Resumo Química Analítica - Cálculo do pH de Misturas

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Cálculo do pH de
misturas
a) 200mL HCl 0,150 mol.L-1 + 100mL H2O
diluição HCl= ác. forte
C1.V1=C2.V2
m.v=m’.v’
(CV)concentrado=(CV)diluído
200 x 0,150 = 300 x [HCl]f
volume x concentração=v�nal x c�nal
[HCl]f= 0,100 mol.L-1
a concentração �nal deve ser menor que a
inicial (0,150), pois foi diluído
[HCl]f < [HCl]i
para calcular o pH:
HCl + H2O ⟶ H3O+ + Cl-
0,100 0,100
pH= -log 0,100= 1,00 (3 alg. signi�cativos)
b) 300mL HAc 0,200 mol.L-1 + 100mL H2O
Ka= 1,75x10^-5
diluição HAc= ác. fraco
1º concentração �nal do ác.
[HAc]f= 300 x 0,200= 0,150 mol.L-1
400
para calcular o pH: expressão p/ pH de
qualquer ác. fraco
[H3O+]= 𝐾𝑎 𝑥 𝐶𝑎
[H3O+]= 1, 75. 10−5 𝑥 0, 150
[H3O+]= 1,62.10^-3 mol.L-1
pH=2,79
c) 400mL HNO3 0,100 mol.L-1 +
200ml NaOH 0,200 mol.L-1
reação (⟶)pois os dois são fortes
HNO3 + NaOH ⟶ NaNO3 + H2O
40 40 0
-40 -40 +40
0 0 40
[NaNO3]= 40 / 600 = 6,67.10^-2 mol.L-1
para calcular o pH: usa o pH da água*
Nota: o NaNO3 não contribui para o cálculo do
pH pois é um sal de caráter neutro, já que nem
o cátion nem o ânion contribuem para o pH.
NaOH ⟶ Na+ + OH- (seta única; sódio não pode
hidrolisar e voltar a ser NaOH= não contribui)
HNO3 + H2O ⟶ H3O+ + NO3- (seta única;
nitrato não pode hidrolisar e voltar a ser
HNO3= não contribui)
*2H2O ⟺ H3O+ + HO-
[H3O+] = [HO-] = = =𝐾𝑤 10−14
1,00.10^-7 mol.L-1
pH= 7,00 (contribuiu para o cálculo do pH
através da autoprotólise)
Nota: 400mL x 0,100 mmol=40 mmol
mL
0,4 L x 0,100 mol= 0,04 mol
L
corta mL com mL ou L com L
d) 500mL HClO4 0,200 mol.L-1 +
300mL KOH 0,100 mol.L-1
reação (⟶)pois os dois são fortes
HClO4 + KOH ⟶ KClO4 + H2O
100mmol 30 0
-30 -30 +30
70 0 30
KOH será totalmente consumido; é limitante
para calcular o pH:
tem potencial para contribuir:
excesso de HClO4 e H2O
[H3O+] que vem do ác. em excesso =
= 70 mmol= 8,75.10^-2 mol.L-1 = pH=1,06
800 (v total)
[H3O+] que vem de H2O=1,00.10^-7 mol.L-1
Nota: iremos desprezar a concentração de
H3O+ que vem da água, pois 1,00.10^-7 é muito
menor que 8,75.10^-2. calcular o pH somente
em função do excesso de ácido.
Sempre que sobrar um forte a gente
despreza todas as outras espécies que
contribuem para o cálculo de pH e calcula o
pH somente em função do excesso dessa
espécie forte, seja ela ácido ou base.
e) 200mL HAc 0,500mol.L-1(Ka=1,75.10^-5)
+ 200mL NaOH 0,500mol.L-1
reação (⟺)pois o ác. é fraco
HAc + NaOH ⟺ NaAc + H2O
60mmol 100 0
-60 -60 +60
0 40 60
para o cálculo do pH:
tem potencial para contribuir: o excesso de
NaOH, a água e NaAc*
* NaAc pode contribuir pois
NaOH ⟶ Na+ + OH- (seta única; sódio não pode
hidrolisar e voltar a ser NaOH= não contribui)
HAc + H2O ⟺ H3O+ + Ac- (dupla; acetato pode
reagir com a água e voltar a ser
HAc=contribui)
PORÉM! existe um forte em excesso, então
desprezamos a contribuição dos outros e
consideramos a contribuição apenas do forte.
Se está sobrando base, calculamos a
concentração de hidroxila livre
[HO-]= 40mmols em excesso= 0,100mol.L-1
400 (volume total)
pOH= 1,00 então pH= 13,0 (pH+pOH=14)
f) 300mL HAc 0,100mol.L-1 +
150mL NaOH 0,200mol.L-1
reação (⟺)pois o ác. é fraco
HAc + NaOH ⟺ NaAc + H2O
30mmol 30 0
-30 -30 +30
0 0 30
para o cálculo do pH:
tem potencial para contribuir: NaAc e H2O.
iremos utilizar o NaAc
* NaAc pode contribuir pois
NaOH ⟶ Na+ + OH- (seta única; sódio não pode
hidrolisar e voltar a ser NaOH= não contribui)
HAc + H2O ⟺ H3O+ + Ac- (dupla; acetato pode
reagir com a água e voltar a ser
HAc=contribui)
[NaAc] = 30 = 6,67.10^-2mol.L-1
450
hidrólise do acetato:
H2O + Ac-⟺ HAc + HO-
[HAc]=[HO-]
ator principal= Ac
coadjuvante= H2O
H2O é sempre coadjuvante
Kb= [HAc][HO-]= [HO-]^2
[Ac-] [Ac-]
tem Kb pois o ator principal, Ac, está se
comportando como base
para calcular o pH:
[HO-]= = =𝐾𝑏 𝑥 𝐶𝑠 𝐾𝑏 𝑥 6, 67. 10−2
Ka x Kb = Kw Kb= Kw/ Ka Kw=1,00.10^-14
Kb= 10^-14 = 5,71.10^-10
1,75.10^-5
[HO-]= =5, 71. 10−10 𝑥 6, 67. 10−2
[HO-]= 6,17.10^-6mol.L-1
pOH= 5,21 então pH=14-5,21= 8,79
Nota: o pH está acima de 7 pois a hidrólise do
acetato libera hidroxila livre, que faz com que
o pH vá pra cima e a gente caracterize esse sal
com caráter básico
Nota:
eq. de dissociação do HAc:
HAc + H2O ⟺ H3O+ + Ac-
Ka= [H3O+][Ac-]
[HAc]
hidrólise do acetato:
H2O + Ac-⟺ HAc + HO-
Kb= [HAc][HO-]
[Ac-]
Ka x Kb = [H3O+][Ac-] x [HAc][HO-]
[HAc] [Ac-]
Ka x Kb = [H3O+][HO-] = Kw
Ka x Kb = Kw
Nota: cortar Ac com Ac e HAc com HAc
Cs= concentração do sal formado
Resumão:
1. ácido forte + base forte
a. sobrando ác. forte:
calculamos o pH em cima
desse forte:
[H3O+]=CaVa-CbVb/VT (pH
baixo)
b. sobra base forte: calculamos
o pH em cima desse forte:
[HO-]=CbVb-CaVa/VT (pH
alto)
c. não sobra reagente ->temos
sal com caráter neutro +
H2O: calculamos o pH pela
autoprotólise da água.
2. ácido fraco + base forte
a. sobrando ác. fraco + sal
básico -> STA: calculamos o
ph por: ph= pKa + log
[sal]/[ácido]
b. sobra base forte: calculamos
o pH em cima desse forte:
[HO-]=CbVb-CaVa/VT (pH
alto)
c. não sobra reagente ->temos
sal com caráter básico:
calculamos o pH por [HO-]=
𝐾𝑏 𝑥 𝐶𝑠
3. ácido forte + base fraca
a. sobrando ác. forte:
calculamos o pH por:
[H3O+]=CaVa-CbVb/VT
b. sobra base fraca + sal ácido
-> STB: calculamos o pH por:
ph= pKa + log [sal]/[ácido]
c. não sobra reagente -> temos
sal com caráter ácido:
calculamos o pH por [H3O+]=
𝐾𝑎 𝑥 𝐶𝑠
STA: ácido fraco junto com sal da base
conjugada: HA/ A-
ph= pKa + log [sal]/[ácido]
STB: base fraca junto com sal do ácido
conjugado: BH2/BH3
pOH= pKb + log [sal]/[base]
ex: CH2NH2 / CH2NH3
CaVa= nº de mmols de ácido
CbVb= nº de mmols de base
VT= volume total