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(aq.) + OH- (aq.) ( ( ( ( ( ( ( ( ( condutividade extremamente baixa Keq = [H3O+] [OH(] = 1,81 x 10-16 ( valor muito baixo!! Em ( 550.000.000 moléculas de [H2O]2 água, apenas uma se ioniza (grau de ionização baixo). [H2O]2. Keq = [H3O+] [OH(] (a 25oC) ((((( Kw Assim, o produto de ionização da água pode ser definido por: Kw = [H+] [OH(] = 1,0 x 10-14 (a 25oC) * varia com a temperatura - Kw = 2,5 x 10-14 (a 37oC) Se Kw = [H+] [OH(] ( Kw = x . x (Kw = x2), x2 = 1,0 x 10-14, então x = 1,0 x 10-7 mol/L. [H+] = [OH(] = 1,0 x 10-7 mol/L. Quando [H+] = [OH(] = 1,0 x 10-7 ( Solução neutra Quando se coloca ácido, aumenta a [H+], então [H+] ( [OH(] ( Solução ácida Quando se coloca base, aumenta a [OH-], então [H+] ( [OH(] ( Solução básica H2O (( H+ + OH- [H2O] ( 10-7 + básico + ácido Quando [H+] = 1,0 x 10-7 ( Solução neutra Quando [H+] ( 1,0 x 10-7 ( Solução ácida Quando [H+] ( 1,0 x 10-7 ( Solução básica ou alcalina pH DE UMA SOLUÇÃO ( O caráter ácido, neutro ou alcalino de uma solução aquosa depende, portanto, das concentrações do íon H+ (variam de 10 a 10-14). Notação Logarítmica (na base 10) ( pX = log 1 = - log X X Se Kw = [H+] [OH(], então log Kw = log [H+] + log [OH- ] (multiplicando tudo por -1): - log Kw = - log [H+] + (- log [OH- ]), sendo finalmente pKw = pH + pOH E se Kw = 1,0 x 10-14, então pKw = 14 e pH + pOH = 14 (pH = 14 - pOH). pH = log 1 = - log [H+] e pOH = - log [OH- ] [H+] [H+] = antilog (- pH) = 10pH [OH- ] = antilog (-pOH) = 10pOH Se, numa solução [H+] = 10-3 mol/L, então pH = - log (10-3) = -(-3) / pH = 3 Se, numa solução [H+] = 10-4 mol/L, então pH = 4. Resumindo: Solução [ H+ ] [OH-] pH pOH Ácida ( 10-7 ( 10-7 ( 7 ( 7 Neutra 10-7 10-7 7 7 Básica ( 10-7 ( 10-7 ( 7 ( 7 ** Exercícios DISSOCIAÇÃO DE ELETRÓLITOS FRACOS: Ka = [H+] [A(] Kb = [B+] [OH(] [AH] [BOH] Têm valores muito pequenos pKa = - log Ka e pKb = - log Kb Exemplos: HAc pKa = - log Ka = - log (1,7 x 10-5) pKa = - log (1,8 + log 10-5) = 5 - 0,255 = 4,74 Piridina pKb = - log Kb = - log (1,7 x 10-9) pKb = - (log 1,7 + log 10-9) = - (0,23 + 9) pKb = 9 - 0,23 = 8,77 Quanto menor o valor de Ka ou Kb, menor o grau de ionização e mais fraco é o ácido ou a base. Quanto menor o valor de pKa ou pKb, mais forte é o ácido ou a base. Exemplo: HC2H3O2 pKa = 4,74 HC2H2ClO2 pKa = 2,85 acidez HAc ( ác. ClAc ( ác. diClAc HC2HCl2O2 pKa = 1,30 EQUILÍBRIO DE IONIZAÇÃO DE ÁCIDOS E BASES (em soluções aquosas): Solução de ácido fraco ( ( Eletrólitos fracos Solução de base fraca ( Ex.: AAS, sacarina, ác. nicotínico (B), fenobarbital (sedativo). Exemplo: HC2H3O2 (aq.) + H2O (l) (( H3O+ (aq.) + C2H3O2- (aq.) ( ionização ( 1% no ácido forte, a [H+] é dada pela concentração inicial do ácido. no ácido fraco, a [H+] é determinada pela constante de ionização (ou dissociação) Ka do ácido, que é a constante de equilíbrio de ionização do ácido fraco. HA (aq.) + H2O (l) (( H3O+ (aq.) + A- (aq.) Keq = [H3O+] [A(] [H2O] Keq = [H3O+] [A(] [HA] [H2O] (((( [HA] ( Ka em soluções diluídas, a [H2O] é praticamente constante A constante de ionização dos ácidos fracos é determinada experimentalmente por dois métodos: (a). condutividade elétrica da solução (ou propriedade coligativa). (b). determinação do pH [H+] da solução do ácido fraco. ** Exercícios 1). O ácido nicotínico (niacina - Vit.B) é um ácido monoprótico, cuja fórmula é C6H5NO2. Uma solução de ácido nicotínico 0,012 mol/L tem pH 3,39, a 25oC. Qual é a constante de ionização (Ka) do ácido nesta mesma temperatura? conc. molar (mol/L) HNic. (aq.) (( H+ (aq.) + Nic( (aq.) início 0,012 ~0 0 variação - x + x + x equilíbrio (0,012 - x) x x ( ( [H+] x = [H+] = antilog (- pH) = antilog (- 3,39) = 10(3,39 = 4,1 x 10(4 ou 0,00041 mol/L Ka = [H+] [Nic] Ka = x2 . [Hnic] (0,012 - x) Ka = (0,00041)2 . = 1,0 x 10(7 = 1,45 x 10(5 (0,012 - 0,00041) 0,01159 Grau de ionização = quant. ácido ionizado por L sol. = 0,00041 = 0,034 ou 3,4% quant. ácido inicial por L sol. 0,012 2). Quais são as concentrações do ácido nicotínico, de [H+] e do íon nicotinato (base conjugada) numa solução de ácido nicotínico 0,10mol/L, a 25oC. Qual é o pH da solução? Ka (ác. nicotínico) = 1,4 x 10(5 conc. molar (mol/L) HNic. (aq.) (( H+ (aq.) + Nic( (aq.) início 0,10 ~0 0 variação - x + x + x equilíbrio (0,10 - x) x x 3). O ácido lático (HC3H5O3) é encontrado no leite talhado, onde se forma pela ação do lactobacilo sobre a lactose (açúcar do leite). Uma solução de ác. lático 0,025 mol/L tem pH 2,75 (a 25oC). Qual é a constante de ionização (Ka) do ácido? conc. molar (mol/L) HLac. (aq.) (( H+ (aq.) + Lac( (aq.) início 0,025 0 0 variação - x + x + x equilíbrio (0,025 - x) x x 4). Qual é o pH, a 25oC, da solução obtida pela dissolução de um comprimido de 0,325g de ácido acetilsalicílico (AAS) em 0,5L de água? Ka (AAS) = 3,3 x 10(4 / M (HC9H7O4) = 180,2g conc. molar (mol/L) HAAS. (aq.) (( H+ (aq.) + AAS( (aq.) início 0,0036 0 0 variação - x + x + x equilíbrio (0,0036 - x) x x ==================================== EQUILÍBRIOS DE IONIZAÇÃO DE BASES: NH3 (aq.) + H2O (l) (( NH4+ (aq.) + OH- (aq.) cte Keq = [NH4+] [OH(] [H2O] Keq = [HB+] [OH(] [NH3] [H2O] (((( [B] Kb * Exercícios:
