Professor Élcio Barrak

Luiz Antonio Rosa Machado 17103 EEL

José Henrique Fonseca Franco 17086 EEL

17.1 - O efeito do íon comum 17.2 – Soluções-tampão 17.3 - Titulações ácido-base 17.4 - Equilíbrios de solubilidade 17.5 - Fatores que afetam a

solubilidade 17.6 - Precipitação e separação de

íons 17.7 - Análise qualitativa para

elementos metálicos2/30

17.1 – O efeito do íon comum

3/30

A dissociação de um ácido fraco ou uma base fraca é reprimida pela presença de um eletrólito forte que fornece um íon comum ao equilíbrio.

Exemplo:Considerando um equilíbrio formado por água e ácido acético, HC2H3O2. Se adicionarmos NaC2H3O2, teremos um íon comum ao sistema anterior: C2H3O2

- que provocaria uma diminuição na concentração de H+.

Um tampão resiste às variações de pH porque ele é composto tanto por ácidos quanto por bases fracas.

A expressão da constante de dissociação do ácido correspondente é:

4/30

17.2 – Soluções-tampão

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

17.2 – Soluções Tampão

A capacidade de tampão é a quantidade de ácido ou base que um tampão pode neutralizar antes que o pH comece a variar significativamente. Esta capacidade depende da quantidade de ácido e base da qual o tampão é feito.

O pH do tampão depende de Ka para o ácido e das respectivas concentrações relativas de ácido e base que o tampão contém.

5/30

Capacidade de tampão e pH:

Equação de Henderson-Hasselbach.

6/30

17.2 – Soluções-tampão

7/30

17.2 – Soluções-tampão

17.2 – Soluções-tampão

8/30

17.3 – Titulações ácido-base

A titulação é um dos processos mais utilizados em química analítica quantitativa. É uma técnica volumétrica em que através da medição rigorosa de volumes é possível determinar a concentração de uma solução utilizando outra solução cuja concentração é conhecida (solução padrão).

Neste processo adiciona-se uma solução, que é colocada na bureta (titulante), à outra solução que se encontra no erlenmeyer (titulado) ocorrendo entre as duas uma reação ácido-base.

9/30

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.

10/30

17.3 – Titulações ácido-base

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

No ponto de equivalência, a quantidade de base adicionada é estequiometricamente equivalente à quantidade de ácido originalmente presente. Logo, o pH é determinado pela solução de sal. Portanto, pH = 7.

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

11/30

17.3 – Titulações ácido-base

Titulação ácido forte - base forte

12/30

17.3 – Titulações ácido-base

Titulação ácido forte - base forte

Neste tipo de titulação, o ponto de equivalência se dá em um pH superior a 7, devido à hidrólise do ânion do ácido fraco, que é uma hidrólise que origina íons OH–.

Considere a titulação de HC2H3O2 com NaOH

À medida que a base forte é adicionada, ela consome uma quantidade estequiométrica de ácido fraco:

HC2H3O2(aq) + NaOH(aq) C2H3O2-(aq) + H2O(l)

Após o ponto de equivalência, o pH é dado pela base forte em excesso.

13/30

17.3 – Titulações ácido-base

Titulação ácido fraco - base forte

14/30

17.3 – Titulações ácido-base

Titulação ácido fraco - base forte

Neste tipo de titulação, o ponto de equivalência se dá em um pH inferior a 7, devido à hidrólise do cátion resultante ser ácida.

Como a base é fraca, o seu ácido conjugado será forte, que facilmente reagirá com a água, formando íons H3O+.

Um exemplo deste tipo de titulação é a titulação da amônia com o ácido clorídrico:

HCl(aq) + NH3(aq) → NH4Cl(aq) + H2O(l)

15/30

17.3 – Titulações ácido-base

Titulação ácido forte - base fraca

16/30

17.3 – Titulações ácido-base

Titulação ácido forte - base fraca

Nos ácidos polipróticos, cada próton ionizável dissocia-se em etapas.

Consequentemente, em uma titulação existem n pontos de equivalência correspondentes a cada próton ionizável.

Exemplo da titulação do H3PO3 com NaOH:

O primeiro próton dissocia-se para formar H2PO3

- e o segundo para formar HPO32-

17/30

17.3 – Titulações ácido-base

Titulações de ácidos polipróticos

18/30

17.3 – Titulações ácido-base

Titulações de ácidos polipróticos

17.4 – Equilíbrios de Solubilidade A constante do produto de solubilidade (Kps):

A solubilidade é a quantidade em gramas de substância que se dissolve para formar uma solução saturada.

A solubilidade molar é a quantidade de matéria do soluto dissolvida para formar um litro de solução saturada.

19/30

BaSO4(s) Ba2+(aq) + SO4

2-(aq)

Kps = [Ba2+] [SO42-]

17.4 – Equilíbrios de Solubilidade A solubilidade de uma substância pode

variar consideravelmente à medida que as concentrações dos outros solutos variam.

A constante do produto de solubilidade tem apenas um único valor para certo soluto a certa temperatura.

A concordância entre a solubilidade medida e a calculada a partir de Kps é normalmente melhor para sais cujos íons têm cargas (1+ e 1-).

20/30

17.5 – Fatores que afetam a solubilidade Efeito do íon comum Formação de íons complexos pH Anfoterismo

21/30

A solubilidade de um sal ligeiramente solúvel é diminuída pela presença de um segundo soluto que fornece um íon comum.

22/30

17.5 – Fatores que afetam a solubilidade Efeito do íon comum:

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

(aq)

A regra geral é de que a solubilidade de sais metálicos aumenta na presença de bases de Lewis (receptores de elétrons) apropriadas como NH3, CN- ou OH-.

23/30

17.5 – Fatores que afetam a solubilidade

Formação de íons complexos:

24/30

17.5 – Fatores que afetam a solubilidade Formação de íons complexos:

Quanto mais ácida é a solução, maior a solubilidade de CaF2, porque o íon F- é uma base conjugada do ácido fraco HF. A transformação de F- em HF, pelo H+ adicionado, leva o equilíbrio à direita.

Portanto:

25/30

17.5 – Fatores que afetam a solubilidade pH:

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

(aq)

F-(aq) + H+

(aq) HF(aq)

CaF2(s) + 2H+(aq) Ca2+

(aq) + 2HF(aq)

26/30

17.5 – Fatores que afetam a solubilidade

Anfoterismo:

17.6 – Precipitação e separação de íons O quociente de reação (Q) pode ser

relacionado com a constante do produto de solubilidade (Kps) para saber se o soluto se dissolverá, como segue:

Se Q > Kps, a precipitação ocorre até que Q = Kps.

Se Q = Kps, existe o equilíbrio.

Se Q < Kps, o sólido se dissolve até que Q = Kps.

27/30

17.7 – Análise qualitativa para elementos metálicos

28/30

29

17.7 – Análise qualitativa para elementos metálicos.

Referências bibliográficas http://pt.wikipedia.org/wiki/Solução_tampão

Acessado dia 23/05/2009 http://pt.wikipedia.org/wiki/Titulação Acessado dia

24/05/2009 http://www.e-escola.pt/topico.asp?id=302 Acessado

dia 24/05/2009 http://www.e-escola.pt/ftema.asp?

canal=quimica&id=102 Acessado dia 24/05/2009 Brown, Theodore L., LeMay, H. Eugene, Bursten,

Bruce E. e Burdge, Julia R.Química: A Ciência Central. Copyright: 2005. 9ª edição.

30/30