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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 (HC3H​5O3) 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: