Cálculo de ph de bases e ácidos fracos

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Cálculo de ph de bases e ácidos fracos

  1. 1. Química – 12º Ano EQ. ÁCIDO - BASE 15 5. Cálculo do pH de ácidos e bases fracos: – Ácido Fraco ex: Uma solução aquosa de ácido acético de concentração 0,10 mol/L, a 25ºC. Na solução coexistem 2 equilíbrios: (1) 2H2O(l) H3O+ (aq) + OH– (aq) Kw = 1,0 x 10–14 (2) CH3COOH(aq) + H2O(l) ⇔⇔ H3O+ (aq) + CH3COO– (aq) Ka = 1,8 x 10–5 NOTA: Como Ka(CH3COOH) >>> Kw podemos dizer que: [H3O+ ]total ≈≈ [H3O+ ]ácido = [CH3COO– ] Assim, [H3O+ ]2 1,8 x10-5 = ––––––––––––– 0,10 – [H3O+ ] Como 1ª aproximação temos que: 0,10 – [H3O+ ] ≈≈ 0,10 logo, [H3O+ ]2 = 0,10x1,8x10-5 = 1,8x10-6 óó óó [H3O+ ] = 1,34x10–3 mol/L ⇒⇒ Com este valor deve-se corrigir a 1ª aproxi - mação. [H3O+ ]2 1,8 x10-5 = ––––––––––––––– ⇒⇒ [H3O+ ] = …. 0,10 – 1,34x10-3 e pode prosseguir-se com este processo iterativo para um valor de pH mais rigoroso. →→ Base Fraca Idêntico ao do ácido fraco.
  2. 2. Química – 12º Ano EQ. ÁCIDO - BASE 16 6. Contribuição da água pura para o pH de soluções de ácidos e de bases sempre muito diluídas. Nos exemplos anteriores [H30+ ]total = [H30+ ]ácido + [H30+ ]H2O ≈≈ [H30+ ]ácido Vejamos o seguinte caso: – Qual o pH de uma solução aquosa de HCl de concentração 1,0x10-8 mol/L? HCl(aq) + H2O(l) H3O+ (aq) + Cl– (aq) [ ]i/mol.dm–3 1,0x10–8 –– 0 0 [ ]f/mol.dm–3 0 –– 1,0x10–8 1,0x10–8 o pH = -log (1,0x10-8 ) pH = 8 ⇒⇒ Solução alcalina (??) Rigorosamente temos: [H30+ ]total = [H30+ ]ácido + [H30+ ]H2O [OH– ] = [H30+ ]H2O = x Kw = [OH– ] . [H30+ ]total Kw = [OH– ] . ([H30+ ]ácido + [H30+ ]H2O) Kw = x . ([H30+ ]ácido + x ) Kw = x . (1,0x10-8 + x ) x2 + 1,0.10–8 x – 1,0.10-14 = 0 Resolvendo : x = 9,51.10–8 V Impossível [OH– ] = [H30+ ]H2O = 9,51.10–8 mol/L < 10–7 (Como seria de esperar pelo Princípio de Le Chatelier). [H30+ ] = 1,0.10-8 + 9,51.10-8 = 10,5.10-8 mol/L pH = 6,98 (< a 7 como seria de esperar).
  3. 3. Química – 12º Ano EQ. ÁCIDO - BASE 17 7. Misturas de Ácidos ou de Bases: Quando se juntam dois electrólitos do mesmo tipo (ácidos ou bases), podem surgir dois “problemas”: 1º – A operação acarreta a diluição das soluções iniciais, ∴∴ [HA] ↓ ⇒ [H3O+ ] ↓ ⇒ pH ↑ 2º – A adição de iões comuns (H3O+ ou OH– ) provoca o deslocamento do equilíbrio no sentido da reacção inversa, diminuindo assim a ionização de cada ácido ou base. (a) Mistura de Ácidos Fortes: Como ambos são fortes, considera-se que nenhum inibe significa- tivamente a ionização do outro, continuando os dois a sofrer ionização total. [H3O+ ]total = [H3O+ ]ac1 + [H3O+ ]ac2 (b) Mistura de Bases Fortes: (igual ao anterior) [OH– ]total = [OH– ]base1 + [OH– ]base2 (c) Mistura deÁcido Forte com Ácido Fraco (ou Base Forte com Base Fraca) Ex: Mistura de HCl(aq) com CH3COOH(aq) (1) HCl(aq) + H2O(l) →H3O+ (aq) + Cl– (aq) (2) CH3COOH(aq) + H2O(l) H3O+ (aq) + CH3COO– (aq) Como [H3O+ ]1 >>> [H3O+ ]2 ⇒ A ionização do ácido acético vai ser inibida e, o equilíbrio desloca-se para a esquerda. Assim, [ H3O+ ]total = [H3O+ ]1 + [H3O+ ]2 ≈ [H3O+ ]1 ( o mesmo se passa para as bases)

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