Aula6B_Equilibrio Quimico

Equilíbrio Ácido-Base

Definições de Ácidos e Bases

Pares ácido-base conjugados

Forças relativas de ácidos e bases

Auto-ionização da água

Ácidos e Bases Fracos

Hidrólise de sais

Solução tampão

Equilíbrio Ácido-Base

Ácido ---> H

em água

Alguns ácidos fortes:

HCl, H₂SO₄, HClO₄, HNO₃ Algumas Bases fortes:

LiOH, NaOH, KOH, Ca(OH)₂

HNO

Base ---> OH

_{em água}

Ácidos e bases de Arrhenius

Arrhenius

O íon H

_{em água}

• O íon H+

(aq) é simplesmente um próton sem elétrons.

• Em água, o H+

(aq) forma aglomerados.

• O aglomerado mais simples é o H₃O+

(aq). Aglomerados maiores são

H₅O₂+ _{e H}

9O4+.

• Geralmente usamos H+

Arrhenius

Definição de Bronsted-Lowry

Ácido ---> doa H

Base ---> recebe H

OBS:

A água pode se comportar tanto como ácido quanto como base (substância anfótera).

Equilíbrio Ácido-Base

HCl

+ NH

→ NH

Cl

NH

+ H

O

→ NH

+ OH

Pares conjugados

• Após o HA (ácido) perder seu próton ele é convertido em A- _(base).

Conseqüentemente o HA e o A- são pares ácido-base conjugados.

• Após a H₂O (base) receber um próton, ela é convertida em H₃O+ (ácido). Conseqüentemente, a H₂O e o H₃O+ são pares ácido-base conjugados.

• Os pares ácido-base conjugados diferem entre si apenas em um próton.

Pares conjugados

Reações opostas e competitivas entre ácidos e bases: temos duas bases competindo pelo mesmo próton: H₂O e Cl-_{. A}

água tem maior afinidade pelo próton que o Cl- _{(a água é uma}

base mais forte que o Cl-_{); HCl é melhor doador de prótons}

que o íon H₃O+ _{(HCl = ácido forte, 100% dissociado)}

equilíbrio deslocado espécie que doa H+ (ácido 1) espécie receptora de prótons (base 2) derivado da base 2 (ácido 2) derivado do ácido 1 (base 1) HCl_(aq) + H₂O_(aq) H₃O+_{(aq) + Cl}-_(aq)

Pares conjugados

Forças relativas de ácidos e bases

• Quanto mais forte é o ácido, mais fraca é a base conjugada. • A base conjugada de um ácido forte (por exemplo, Cl-_{) tem}

propriedades ácido-base desprezíveis.

• Da mesma forma, o ácido conjugado de uma base forte tem propriedades ácido-base desprezíveis.

Exercícios

HClO₄; H₂S; PH₄+; HCO₃-?

(b) Qual é o ácido conjugado de cada uma das seguintes bases: CN-; SO₄2-; H₂O; HCO₃-?

2. Para a seguinte reação de transferência de prótons, use a tabela anterior para determinar se o equilíbrio se localiza predominantemente à esquerda ou à direita:

Auto-ionização da água

O produto iônico da água

• Em água pura, estabelece-se o seguinte equilíbrio

• a 25 C

• O equilíbrio descrito acima é chamado de auto-ionização da água. H₂O(l) + H₂O(l) H₃O+(aq) + OH-(aq)

14 -3 -3 2 2 2 2 -3 10 0 , 1 ] OH ][ O H [ ] OH ][ O H [ ] O H [ ] O H [ ] OH ][ O H [ − + + +  = = =  = w c c K K K

Exercícios

Escala de pH

• Na maioria das soluções a [H+_]

(aq) é bem pequena.

• Definimos

• Em água neutra a 25 C, pH = pOH = 7,00.

• Em soluções ácidas, a [H+_{] > 1,0  10}-7_{, então o pH < 7,00.}

• Em soluções básicas, a [H+_{] < 1,0  10}-7_{, então o pH > 7,00.}

• Quanto mais alto o pH, mais baixo é o pOH e mais básica a solução. ] OH log[ pOH ] H log[ ] O H log[ pH = − ₃ + = − + = −

-Escala de pH

• A maioria dos valores de pH e de pOH está entre 0 e 14. • Não há limites teóricos nos valores de pH ou de pOH. (por

Escala de pH

Medindo o pH

• O método mais preciso de medir o pH é usar um medidor de pH. • Entretanto, alguns corantes mudam de cor quando o pH varia.

Esses são indicadores.

• Os indicadores são menos precisos que os medidores de pH.

• Muitos indicadores não têm uma mudança acentuada como uma função do pH.

• A maioria dos indicadores tende a ser vermelho em soluções mais ácidas.

Escala de pH

HIn(aq) H+(aq) + In-_(aq)

forma ácida forma básica

faixa de viragem K_ind = [H+_{] [In}-_]

[HIn]

pK_ind = - log K_ind = pH – log [In-]/[HIn] pK_ind = pH ± 1

[In-]/ [Hin]  [1/10 ou 10/1] : distinção de cores

[HIn] K_ind [H+_{] [In}-_]

Escala de pH

fenolftaleína (K = 4,0 x10-10₎

Escala de pH

Escala de pH

1 2 3 4

5 6 7 8

9 10 11 12

Papel indicador universal = mistura de corantes de permitem avaliar o pH no intervalo de 1 a 10, através da variação de cor

Mistura de indicadores = vermelho de metila (0,120g) + fenolftaleína (1,00g) + azul de bromotimol (0,500g) em 1L de álcool e NaOH (0,050M) até ficar verde: gama de cores que variam de acordo com o valor do pH (1,0-12,0)

Escala de pH

Outras escalas ‘p’

• Em geral, para um número X, • Por exemplo, pK_w = -log K_w.

X

log X

Ácidos e Bases Fortes

Ácidos fortes

• Os ácidos comuns mais fortes são HCl, HBr, HI, HNO₃, HClO₃, HClO₄, e H₂SO₄.

• Ácidos fortes são eletrólitos fortes.

• Todos os ácidos fortes ionizam completamente em solução: HNO_3(aq) + H₂O_(l) → H₃O+_(aq) + NO₃-_(aq)

• Uma vez que H+ _{e H}

3O+ são usados de maneira intercambiável,

escrevemos:

Ácidos e Bases Fortes

Ácidos fortes

• Em soluções, o ácido forte é geralmente a única fonte de H+_{. (Se a}

concentração em quantidade de matéria do ácido é menor do que 10-6 _{mol/L, a auto-ionização da água precisa ser considerada.)}

• Assim, o pH da solução é a concentração em quantidade de matéria inicial do ácido.

Bases fortes

• A maioria dos hidróxidos iônicos são bases fortes (por exemplo, NaOH, KOH, e Ca(OH)₂).

Ácidos e Bases Fortes

Bases fortes

• As bases fortes são eletrólitos fortes e dissociam-se completamente em solução.

• O pOH (e, conseqüentemente, o pH) de uma base forte é dado pela concentração em quantidade de matéria inicial da base. Tenha

cuidado com a estequiometria.

• Para um hidróxido ser uma base, ele deve ser solúvel. • As bases não têm que conter o íon OH-_:

O2-_(aq) + H₂O_(l) → 2OH-_(aq) H

-(aq) + H2O(l) → H2(g) + OH-(aq)

N

Exercícios

Ácidos fracos

• Existe uma mistura de íons e ácido não-ionizado em solução. • Conseqüentemente, os ácidos fracos estão em equilíbrio:

HA(aq) + H₂O(l) H₃O+(aq) + A-(aq)

HA(aq) H+(aq) + A-(aq)

] HA [ ] A ][ O H [ ₃ + -= a K ] HA [ ] A ][ H [ + -= a K

Ácidos Fracos

• K_a é a constante de dissociação de ácido.

• Observe que a [H₂O] é omitida na expresão de

K_a. (a H₂O é um líquido puro.)

• Quanto maior o K_a, mais forte é o ácido (neste caso, mais íons estão presentes no equilíbrio em relação às moléculas não-ionizadas).

• Se K_a >> 1, o ácido está completamente ionizado e o ácido é um ácido forte.

Ácidos Fracos

Cálculo de K

a partir do pH

• Os cálculos de pH de ácidos fracos são simplesmente cálculos de equilíbrio.

• O pH fornece a concentração no equilíbrio de H+_.

• Usando K_a, a concentração de H+ (e, conseqüentemente, o pH) pode ser calculada.

– Escreva a equação química balanceada mostrando claramente o equilíbrio.

– Escreva a expressão de equilíbrio. Encontre o valor para K_a. – Anote as concentrações iniciais e no equilíbrio para tudo exceto

para a água pura. Geralmente supomos que a variação na concentração de H+ é x.

Exercício

fórmico (HCOOH) e mediu seu pH usando um medidor de pH. Constatou que o pH a 25C é 2,38. (a) Calcule K_a para o ácido fórmico nessa temperatura. (b) Qual a porcentagem de ácido ionizada nessa solução de 0,10 molL-1_?

Ácidos Fracos

Usando K

para calcular o pH

Escreva a equação química balanceada do equilíbrio.

Escreva a expressão de K_a e as concentrações inicial e no equilíbrio (x = mudança na concentração de H+_).

pH = - log [H+_{] = - log [1,4x 10}-3_]

Exercício

1. Calcule pH de uma solução 0,30 molL

_{de ácido acético,}

CH

COOH (K

= 1,8 x 10

_).

CH

CO

H + H

O ⇌ CH

CO

_{+ H}

O

Ácidos Fracos

Usando K

para calcular o pH

• A ionização percentual relaciona a concentração de H+ _no

equilíbrio, [H+]_eq, com a concentração inicial de HA, [HA]₀. • Quanto maior a ionização percentual, mais forte é o ácido.

• A ionização percentual de um ácido fraco diminui à medida que a concentração em quantidade de matéria da solução aumenta.

• Para o ácido acético, uma solução 0,05 mol/L está 2,0 % ionizada, enquanto uma solução 0,15 mol/L está 1,0 % ionizada.

Ácidos Fracos

% de ionização = força do ácido

100

]

HA

[

]

[H

ionização

%



=

Ácidos Fracos

Ácidos polipróticos

• Os ácidos polipróticos têm mais de um próton ionizável.

• Os prótons são removidos em etapas, não todos de uma só vez :

• É sempre mais fácil remover o primeiro próton em um ácido poliprótico do que o segundo.

• Conseqüentemente, K_a1 > K_a2 > K_a3 etc.

H₂SO₃(aq) H+(aq) + HSO₃-(aq) K_a1 = 1.7 x 10-2

Ácidos Fracos

Ácidos Fracos

Diagrama de distribuição das espécies em equilíbrio

H₂CO₃ HCO₃- _CO 3 2-fração () 0 0,2 0,4 0,6 0,8 0 2 4 6 8 10 12 pH

HCO₃-_{(aq) H}+_{(aq) + CO}

32-(aq) K2 = 5,6 x 10-11

H₂CO₃(aq) H+_{(aq) + HCO}

Exercícios

é 0,0037 molL-1. A prática comum é supor que todo o CO₂ dissolvido está na forma de ácido carbônico, produzido pela reação entre CO₂ e H₂O:

CO_2(aq) + H₂O_(l) ⇌ H₂CO_3(aq)

Qual é o pH de uma solução de 0,0037 molL-1 _{de H}

2CO3?

Dados: K_a1= 4,3 x 10-7; K_a2= 5,6 x 10-11

Ácidos Fracos

** HF, HCl, HBr, HI

Ácido fraco Ácidos fortes

Ácidos Binários

> diferença eletronegatividade entre H e X (ligação mais polar) < raio do ânion (> força de atração H-X)

HF (K_a = 3,7 x 10-3₎

HCl (K_a = 1,8 x 108₎

HCl (K_a = 2,7 x 1010₎

HI (K_a = 2,0 x 1011₎

Bases Fracas

• Existe um equilíbrio entre a base e os íons resultantes: • Exemplo:

• A constante de dissociação da base, K_b, é definida como

NH

(aq) + H

O(l) NH

(aq) + OH

(aq)

]

NH

[

]

OH

][

NH

[

=

K

Exercício

Bases Fracas

• Bases geralmente tem pares de elétrons isolados ou

cargas negativas para poderem doar aos prótons.

• Muitas bases fracas neutras contém nitrogênio.

• Aminas são relacionadas com a amônia e tem uma ou

mais ligações N-H (p.ex. CH

NH

= metilamina).

Exercício

(NaClO) sólido em água suficiente para perfazer 2,00 L de solução. Se a solução tem um pH de 10,50, qual a quantidade de matéria de NaClO adicionada? (K_b= 3,3 x 10-7₎

Relação entre K

e K

• Quantificar a relação entre a força do ácido e da base

conjugada

pK

+ pK

= pK

Relação entre K

e K

K

= K

. K

Exercício

fluoreto (F-); (b) a constante de dissociação ácida, K_a, para o íon amônio (NH₄+_{). Dados: K}

Propriedades ácido-base de soluções de sais

• Conseqüentemente, os sais existem inteiramente como íons em solução.

• As propriedades ácido-base de sais são uma conseqüência da reação de seus íons em solução.

• A reação na qual os íons produzem H+ _{ou OH}- _{em água é chamada}

hidrólise.

• Os ânions de ácidos fracos são básicos. • Os ânions de ácidos fortes são neutros.

Uma habilidade do ânion para reagir com água

• Os ânions, X-_{, podem ser considerados bases conjugadas de ácidos,}

HX.

• Uma vez que o X- _{vem de um ácido forte, ele é neutro (não ocorre}

hidrólise).

• Se X- _{vem de um ácido fraco, então}

• O pH da solução pode ser calculado usando o equilíbrio!

Uma habilidade do cátion para reagir com água

• Os cátions poliatômicos com prótons ionizáveis podem ser considerados ácidos conjugados de bases fracas.

• Alguns íons metálicos reagem em solução para reduzir o pH.

Efeito combinado de cátion e ânion em solução

• Um ânion de um ácido forte não tem propriedades ácido-base.

• Um ânion que é a base conjugada de um ácido fraco provocará um aumento no pH.

Efeito combinado de cátion e ânion em solução

• Um cátion que é o ácido conjugado de uma base fraca provocará uma diminuição no pH da solução.

• Íons metálicos provocarão uma diminuição no pH, com exceção

dos metais alcalinos e dos metais alcalinos terrosos.

• Quando uma solução contém cátions e ânions de ácidos e bases fracas, use K_a e K_b para determinar o pH final da solução.

Exercício

básica ao se dissolver na água. (K_a HPO₄2- = 4,2 x 10-13); (K_a H₂PO₄- _{= 6,2 x 10}-8_).

2. Coloque as seguintes soluções em ordem crescente de acidez (diminuição do pH): (i) 0,1 molL-1 _{de Ba(CH}

3COO-)2; (ii) 0,1

molL-1 _{de NH}

4Cl; (iii) 0,1 molL-1 de NH3CH3Br; (iv) 0,1 molL-1

de KNO₃.

NH₃ (K_b= 1,8 x 10-5₎

Comportamento ácido-base e estrutura química

Fatores que afetam a força ácida

Considere H-X. Para que esta substância seja um ácido, precisamos que:

• a ligação H-X seja polar com H+ e X- (se X é um metal, então a polaridade de ligação é H-, X+ e a substância é uma base),

• a ligação H-X seja fraca o suficiente para ser quebrada,

Ácidos binários

• A força do ácido aumenta ao longo de um período e descendo em um grupo.

• De modo inverso, a força da base diminui ao longo de um período e descendo em um grupo.

• O HF é um ácido fraco porque a energia de ligação é alta.

• A diferença de eletronegatividade entre o C e o H é tão pequena que a ligação C-H é apolar e o CH₄ não é nem ácido nem base.

Comportamento ácido-base e estrutura química

Oxiácidos

• Oxiácidos contêm ligações O-H.

• Todos os oxiácidos têm a estrutura geral Y-O-H.

• A força do ácido depende de Y e dos átomos ligados a Y.

– Se Y for um metal (baixa eletronegatividade), as substâncias são bases.

– Se Y tem eletronegatividade intermediária (por exemplo, I, EN = 2,5), os elétrons estão entre o Y e o O e a substância é um oxiácido fraco.

Comportamento ácido-base e estrutura química

Comportamento ácido-base e estrutura química

Oxiácidos

– Se Y tem eletronegatividade grande (por exemplo, Cl, EN = 3,0), os elétrons estão localizados mais próximos de Y do que de O e a ligação O-H é polarizada para perder H+.

– O número de átomos de O ligados a Y aumenta a polaridade da ligação O-H e a força do ácido aumenta (por exemplo, HOCl é um ácido mais fraco do que HClO₂, que é mais fraco do que HClO₃, que é mais fraco do que HClO₄, que é um ácido forte).

Ácidos carboxílicos

• Todos os ácidos carboxílicos contêm o grupo COOH. • Todos os ácidos carboxílicos são ácidos fracos.

• Quando o ácido carboxílico perde um próton, ele produz o ânion carboxilato, COO-_.

R

C

OH

O

Exercício

a solução mais ácida (menos básica): (a) HBr, HF; (b) HNO₂, HNO₃; (c) H₂SO₃, H₂SeO₃.

Ácidos e bases de Lewis

• Focando nos elétrons: um ácido de Brønsted-Lowry pode ser considerado um receptor de par de elétrons.

• Ácido de Lewis: receptor de par de elétrons. • Base de Lewis: doador de par de elétrons.

• Observe: os ácidos e as bases de Lewis não precisam conter prótons.

• Conseqüentemente, a definição de Lewis é a definição mais geral de ácidos e bases.

Ácidos e bases de Lewis

exemplo, BF₃).

• Os íons de metal de transição geralmente são ácidos de Lewis. • Os ácidos de Lewis devem ter um orbital vazio (para o qual os

pares de elétrons possam ser doados).

Hidrólise de íons metálicos

moléculas de água (através dos pares livres no O).

• Quanto maior a carga, menor é o íon metálico e mais forte a interação M-OH₂.

• Os íons metálicos hidratados agem como ácidos:

Hidrólise de íons metálicos

1. Estime o pH de uma solução 0,15 molL-1 _NH

4Cl(aq).

K_b(NH₃) = 1,8 x 10-5 _mol.L-1

Resp.: pH = 5,04

Soluções Tampão

Uma solução é chamada de solução tampão, quando ela mantêm o pH estabilizado após a adição de pequenas quantidades de ácido ou base.

As soluções tampão devem conter um par ácido- base conjugado fraco.

Por exemplo:

H₃C-COOH / H₃C-COO- ou NH₄+ _{/ NH} 3

Exercício

1. Qual é o pH de uma solução preparada pela adição de 0,30 mol de ácido acético (H₃C-COOH) e 0,30 mol de acetato de sódio (H₃C-COONa) em quantidade suficiente de água para perfazer 1,0L de solução? (K_a = 1,8 x 10-5₎

Exemplo: Qual é o pH de uma solução preparada pela adição de 0,30 mol

de ácido acético (H₃C-COOH) e 0,30 mol de acetato de sódio (H₃C-COONa) em quantidade suficiente de água para perfazer 1,0L de

solução? K_a = 1,8 x 10-5 H₃C-COOH H₃C-COO- _{+ H}+ Inicial 0,30 M 0,30 M 0 M Variação -X M +X M +X M Equilíbrio 0,30 – X M X M X M Logo: K_a = 1,8 x 10-5 _{= [H}+_{] . [H} 3C-COO-] = X.(0,30 + X) [H₃C-COOH] 0,30 - X

Exercício

Exercício

1. Calcule a concentração de íon fluoreto e o pH de uma solução de 0,20 mol/L de HF e 0,10 mol/L de HCl? (K_a HF = 6,8 x 10-4₎

Composição e ação das soluções-tampão

• Um tampão consiste em uma mistura de ácido fraco e sua base conjugada ou de uma base fraca e de seu ácido conjugado.

Para um ácido (HX) e sua base (X-_{), temos:}

• A expressão K_a é

HX(aq) H

(aq) + X

(aq)

] X [ ] HX [ ] H [ ] HX [ ] X ][ H [ -a a K K =  = + +

Soluções Tampão

Composição e ação de soluções-tampão

• Um tampão resiste a uma variação de pH quando uma pequena quantidade de OH- ou H+ é adicionada.

• Quando OH- _{é adicionado ao tampão, o OH}- _{reage com HX para}

produzir X- _{e água. Mas a razão [HX]/[X}-_{] permanece mais ou}

menos constante, então, o pH não é alterado significativamente. • Quando H+ _{é adicionado ao tampão, X}- _{é consumido para produzir}

HX. Mais uma vez, a razão [HX]/[X-] é mais ou menos constante, então o pH não se altera significativamente.

Soluções Tampão

Soluções Tampão

Capacidade de tampão e pH

• A capacidade do tampão é a quantidade de ácido ou base

neutralizada pelo tampão antes que haja uma alteração significativa no pH.

• A capacidade do tampão depende da composição do tampão. • Quanto maiores são as quantidades de pares ácido-base

conjugados, maior é a capacidade do tampão. • O pH do tampão depende da K_a.

Exemplo: Deseja-se preparar 1,0L de uma solução-tampão com pH = 4,30. Uma lista de ácidos possíveis (e suas bases conjugadas) é:

Ácido Base conj. Ka pKa

HSO₄- _SO

42- 1,2 x 10-2 1,92

CH₃CO₂H CH₃CO2- _{1,8 x 10}-5 _4,74

HCO3- _CO

32- 4,8 x 10-11 10,32

Qual combinação deve ser selecionada e qual deve ser a razão entre ácido e base conjugada?

Como: pH = 4,30

Temos: [H₃O+_{] = 10}-pH _{= 10}-4,30 _{= 5,0 x 10}-5

Logo: A solução é de ácido acético !!

CH₃CO₂H CH₃CO₂- _{+ H}+

Para verificar a proporção, temos:

[H₃O+_{] = 5,0 x 10}-5 _{= [CH}

3CO2H] . (1,8 x 10-5)

[CH₃CO₂-_]

[CH₃CO₂H] = 5,0 x 10-5 _{= 2,8}

[CH₃CO₂-_{] 1,8 x 10}-5 _1,0

Portanto: pode- se adicionar 0,28 mol de ác. Acético e 0,1 mol de acetato de sódio

Exercício

Exercício

Equação de Henderson-Hasselbalch Solução 2:

Exemplo: Deseja-se preparar 1,0L de uma solução-tampão com pH = 4,30. Uma lista de ácidos possíveis (e suas bases conjugadas) é:

Pela equação de Henderson- hasselbalch pH = 4,30 = 4,74 + log [CH₃CO₂-_] [CH₃CO₂H] log [CH₃CO₂-_{] = 4,30 -4,74 = - 0,44} [CH₃CO₂H] = 10-0,44 _{= 0,36} [CH₃CO₂-_{] 0,36} [CH₃CO₂H] 1 / 0,36 = 0,28 = Solução 2:

Exercício

Adição de ácidos ou bases fortes aos tampões

• A quantidade de ácido ou base forte adicionada resulta em uma reação de neutralização :

X- + H₃O+ → HX + H₂O HX + OH- → X- + H₂O.

• Sabendo-se quanto de H₃O+ _{ou de OH}- _{foi adicionado}

(estequiometricamente), sabemos quanto de HX ou X- é formado. • Com as concentrações de HX e X- _{(observe a variação no volume}

da solução) podemos calcular o pH a partir da equação de Henderson-Hasselbalch.

Soluções Tampão

1. Qual é o pH de um tampão de 0,12 molL-1 _{de ácido lático (HC}

3H5O3)

e 0,10 molL-1 _{de lactato de sódio? Para o ácido lático, K}

a = 1,4 x 10-4.

Exemplo:

Qual é o pH de um tampão de 0,12M de ácido lático (HC₃H₅O₃) e 0,10M de lactato de sódio? Para o ácido lático, K_a = 1,4 x 10-4_.

No equilíbrio, temos: HC₃H₅O₃ C₃H₅O₃- _{+ H}+ Inicial 0,12M 0,10 M 0 Variação -X M +X M +X M Equilíbrio (0,12 – X) M (0,10 +X) M X M

Exercício

Exercício

Exemplo:

Qual é o pH de um tampão de 0,12M de ácido lático (HC₃H₅O₃) e 0,10M de lactato de sódio? Para o ácido lático, K_a = 1,4 x 10-4_.

No equilíbrio, temos: HC₃H₅O₃ C₃H₅O₃- _{+ H}+ K_a = 1,4 x 10-4 _{= [H}+_].[C 3H5O3-] = X(0,10 + X) [HC₃H₅O₃] (0,12 –X) K_a = 1,4 x 10-4 _{= X(0,10)} (0,12) [H+_{] = X = (0,12 / 0,10) . 1,4 x 10}-4 _{= 1,7 x 10}-4 _M pH = -log (1,7 x 10-4_{) = 3,77} Solução 1:

Exemplo:

Qual é o pH de um tampão de 0,12M de ácido lático (HC₃H₅O₃) e 0,10M de lactato de sódio? Para o ácido lático, K_a = 1,4 x 10-4_.

HC₃H₅O₃ C₃H₅O₃- _{+ H}+

Podemos utilizar a equação de Henderson-Hasselbalch

pH = pKa + log [base] = 3,85 + log 0,10 [ácido] 0,12

pH = 3,85 + (-0,08) = 3,77

Exercício

SOLUÇÃO SATURADA: solução estável em que a concentração do soluto é a máxima possível.

Em uma solução saturada, o sal no "corpo de chão" está SEMPRE em equilíbrio dinâmico com seus íons em solução. Solução saturada + corpo de chão Solução de NaCl em água

Equilíbrios de Solubilidade

Equilíbrios de Solubilidade

A constante do produto de solubilidade, K

• Considere

• para o qual

• K_ps é o produto de solubilidade. (O BaSO₄ é ignorado, uma vez que é um sólido puro, logo, sua concentração é constante.)

BaSO

(s) Ba

(aq) + SO

(aq)

]

SO

][

Ba

[

-=

K

Equilíbrios de Solubilidade

A constante do produto de solubilidade, K

• Em geral: o produto de solubilidade é a concentração em quantidade de matéria dos íons elevados às sua potências estequiométricas.

• A solubilidade é a quantidade (gramas) da 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.

Efeito do íon comum

• A solubilidade diminui quando um íon comum é adicionado. • Isto é uma aplicação do princípio de Le Châtelier:

• À medida que se adiciona F- _{(do NaF, por exemplo), o equilíbrio}

desloca-se no sentido contrário ao aumento.

• Conseqüentemente, forma-se CaF_2(s) e ocorre uma precipitação. • À medida que se adiciona NaF ao sistema, a solubilidade do CaF₂

diminui.

CaF₂(s) Ca2+(aq) + 2F-(aq)

Fatores que afetam a solubilidade

Predição da Precipitação

Fatores que afetam a solubilidade

Pb(NO₃)_2(aq) + 2KI_(aq) → 2KNO_3(aq) + PbI_2(s) Q_ps > K_ps

• Em qualquer momento, Q = [Ba2+_][SO

42-].

– Se Q < K_ps, a precipitação ocorre até que Q = K_ps.

– Se Q = K_ps, existe o equilíbrio.

– Se Q > K_ps, o sólido se dissolve até que Q = K_ps.

• Baseado nas solubilidades, os íons podem ser removidos seletivamente das soluções.

BaSO

(s) Ba

(aq) + SO

(aq)

Precipitação e separação de íons

• Considere uma mistura de Zn2+

(aq) e Cu2+(aq). CuS (Kps = 6 

10-37) é menos solúvel do que ZnS (K_ps = 2  10-25), o CuS será removido da solução antes do ZnS.

• À medida que H₂S é adicionado à solução verde, forma-se CuS preto em uma solução incolor de Zn2+(aq).

• Quanto mais H₂S é adicionado, forma-se um segundo precipitado de ZnS branco.

Precipitação e separação de íons

• Os íons podem ser separados uns dos outros com base na solubilidades de seus sais.

• Exemplo: se HCl é adicionado a uma solução contendo Ag+ _{e Cu}2+_,

a prata precipita (K_ps para AgCl é 1,8  10-10_{) enquanto o Cu}2+

permanece em solução.

• A remoção de um íon metálico de uma solução é chamada de

precipitação seletiva.

Precipitação e separação de íons

• A análise qualitativa foi

desenvolvida para detectar a presença de íons metálicos. • A análise quantitativa foi

desenvolvida para determinar quanto do íon metálico está presente

.

Fatores que afetam a solubilidade

Dissolução de Precipitados

• Mais uma vez aplicamos o princípio de Le Châtelier:

– Se o F- _{é removido, então o equilíbrio desloca-se no sentido da}

diminuição e o CaF₂ se dissolve.

– O F- _{pode ser removido pela adição de um ácido forte:}

– À medida que o pH diminui, a [H+_{] e a solubilidade aumentam.}

• O efeito do pH na solubilidade é dramático.

CaF₂(s) Ca2+(aq) + 2F-(aq)

Dissolução de Precipitados

• Muitos precipitados de hidróxidos, carbonatos e sulfetos podem ser dissolvidos por adição de ácido, porque os ânions reagem com o ácido para formar um gás que borbulha para fora da solução.

ZnCO_3(s) ⇌ Zn2+

(aq) + CO32-(aq)

CO₃

2-(aq) + 2HNO3(aq) → CO2(g) + H2O(l) + 2NO3-(aq)

Fatores que afetam a solubilidade

Dissolução de Precipitados

• Um outro procedimento para remover um íon de uma solução é mudar sua identidade alterando seu estado de oxidação.

CuS_(s) ⇌ Cu2+_(aq) + S2-_(aq)

Fatores que afetam a solubilidade

Após 3500 anos no Egito Após mais 90 anos no Central Park, em Nova York, nos USA. Agulha de Cleópatra

Formação de íons complexos

• Considere a formação de Ag(NH₃)₂+:

• O Ag(NH₃)₂+ é chamado de íon complexo.

• NH₃ (a base de Lewis ligada) é chamada de ligante.

• A constante de equilíbrio para a reação é chamada de constante de formação, K_f:

Ag+(aq) + 2NH₃(aq) Ag(NH₃)₂(aq)

2

3

2

3

]

NH

][

Ag

[

]

)

Ag(NH

[

+

=

f

K

Formação de íons complexos

• Considere a adição de amônia ao AgCl (precipitado branco):

• A reação global é • Efetivamente, o Ag+

(aq) foi removido da solução.

• Pelo princípio de Le Châtelier, a reação direta (a dissolução do AgCl) é favorecida.

AgCl(s) Ag+(aq) + Cl-(aq)

Ag+(aq) + 2NH₃(aq) Ag(NH₃)₂(aq)

AgCl(s) + 2NH₃(aq) Ag(NH₃)₂(aq) + Cl-(aq)

Formação de íons complexos

Fatores que afetam a solubilidade

Anfoterismo

• Óxidos anfóteros dissolverão tanto em um ácido forte como em uma base forte.

• Exemplos: os hidróxidos e óxidos de Al3+_{, Cr}3+_{, Zn}2+ _{e Sn}2+_.

• Os hidróxidos geralmente formam íons complexos com quatro ligantes hidróxidos ligados ao metal:

• Os íons metálicos hidratados agem como ácidos fracos. Assim, o anfoterismo é interrompido.

Fatores que afetam a solubilidade

Anfoterismo

• Os íons metálicos hidratados agem como ácidos fracos. Assim, o anfoterismo é interrompido:

Al(H₂O)₆3+(aq) + OH-(aq) Al(H₂O)₅(OH)2+(aq) + H₂O(l)

Al(H₂O)₅(OH)2+(aq) + OH-(aq) Al(H₂O)₄(OH)₂+(aq) + H₂O(l)

Al(H₂O)₄(OH)₂+(aq) + OH-(aq) Al(H₂O)₃(OH)₃(s) + H₂O(l)

Análise Qualitativa

Cu2+_{, Zn}2+_{, Pb}2+_,

Análise Qualitativa