Equílibrio ácido base pronto cópia

Por:
Adriana Carneiro de Lima
Débora Cristina F. Pereira
Jeyson Pereira da Silva

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.

 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+

 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.

 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.

 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-]

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

 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.

 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.

 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).

 Parte A:

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

 Resultados:
 Experimentalmente o pH encontrado foi de
aproximadamente igual a 1

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

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)

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

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

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

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

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)
CO3
2- H2O ↔ HCO3
- OH-
Início
0,1 0 0
Reagiu
-x x x
Equilíbrio
0,1 – x x x

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

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)
Como o íon HCO3
- é anfiprótico, temos:
pH = ½(pKa1 + pKa2) = ½(6,37 + 10,25) = 8,31

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:

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

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%.)

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)
Como o íon HPO4
2- é anfiprótico, temos:
pH = ½(pKa1 + pKa2) = ½(7,21 + 12,68) = 4,66

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)
Como o íon H2PO4
2- é anfiprótico, temos:
pH = ½(pKa1 + pKa2) = ½(2,12 + 7,21) = 9,95

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

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)

 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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