Exp. Equilíbrio ácido-base

1. Experimento Equilíbrio Ácido-Base
Prof. Fabrício R. Sensato
Obs. i) Todas as equações foram resolvidas por aproximações sucessivas
ii) Um algarismo além dos significativos foi mantido ao longo dos cálculos intermediários
a) Efeito do íon comum em equilíbrio de dissociação de ácido fraco
i) CH3COOH 0,2 M
Tabela 1. Tabela de equilíbrio para a solução de CH3COOH 0,2 M
Equação: CH3COOH(aq) + H2O(l)  CH3COO-
(aq) + H3O+
(aq)
CH3COOH CH3COO-
H3O+
[ ]0 0,20 0 0
[ ] -x +x +x
[ ]eq 0,20 – x +x +x
pH = -log(1,9 10-3
) = pH = 2,7
ii) 1 mL de CH3COOH 0,2 M + 1 mL de H2O destilada (Branco) (Vf = 2,0 mL)
Tabela 2. Tabela de equilíbrio para 1 mL de CH3COOH 0,2 M + 1 mL de H2O destilada
Equação: CH3COOH(aq) + H2O(l)  CH3COO-
(aq) + H3O+
(aq)
CH3COOH CH3COO-
H3O+
[ ]0 0,10 0 0
[ ] -x +x +x
[ ]eq 0,10 - x +x +x
pH = -log(1,3 10-3
) = pH = 2,9
iii) 1 mL de CH3COOH 0,2 M + 5 gotas (0,25 mL) de CH3COONa 0,4 M (Vf = 1,25 mL)
Tabela 3. Tabela de equilíbrio para 1 mL de CH3COOH 0,2 M + 5 gotas (0,25 mL) de
CH3COONa 0,4 M
Equação: CH3COOH(aq) + H2O(l)  CH3COO-
(aq) + H3O+
(aq)
CH3COOH CH3COO-
H3O+
[ ]0 0,16 0,080 0

2. [ ] -x +x +x
[ ]eq 0,16 - x 0,08 + x +x
pH = -log(3,6  10-5
) = pH = 4,4
iv) 1 mL de CH3COOH 0,2 M + 10 gotas (0,5 mL) de CH3COONa 0,4 M (Vf = 1,5 mL)
Tabela 4. Tabela de equilíbrio para 1 mL de CH3COOH 0,2 M + 10 gotas (0,5 mL) de
CH3COONa 0,4 M
Equação: CH3COOH(aq) + H2O(l)  CH3COO-
(aq) + H3O+
(aq)
CH3COOH CH3COO-
H3O+
[ ]0 0,13 0,13 0
[ ] -x +x +x
[ ]eq 0,13 - x 0,13 + x +x
pH = -log(1,8  10-5
) = pH = 4,7
v) 1 mL de CH3COOH 0,2 M + 15 gotas (0,75 mL) de CH3COONa 0,4 M (Vf = 1,75 mL)
Tabela 5. Tabela de equilíbrio para 1 mL de CH3COOH 0,2 M + 15 gotas (0,75 mL) de
CH3COONa 0,4 M
Equação: CH3COOH(aq) + H2O(l)  CH3COO-
(aq) + H3O+
(aq)
CH3COOH CH3COO-
H3O+
[ ]0 0,11 0,17 0
[ ] -x +x +x
[ ]eq 0,11 - x 0,17 + x +x
pH = -log(1,2  10-5
) = pH = 4,9
vi) 1 mL de CH3COOH 0,2 M + 20 gotas (1,0 mL) de CH3COONa 0,4 M (Vf = 2,0 mL)

3. Tabela 6. Tabela de equilíbrio para 1 mL de CH3COOH 0,2 M + 20 gotas (1 mL) de
CH3COONa 0,4 M
Equação: CH3COOH(aq) + H2O(l)  CH3COO-
(aq) + H3O+
(aq)
CH3COOH CH3COO-
H3O+
[ ]0 0,10 0,20 0
[ ] -x +x +x
[ ]eq 0,10 - x 0,20 + x +x
pH = -log(9,0  10-6
) = pH = 5,0
b) Efeito do íon comum em equilíbrio de dissociação de base fraca
i) NH4OH 0,2 M
Tabela 7. Tabela de equilíbrio para uma solução de NH4OH 0,2 M
Equação: NH3(aq) + H2O(l)  NH4
+
(aq) + OH-
(aq)
NH3 NH4
+
OH-
[ ]0 0,20 0 0
[ ] -x +x +x
[ ]eq 0,20 - x +x +x
[OH-
]  [H3O+
]= 1,0  10-14
 [H3O+
] = 1,0  10-14
 1,9  10-3
 [H3O+
] = 5,3  10-12
pH = -log(5,3 10-12
)  pH = 11,6
ii) 1 mL de NH4OH 0,2 M + 1 mL de H2O destilada (Branco) (Vf = 2,0 mL)
Tabela 8. Tabela de equilíbrio para uma solução de 1 mL NH4OH 0,2 M + 1 mL de H2O
Equação: NH3(aq) + H2O(l)  NH4
+
(aq) + OH-
(aq)
NH3 NH4
+
OH-
[ ]0 0,10 0 0
[ ] -x +x +x
[ ]eq 0,10 - x +x +x
[OH-
]  [H3O+
]= 1,0  10-14
 [H3O+
] = 1,0  10-14
 1,3  10-5
 [H3O+
] = 7,5  10-12
pH = -log(7,5 10-12
)  pH = 11,1
iii) 1 mL de NH4OH 0,2 M + 5 gotas (0,25 mL) de NH4Cl 0,4 M (Vf = 1,25 mL)

4. Tabela 9. Tabela de equilíbrio para uma solução de 1 mL NH4OH 0,2 M + 5 gotas (0,25 mL)
de NH4Cl 0,4 M
Equação: NH3(aq) + H2O(l)  NH4
+
(aq) + OH-
(aq)
NH3 NH4
+
OH-
[ ]0 0,16 0,080 0
[ ] -x +x +x
[ ]eq 0,16 - x 0,080 + x +x
[OH-
]  [H3O+
]= 1,0  10-14
 [H3O+
] = 1,0  10-14
 3,6  10-5
 [H3O+
] = 2,8  10-10
pH = -log(2,8  10-10
)  pH = 9,5
iv) 1 mL de NH4OH 0,2 M + 10 gotas (0,50 mL) de NH4Cl 0,4 M (Vf = 1,50 mL)
Tabela 10. Tabela de equilíbrio para uma solução de 1 mL NH4OH 0,2 M + 10 gotas (0,50 mL)
de NH4Cl 0,4 M
Equação: NH3(aq) + H2O(l)  NH4
+
(aq) + OH-
(aq)
NH3 NH4
+
OH-
[ ]0 0,13 0,13 0
[ ] -x +x +x
[ ]eq 0,13 - x 0,13 + x +x
[OH-
]  [H3O+
]= 1,0  10-14
 [H3O+
] = 1,0  10-14
 1,8  10-5
 [H3O+
] = 5,6  10-10
pH = -log(5,6  10-10
)  pH = 9,2
v) 1 mL de NH4OH 0,2 M + 15 gotas (0,75 mL) de NH4Cl 0,4 M (Vf = 1,75 mL)
Tabela 11. Tabela de equilíbrio para uma solução de 1 mL NH4OH 0,2 M + 15 gotas (0,75 mL)
de NH4Cl 0,4 M
Equação: NH3(aq) + H2O(l)  NH4
+
(aq) + OH-
(aq)

5. NH3 NH4
+
OH-
[ ]0 0,11 0,17 0
[ ] -x +x +x
[ ]eq 0,11 - x 0,17 + x +x
[OH-
]  [H3O+
]= 1,0  10-14
 [H3O+
] = 1,0  10-14
 1,2  10-5
 [H3O+
] = 8,6  10-10
pH = -log(8,6  10-10
)  pH = 9,1
vi) 1 mL de NH4OH 0,2 M + 20 gotas (1,0 mL) de NH4Cl 0,4 M (Vf = 2,0 mL)
Tabela 12. Tabela de equilíbrio para uma solução de 1 mL NH4OH 0,2 M + 15 gotas (0,75 mL)
de NH4Cl 0,4 M
Equação: NH3(aq) + H2O(l)  NH4
+
(aq) + OH-
(aq)
NH3 NH4
+
OH-
[ ]0 0,10 0,20 0
[ ] -x +x +x
[ ]eq 0,10 - x 0,20 + x +x
[OH-
]  [H3O+
]= 1,0  10-14
 [H3O+
] = 1,0  10-14
 9,0  10-6
 [H3O+
] = 1,1  10-9
pH = -log(1,1  10-9
)  pH = 9,0
c) Hidrólise de sais em soluções:
i) NH4Cl 0,4 M
Tabela 13. Tabela de equilíbrio para a solução de NH4Cl 0,4 M
Equação: NH4
+
(aq) + H2O(l)  NH3(aq) + H3O+
(aq)
NH4
+
NH3 H3O+
[ ]0 0,4 0 0
[ ] -x +x +x
[ ]eq 0,4 – x +x +x
pH = -log(1,5  10-5
)  pH = 4,8
ii) CH3COONa 0,4 M
Tabela 14. Tabela de equilíbrio para a solução de CH3COONa 0,4 M (Kb = 5,6  10-10
)
Equação: CH3COO-
(aq) + H2O(l)  CH3COOH (aq) + OH-
(aq)
CH3COO-
CH3COOH OH-

6. [ ]0 0,4 0 0
[ ] -x +x +x
[ ]eq 0,4 - x +x +x
[OH-
]  [H3O+
]= 1,0  10-14
 [H3O+
] = 1,0  10-14
 1,5  10-5
 [H3O+
] = 6,7  10-6
M
pH = -log(6,7  10-6
) = 9,2
iii) Na2CO3 1,0 M
Em água, o CO3
2-
é uma base que forma o íon hidrogenocarbonato, que por sua vez pode formar o
ácido carbônico:
CO3
2-
(aq) + H2O(l)  HCO3
-
(aq) + OH-
(aq) Kb1 = 2,1  10-4
HCO3
-
(aq) + H2O(l)  H2CO3(aq) + OH-(aq) Kb2 =2,4 10-8
Como Kb1 >> Kb2, a concentração do íon hidróxido da solução provém quase que inteiramente da
primeira etapa de hidrólise.
Tabela 15. Tabela de equilíbrio para a solução de Na2CO3 1,0 M
Equação: CO3
2-
(aq) + H2O(l)  HCO3
-
(aq) + OH-
(aq)
CO3
2-
HCO3
-
OH-
[ ]0 1,0 0 0
[ ] -x +x +x
[ ]eq 1,0 – x +x +x
[OH-
]  [H3O+
]= 1,0  10-14
 [H3O+
] = 1,0  10-14
 1,4  10-2
 [H3O+
] = 7,0  10-13
pH = -log(7,0  10-13
)  pH = 12,2
iv) HCO3
- 0,5 M
O íon HCO3
-
é anfiprótico podendo reagir como ácido e como base, segundo as equações químicas a
seguir:
HCO3
-
(aq) + H2O(l)  CO3
2-
(aq) + H3O+
(aq) Ka = 4,8  10-11
HCO3
-
(aq) + H2O(l)  H2CO3(aq) + OH-
(aq) Kb = 4,2  10-8
Para sistemas como este, a concentração de H3O+
pode ser calculada conforme a expressão abaixo (ver
derivação em B. M. Mahan e R. J. Myers, Química: um curso universitário, 4ed, 2003, Edgar Blucher,
p133)
K1 é a primeira constante de ionização de H2CO3 (H2CO3(aq) +H2O(l)  HCO3
-
(aq) + H3O+
(aq)),
igual a 4,2  10-7
). A relação entre Kb e K1 é Kb = Kw/K1. Outrossim, K2 = Ka.
Assim,
pH = -log(4,8 10-9
) = pH = 8,3

7. v) KHSO4 1,0 M
Tabela 16. Tabela de equilíbrio para a solução de HSO4
-
1,0 M (K2 = 1,2 10-2
)
Equação: HSO4
-
(aq) + H2O(l)  SO4
2-
(aq) + H3O+
(aq)
HSO4
-
SO4
2-
H3O+
[ ]0 1,0 0 0
[ ] -x +x +x
[ ]eq 1,0 - x +x +x
pH = -log(1,0  10-1
)  pH =1,0
vi) Na3PO4 1,0M
Para o sistema PO4
3-
/HPO4
2-
/H2PO4
-
, Kb1>>Kb2>>Kb3. Assim, a fonte predominate de H3O+
é
controlada por Kb1.
Tabela 17. Tabela de equilíbrio para a solução de Na3PO4 1,0 M (Kb1 = 2,8  10-2
)
Equação: PO4
3-
(aq) + H2O(l)  HPO4
2-
(aq) + OH-
(aq)
PO4
3-
HPO4
2-
OH-
[ ]0 1,0 0 0
[ ] -x +x +x
[ ]eq 1,0 - x +x +x
[OH-
]  [H3O+
]= 1,0  10-14
 [H3O+
] = 1,0  10-14
 1,5  10-1
 [H3O+
] = 6,5  10-14
pH = -log(6,5  10-14
)  pH = 13,2
vii) Na2HPO3 1,0 M
O íon HPO3
2-
é anfiprótico e a concentração de H3O+
pode ser determinada como em (iv),
HPO4
2-
(aq) + H2O(l)  PO4
3-
(aq) + H3O+
(aq) Ka = 3,6  10-13
HPO4
2-
(aq) + H2O(l) H2PO4
-
(aq) + OH-
(aq) Kb = 1,6  10-7
K1 é a constante de ionização de H2PO4
-
(H2PO4
-
(aq) +H2O(l)  HPO4
2-
(aq) + H3O+
(aq)), igual a 6,2 
10-8
). A relação entre Kb e K1 é K1 = Kw/Kb. Outrossim, K2 = Ka.
Assim,
pH = -log(1,5 10-10
) = pH = 9,8
viii) NaH2PO4 1,0 M

8. O íon H2PO4
-
é anfiprótico e, portanto,
K1 = 7,5 10-3
; K2 = 6,8  10-8
pH = -log(2,5 10-5
) = pH = 4,6
ix) AlCl3 0,5 M
O íon Al3+
se hidrolisa de várias maneiras e, assim, Ka (7,9 10-6
) - referente à equação
química abaixo - representa apenas uma destas várias fontes de H+
, respondento por aproximadamente
1/3 da concentração total de H+
(para mais detalhes sobre este equilíbrio, ver S. J. Hawkes, All
positive ions give acid solutions in water, J. Chem. Educ. 73 (1996) 516)
Tabela 18. Tabela de equilíbrio para a solução de AlCl3 0,5 M
Equação: Al(H2O)6
3+
(aq) + H2O(l)  Al(H2O)5(OH)2+
(aq) + H3O+
(aq)
Al(H2O)6
3+
Al(H2O)5(OH)2+
H3O+
[ ]0 0,50 0 0
[ ] -x +x +x
[ ]eq 0,50 – x +x +x
pH = -log(2,0  10-3
) = pH = 2,7.