a) Modelo completo: [H3O+]total = [ H3O+ ]ácido + [ H3O+ ]água

Cácido = 4,0 x 10 -3 mol.L-1

III – Substituição

IV - Resposta: pH = 2,40

1) Ácido forte monoprótico = HCl

2) Cácido = 0,0040 * ≥ 10-6 mol.L-1

b) Modelo simplificado: [H3O+]total = [ H3O+ ]ácido ( atende cond. validade )

c) Lógica da resolução: [H3O+]total = [ H3O+ ]ácido = Câcido

[H3O+]ácido= Cácido = 4,0 x 10-3 = 100,6021 x 10-3 mol.L-1

[H3O+]total = [H3O+]ácido = 10 -2,3979 ≈ 10 -2,40 mol.L-1

log4=0,6021

Problemas numéricos─ o cálculo do pH de soluções de ácidos fortes ─

Exercício 2 - Calcular o pH de uma solução obtida pela dissolução de 10-8 mol de HCl em água suficiente para perfazer 1,0 L de solução.

Resolução

I - Dados

3) pH = ? (ou [H3O+]total = ?)

II - Fórmulas

a) Modelo completo:

[H3O+]total = [ H3O+ ]ácido + [ H3O+ ]água

K w = [H3O+] . [OH-] = (Cácido+[OH-]). [OH-] = (10-8+ [OH- ]). [OH-]

III – Substituição

IV - Resposta: pH = 6,98

1) Ácido forte monoprótico = HCl

2) Cácido = 10-8 mol.L-1 ≤ 10-6 mol.L-1

b) [H3O+]total = [H3O+]

c) Lógica da resolução:usar as equações do Kw e do [H3O+]total

[OH-]2 + 10-8. [OH-] – Kw = 0 ou x2 + 10-8x – 10-14 = 0

x= {-10-8 ± (10-16 + 4.1.10-14)1/2 }/2 = 9,5 x 10-8mol.L-1

Modelo simplificado: não atende condições de validade

e) Dissociação da água: K w = [H3O+] . [ OH- ]

c) [H3O+] ácido = Cácido = 10-8 mol.L-1

d) [H3O+] água = [OH-] água = [OH-]

[OH-] = x = 9,5 x 10-8 = 100,9777 x 10-8 = 10-7,02mol.L-1

pOH = 7,02 pH = 14 - 7,02 = 6,98

Problemas numéricos─ o cálculo do pH de soluções de bases fortes ─

Exercício 3 - Calcular o pH e o pOH de uma solução obtida pela dissolução de 2,50 g de KOH em água suficiente para perfazer 250 mL.

2,50g/ 56,11g.mol-1 – 250 mL

X – 1000 mL

X = 0,1782 mol.L-1 = Cbase

Resolução

I - Dados

5) pOH = ? (ou [OH-]total = ?)

II - Fórmulas

a) Modelo completo: [OH-]total = [OH-]base + [OH-]água

[OH- ]base= Cbase = 1,78 x 10-1 = 100,2504 x 10-1 mol.L-1

III – Substituição

IV - Resposta: pH =13,25

1) Base forte monohidroxílica = KOH

2) Massa KOH = 2,50gb) Modelo simplificado: [OH- ]total = [OH-]base ( atende cond. validade )

c) Lógica da resolução: [OH- ]total = [OH-]base = Cbase

pOH = 0,75

[OH- ]total = [OH- ]base = 10 -0,7495 ≈ 10 -0,75 mol.L-1

Log1,78=0,2504

4) Cbase = 1,78x10-1mol.L-1 ≥ 10-6mol.L-1

3) MolKOH = 39,10+1,01+16,00=56,11g

pH = 14- pOH = 13,25

6) pH = ?

Que o meu sangue seja um protesto contra aqueles que invadem o solo de minha terra natal !

Tenente Antonio João – Herói mato-grossense morto em combate na invasão de Corumbá durante a Guerra do Paraguai

Severina Big Bang

Saudosa colega e ex-aluna de Agronomia – Requiescat in pacem!

☼ 29-02-1990 †01-04-2009

Suas ultimas palavras: “ Nunca mais...ah... vou brincar de cientista maluca ... nas aulas de laboratório de Analiti... cahh...”