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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