Equilíbrios ácido-base. Parte 2

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Equilíbrios ácido-base

1

(2)

Ácidos e bases fortes dissociam completamente, enquanto ácidos e bases fracos

dissociam parcialmente. Como calcular o grau de dissociação?

Ex.: Qual o grau de dissociação de ácido acético (HAc) na concentração de 0,1 mol/L e 25 o_C?

A constante de dissociação (K_a) = 1,8 x 10-5

x é quanto dissociou: Início: Equilíbrio:

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3

1,3 x 10

-3

_mol/L

Grau de dissociação =

Quanto dissociou

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1) Será que se dobrarmos a concentração inicial de HAc (0,2 mol/L) , o grau de ionização

também dobra?

Resp.: A quantidade que dissocia aumenta de 1,3 × 10−3 mol/L para 1,9 × 10−3 mol/L. Porém, o grau de dissociação será menor =

Isso acontece porque a dissociação é muito fraca (numerador) e a concentração inicial aumentou ( denominador)

1,9 × 10−3

0,2 = 0,95%

2) Será que se dividirmos a concentração inicial de HAc pela metade (0,05 mol/L) , o grau de

ionização também será reduzido à metade?

Perguntas relacionadas ao exemplo dos slides 2 e 3

Resp.: A quantidade que dissocia diminui de 1,3 × 10−3 mol/L para ~ 9,5 × 10−4 mol/L. Porém, o grau de dissociação será maior = 9,5 × 10

−4

(5)

meio alcalino

5

O que acontece quando adicionamos o sal de um ácido fraco em água?

Ex.: acetato de sódio (NaAc) em água. Vimos na Parte 1, que a base conjugada do ácido

acético é o acetato (Ac-_{). O acetato é uma base forte e receberá um próton da água, ou seja, a}

água terá o papel de ácido (doador de próton). A reação do acetato com água é chamada de

hidrólise, e resulta na presença de íons OH- _{livres, que elevam o pH e deixam o meio alcalino.}

Ac

-

_{+ H}

2

O

→

HAc + OH

-base 1 _{ácido 1}

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O que acontece quando adicionamos o sal de uma base fraca em água?

Ex.: cloreto de amônio (NH₄Cl) em água. O ácido conjugado da amônia (NH₃) é o cátion amônio (NH₄+_{), que é um ácido forte e doará um próton para água, ou seja, a água terá o}

papel de base (aceptora de próton). A reação do cátion amônio com água é chamada de

hidrólise, e resulta na presença de íons H+ _{livres, que abaixam o pH e deixam o meio ácido.}

meio ácido

NH

₄+

₊

_H

2

O

→ H

3

O

+

+ NH

3

ácido 1 _{base 1}

(7)

7

O que acontece quando adicionamos o sal de uma base forte ou de um ácido forte

em água?

Ex. A dissolução de NaCl em água resulta em pH neutro porque os íons Na+ _{e Cl}-_não

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(9)

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3) Calcular ao pH e a porcentagem de hidrólise em uma solução de NaCN 1,0 mol/L, sabendo

que K_a = 4,0 x 10-10

Resp.: Cianeto de sódio (NaCN) é um sal e, portanto, totalmente dissociado em solução, formando Na+ _(1,0

mol/L) e CN-_{(1,0 mol/L). O íon CN}-_{hidrolisa porque é o ânion de um ácido fraco (HCN).}

CN- _{+ H} 2O HCN + OH -Início: 1,0 - -Hidrolisa 𝑥 𝑥 𝑥 Equilíbrio 1,0 – 𝑥 𝑥 𝑥 A constante de hidrólise (K_h) é: 𝐾_ℎ = 𝐻𝐶𝑁 [𝑂𝐻−] 𝐶𝑁− 𝐾_ℎ = 𝐾𝑤 𝐾_𝑎 = 1,0 × 10−14 4,0 × 10−10 = 2,5 × 10 −5

Substituindo na condição de equilíbrio: 𝐾_ℎ= 2,5 × 10−5 = 𝑥 𝑥

1,0−𝑥

Considerando que a quantidade que dissocia é muito menor que a inicial, (1,0 − 𝑥) ≈ 1,0 Portanto, 2,5 × 10−5 ≈ 𝑥 𝑥

1,0 𝑥 ≈ 5,0 × 10

−3 _{= [OH}_-_] _{pOH = -log [OH}_-_{] = 2,7} pH + pOH = 14, portanto, pH = 11,3

% hidrólise = 5,0 ×10−3

(11)

(12)

(13)

(14)

1,8 x 10-5

(15)

Misturas de ácidos fracos

Numa mistura contendo dois ácidos fracos, será considerado como fonte primária de íons hidrônio o mais forte dos dois.

Ex.: ácido acético e ácido cianídrico

K

_a

= 1,8 x 10

-5

K

_a

= 4,0 x 10

-10

HCN

CN

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Solução tampão é uma solução que sofre apenas pequenas

variações de pH quando a ela são adicionados íons H

+

_{ou OH}

-

_.

É uma solução que contém um ácido mais a sua base conjugada,

em concentrações aproximadamente iguais.

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Solução tampão – efeito do íon comum

x = 1,3 x 10-3 _M

Grau de dissociação = (1,3 x 10-3 _{M / 0,1 M) = 1,3 %}

17

Se prepararmos uma solução de HAc 0,100 mol/L, já vimos no slide 3 que o grau de dissociação é 1,3 %

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Se adicionarmos acetato de sódio (NaAC) ao meio que contém 0,1 mol/L de HAc, ele se dissolverá completamente e aumentará a concentração de acetato.

Pelo princípio de Le Chatelier, o equilíbrio será deslocado para esquerda, no sentido da formação de HAc.

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Grau de dissociação = (1,8 x 10-5 _{M / 0,1 M) = 0,018 %} Diminuiu

em ~ 100

vezes

19 Início: Equilíbrio: 0,10 dissocia: (0,1 − 𝑥) ≈ 0,1 (0,1 + 𝑥) ≈ 0,1

= Solução tampão

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(21)

-21

HAc + Ac

-HAc

_Ac

(22)

(23)

(24)

(25)

25

pH = pK

_a

± 1

HAc/Ac

-

faixa do pH do tampão = 4,76 ± 1

pK

_a

= - log K

_a

= 4,76

Para ácido acético (Hac), K

_a

= 1,8 x 10

-5

(26)

pH do plasma sanguíneo = 7,4

HCO

₃-

_/H

2

CO

3

pKa = 6,38 (25

o

C)

pKa = 6,1 (37

o

_C)

HCO

₃-

_/H

2

CO

3 _{7,4 = 6,1 + 𝑙𝑜𝑔} 𝐻𝐶𝑂3 − [𝐻₂𝐶𝑂₃] 𝐻𝐶𝑂₃− [𝐻₂𝐶𝑂₃] = 19,95 (37 o_C) 𝑝𝐻 = 𝑝𝐾_𝑎 + 𝑙𝑜𝑔 [𝑏𝑎𝑠𝑒 𝑐𝑜𝑛𝑗. ] [á𝑐𝑖𝑑𝑜 𝑓𝑟𝑎𝑐𝑜]

CO

₂

(g) + H

₂

O

H

₂

CO

₃

(aq)

HCO

₃-

_{(aq) + H}

+

_(aq)

Enzima:

Anidrase carbônica

catalisa a formação ácido carbônico in vivo

Tampões em sistemas biológicos

Essa é a relação que tem no sangue

humano para manter o pH em 7,4

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(28)

(29)

Indicador para titulações ácido-base:

Geralmente é um ácido (ou uma base) orgânico fraco.

A mudança de cor de um indicador ocorre dentro de

uma faixa de pH .

Como escolher o indicador?

Na prática, escolhemos um indicador cuja mudança de

cor esteja na parte íngreme da curva de titulação.

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indicador universal (mistura de vermelho de metila, fenolftaleína e azul de bromotimol)

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https://www.manualdaquimica.com/experimentos-quimica/indicador-acido-base-com-repolho-roxo.htm

Soluções com extrato de repolho roxo funcionando como indicador de pH*

https://quimicaempratica.com/2017/07/06/indicador-acido-base-de-repolho-roxo/

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33

http://www.sbq.org.br/ranteriores/23/resumos/0256/index.html

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H₃A + OH− H₂A− + H₂O H₂A− + OH− HA₂−+ H₂O HA₂− + OH− A₃−+ H₂O

Titulação do ácido fosfórico

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