Equílibrio ácido base pronto cópia

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Seminario de equilíbrio ácido-base e sistemas tampão

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Equílibrio ácido base pronto cópia

  1. 1. Por: Adriana Carneiro de Lima Débora Cristina F. Pereira Jeyson Pereira da Silva
  2. 2. EQUÍLIBRIO ÁCIDO-BASE  ÁCIDO: um composto capaz de transferir prótons H+ em solução aquosa.  BASE: uma substância capaz de liberar ânion OH– em solução aquosa.
  3. 3. EQUÍLIBRIO ÁCIDO-BASE  EQUÍLIBRIO QUÍMICO: quando a proporção entre reagentes e produtos numa reação química se mantém constantes ao longo do tempo.  Tipo : Por Brönsted-Lowry: ÁCIDO: espécie química doadora de prótons H+ BASE: espécie química recepetora de prótons H+
  4. 4. EQUÍLIBRIO ÁCIDO-BASE  ÁCIDOS E BASES FORTES E FRACAS -Ácido forte: quando está completamente desprotonado em solução. -Base forte: quando está completamente protonado em solução. - Ácido fraco: quando está parcialmente desprotonado -Base fraca: quando está parcialmente protonado.
  5. 5. EQUÍLIBRIO ÁCIDO-BASE  ÁCIDOS E BASES DE LEWIS - Ácido: é toda espécie química que recebe pares de elétrons - Base: é toda espécie química que cede pares de elétrons.
  6. 6. EQUÍLIBRIO ÁCIDO-BASE  CÁLCULO DAS CONSTANTES: - Ácidos e bases fracas - A constante de ionização do ácido HA é dada pela expressão:  A constante de ionização da base A-, conjugada do ácido HA é obtida do equilíbrio: [H3O+] [A-] [HA] [OH-]  Ka Kb = ----------------- ----------------- = [H3O+] [OH-] [HA] [A-]
  7. 7. EQUÍLIBRIO ÁCIDO-BASE Baseando-se nos valores de [H+] e [OH-], o valor de Kw pode ser calculado: Kw = 1,0 x 10-7 . 1,0 x 10-7 A uma temperatura de 25ºC: Kw = 1,0 x 10-14 pH e pOH: As relações abaixo representam esses valores: pH = -log [H+] pOH = - log [OH-] A escala de pH é representada por valores de 0 a 14, uma vez que, quanto mais ácida for a solução, menor será o pH e quanto mais básica for a solução, maior será o pH. pH < 7 - solução ácida pH > 7 - solução básica pH = pOH = 7 - solução neutra
  8. 8. EQUÍLIBRIO ÁCIDO-BASE  ÁCIDO-BASES POLIPRÓTICOS - Ácido: é um composto que pode doar mais de um próton - Base: é um composto que pode aceitar mais de um próton  EFEITO DO ÍON COMUM - É a redução da solubilidade de um sal pouco solúvel por adição de um sal solúvel que tenha um íon em comum com ele.  HIDRÓLISE - Hidrólise salina é o processo em que íons provenientes de um sal reagem com a água. Uma solução salina pode originar soluções ácidas e básicas. Os sais presentes se dissociam em cátions e ânions, e dependendo destes íons a solução assume diferentes valores de pH.
  9. 9. EQUÍLIBRIO ÁCIDO-BASE  SOLUÇÃO TAMPÃO - É uma solução em que atenua a variação dos valores de pH mantendo-o aproximadamente constante após a adição de ácidos ou bases fortes. - Ácido: é uma solução em água de um ácido fraco e sua base conjugada na forma de sal. - Base: é uma solução em água, de uma base fraca e seu ácido conjugado na forma de sal.
  10. 10. EQUÍLIBRIO ÁCIDO-BASE  CAPACIDADE TAMPONANTE: - É a quantidade máxima de ácido ou de base que pode ser adicionada sem que o tampão perca sua capacidade de resistir a mudança do pH.  Aplicações de tampão: - Uma das aplicações da solução tampão é do armazenamento de DNA através de um tipo de tampão chamado Tris-EDTA (TE).
  11. 11. EQUÍLIBRIO ÁCIDO-BASE  Parte A:
  12. 12. H3CCOOH + H2O ↔ H3CCOO- + H3O+ Início 0,2 0 0 Reagiu -x x X Equilíbrio 0,2 - x x X Cálculo de pH do ácido acético: Equilíbrio no ácido acético inicialmente
  13. 13. EQUÍLIBRIO ÁCIDO-BASE 
  14. 14. EQUÍLIBRIO ÁCIDO-BASE 
  15. 15. EQUÍLIBRIO ÁCIDO-BASE  Resultados:  Experimentalmente o pH encontrado foi de aproximadamente igual a 1
  16. 16.
  17. 17. H3CCOOH H2O ↔ H3CCOO- H3O+ Início 0,1 0 0 Reagiu -x x X Equilíbrio 0,1 – x x X Equilíbrio no ácido acético diluído no primeiro tubo de ensaio
  18. 18.
  19. 19. Cálculo do pH quando ocorre a adição de acetato de sódio 0,4M no segundo tubo: No segundo tubo que também contém 1,0mL de ácido acético 0,2M, foi adicionado um íon em comum (íons acetato do lado direito da reação). Foram adicionadas 10 gotas de acetato de sódio, até que o volume se igualou ao do outro tubo. Na dissociação de acetato de sódio temos a relação 1:1 entre o acetato de sódio e os íons acetato, de acordo com a reação descrita abaixo. Sendo assim podemos dizer que a concentração de íons acetato é 0,4M: 1Na[CH3COO](aq)↔1 Na+(aq)+1[CH3COO]-(aq)
  20. 20. H3CCOOH H2O ↔ H3CCOO- H3O+ Início 0,2 0,4 0 Reagiu -x x X Equilíbrio 0,2 - x 0,4 + x X Neste novo estado de equilíbrio entra uma quantidade inicial de acetato de sódio. Então, temos que: Equilíbrio na solução de ácido acético com acetato de sódio
  21. 21. Parte B 1)Cloreto de amônio (NH4Cl) 0,1M: Dissociação dos íons: NH4Cl(aq)↔NH4+(aq)+Cl-(aq) Hidrólise: NH4+ (aq)+H2O(aq) ↔ NH3(aq) + H3O+(aq) NH4Cl H2O ↔ NH3 H3O+ Início 0,1 0 0 Reagiu -x x x Equilíbrio 0,1 - x x x
  22. 22.
  23. 23. 2)Acetato de sódio (NaCH3COO) 0,4M: Dissociação dos íons: NaCH3COO(aq)↔Na+(aq)+H3COO-(aq) Hidrólise:CH3COO-(aq)+H2O(aq)↔CH3COOH(aq)+OH-(aq) Íon sódio não sofre hidrólise CH3COO- H2O ↔ CH3COOH OH- Início 0,4 0 0 Reagiu X x x Equilíbrio 0,4 - x x x
  24. 24. Ka = 1,8 x 10-5 Kb = 1,8 x 10-5 / 1 x 10-14 >> Ka = 5,6 x 10-10 Kb = [CH3COOH][OH-] / [CH3COO-] 5,6 𝑥 10−10 = 𝑥2 0,4 − x → 𝑥2 = 5,6 𝑥 10−10 0,4 → 𝑥 = 1,5 x 10−5 mol L (0,4 – x aproximou-se para 0,4. Valor de x < 5%.) pOH = − log[OH−] = − log[1,5 x 10−5] → pOH = 4,82 Agora o pH: pH = 14 − pOH = 14 − 4,82 → pH = 9,18
  25. 25. 3)Carbonato de sódio (Na2CO3) 0,1M: Dissociação dos íons: Na2CO3(aq) ↔ 2Na+ (aq)+CO3 2-(aq) Hidrólise: CO3 2-(aq) + H2O (aq) ↔ HCO3 -(aq) + OH-(aq) Íon sódio não sofre hidrólise CO3 2- H2O ↔ HCO3 - OH- Início 0,1 0 0 Reagiu -x x x Equilíbrio 0,1 – x x x
  26. 26. Ka2 = 5,6 x 10-11 Kb = 5,6 x 10-11 / 1 x 10-14 >> Ka = 1,78 x 10-4 Kb = [HCO3 -][OH-] / [CO3 2-] 1,8 𝑥 10−4 = 𝑥2 0,1 − x → 𝑥2 = 1,8 𝑥 10−4 (0,1) → 𝑥 = 1,8 x 10−5 mol L (0,1 – x aproximou-se para 0,1. x < 5%.) pOH = − log[4,2 x 10−3] → pOH = 2,4 pH = 14 − pOH = 14 − 2,4 → pH = 11,6
  27. 27. 4)Hidrogenocarbonato de sódio (NaHCO3) 0,1M: Dissociação dos íons: NaHCO3 (aq) ↔ Na+ (aq) + HCO3 -(aq) Hidrólise: HCO3 -(aq) + H2O (aq) ↔ H2CO3(aq) + OH-(aq) HCO3 -(aq) + H2O (aq) ↔ CO3 2-(aq) + H3O+(aq) Íon sódio não sofre hidrólise Como o íon HCO3 - é anfiprótico, temos: pH = ½(pKa1 + pKa2) = ½(6,37 + 10,25) = 8,31
  28. 28. 5)Hidrogenossulfato de potássio (KHSO4) 0,1M: Dissociação dos íons: KHSO4 (aq) ↔ K+ (aq) + HSO4 -(aq) Hidrólise: HSO4 -(aq) + H2O (aq) ↔ H2SO4(aq) + OH-(aq) HSO4 -(aq) + H2O (aq) ↔ SO4 2-(aq) + H3O+(aq) Íon potássio não sofre hidrólise. O íon hidrogenossulfato é anfiprótico, porém como o pKa1 do ácido sulfúrico é extremamente pequeno, ocorre dissociação completa de H2SO4 em K1. Então temos: HSO4 -(aq) + H2O (aq) ↔ H2SO4(aq) + OH-(aq) Relação 1:1 >> HSO4 - = 0,1M Então:
  29. 29. HSO4 - H2O ↔ SO4 2- H3O+ Início 0,1 0,1 0 Reagiu -x x x Equilíbrio 0,1 - x 0,1 + x x Hidrólise do hidrogenossulfato de potássio. Esquema do equilíbrio
  30. 30. Ka2 = 1,2 x 10-2 Ka2 = [SO4 2-][H3O+] / [HSO4 -] 1,2 𝑥 10−2 = 𝑥 0,1 + 𝑥 0,1 − x → 1,2 𝑥 10−2 = 𝑥 → pH = 1,92 (0,1 – x aproximado para 0,1. x < 5%.)
  31. 31. 6)Monohidrogenofosfato de sódio 0,1 M: Dissociação dos íons: NaHPO4 (aq) ↔ Na+ (aq) + HPO4 -(aq) Hidrólise: : HPO4 -(aq) + H2O (aq) ↔ H2PO4(aq) + OH-(aq) HPO4 -(aq) + H2O (aq) ↔ PO4 2-(aq) + H3O+(aq) Íon sódio não sofre hidrólise Como o íon HPO4 2- é anfiprótico, temos: pH = ½(pKa1 + pKa2) = ½(7,21 + 12,68) = 4,66
  32. 32. 7)Dihidrogenofosfato de sódio (NaH2PO4) 0,1M: Dissociação dos íons: NaH2PO4 (aq) ↔ Na+ (aq) + H2PO4 -(aq) Hidrólise: H2PO4 -(aq) + H2O (aq) ↔ H3PO4(aq) + OH-(aq) H2PO4 -(aq) + H2O (aq) ↔ HPO4 2-(aq) + H3O+(aq) Íon sódio não sofre hidrólise Como o íon H2PO4 2- é anfiprótico, temos: pH = ½(pKa1 + pKa2) = ½(2,12 + 7,21) = 9,95
  33. 33. 8)Cloreto de alumínio (AlCl3) 0,1M: Dissociação dos íons: AlCl3(aq) ↔ Al3+ (aq) + 3Cl-(aq) Hidrólise: [Al(H2O)6]3+(aq)↔[Al(H2O)5(OH)]2+(aq)+H+(aq) Cloreto não sofre hidrólise [Al(H2O)6]3+ H2O ↔ H3O+ [Al(H2O)5(OH)]2+ Início 0,1 0 0 Reagiu x x x Equilíbrio 0,1 - x x x
  34. 34. Ka = 1,4 x 10-5 Ka = [[Al(H2O)5(OH)]2+][ H3O+] / [[Al(H2O)6]3+] 1,4 𝑥 10−5 = 𝑥2 0,1 − x → 𝑥2 = 1,4 𝑥 10−5 0,1 𝑥 → pH = 2,93 (0,5 – x aproximou-se para 0,5)
  35. 35. EQUÍLIBRIO ÁCIDO-BASE  BIBLIOGRAFIA - Princípios da química.Brow,Leway, Bursten; química a ciência central.Ed pearson. - Peter Atkins; Príncipios de Química-3º ed 2006 Ed bookman - http://ainfo.cnptia.embrapa.br/digital/bitstream/item /58217/1/doc116.pdf

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