Aula equilíbrio de ácido base parte II

Prévia do material em texto

Química Analítica 1
Prof.Dr. Wander Gustavo Botero
6-Equilíbrio Ácido-Base
Fracos e polipróticos
Equilíbrio de Ácidos e Bases Fracos [1]
Em meio aquoso e considerando o conceito de Bronsted-Lowry, o equilíbrio
para “dissociação” (hidrólise) de ácidos e bases fracos pode ser
representado como:
]HA[
]A][H[Ka
-+
= Constante de dissociação
do ácido
)aq(A)aq(OHOH)aq(HA 3
K
2
a -+ +¾®¬+
Par conjugado ácido-base
Equilíbrio de Ácidos e Bases Fracos [2]
]B[
]OH][BH[Kb
-+
= Constante de dissociação da 
base
]HA[
]A][H[logKlogpK aa
-+
-=-=
]B[
]OH][BH[logKlogpK bb
-+
-=-=
)aq(BH)aq(OH)l(OH)aq(B bK2
+- +¾®¬+
Par conjugado ácido-base
Relação entre Ka e Kb para um par conjugado: Ka x Kb = Kw
Equilíbrio de Ácidos e Bases Fracos [3]
)aq(HCOO)aq(OH)l(OH)aq(HCOOH 32
-+ +Û+
Ácido fórmico Íon formiato
Ka = 1,80 x 10-4
pKa = 3,75
Kb = Kw / Ka = 1,0 x 10-14 / 1,80 x 10-4 = 5,56 x 10-11
pKb = 10,3
Regra
“A base conjugada de um ácido fraco será uma base fraca”
“O ácido conjugado de uma base fraca será um ácido fraco”
)aq(OH)aq(NHHC)l(OH)aq(NHC 55255
-+ +«+
Piridina Íon peridonio
Kb = 1,69 x 10-9
pKb = 8,77
Ka = Kw / Kb = 1,0 x 10-14 / 1,69 x 10-9 = 5,92 x 10-
6
pKa = 5,23“Ácido conjugado é mais forte que a base”
Força do Ácido 
Fonte: ATKINS, 2006 
Ka e pKa de ácidos fracos a 25oC
Cálculo de pH e pOH de ácidos fracos ou bases fracas
Ácidos - HA + H2O ⇄ H3O+ + A-
Substituindo na 
expressão de equilíbrio:
Considerações gerais:
Bases - NH3 + H2O ⇄ NH4+ + -OH
Substituindo na 
expressão de equilíbrio:
Considerações gerais:
Sais de Ácidos Fortes e Bases Fortes: formam-se a partir da reação de
um ácido forte com uma base forte. Têm caráter neutro.
Exemplos:
Cloreto de Sódio, NaCl
Cloreto de Potássio, KCl
Nitrato de Sódio, NaNO3
Brometo de Potássio, KBr
Perclorato de Sódio, NaClO4
A dissolução desses sais em água resultará em uma
solução neutra, ou seja, que apresentará pH = 7,00.
SAIS DE ÁCIDOS E BASES FORTES ——ELES SÃO 
NEUTROS!!!
NaCl D Na+ + Cl- 
 NaOH HCl 
 
Sais de Ácidos Fracos e Bases Fortes: formam-se a partir da reação de 
um ácido fraco com uma base forte. Têm caráter básico ou alcalino.
Exemplos:
Acetato de Sódio, NaCH3COO
Cianeto de Potássio, KCN
Nitrito de Sódio, NaNO2
Fosfato de Sódio, Na3PO4
Bicarbonato de Sódio, NaHCO3
A dissolução desses sais em água resultará em uma
solução alcalina, ou seja, que apresentará pH >7,00.
SAIS DE ÁCIDOS E BASES FRACAS ——ELES NÃO 
SÃO NEUTROS!!!
Sais de ácido fraco e base forte
Ex: acetato de sódio ( NaAc)
Equilibrio de bases de 
Bronsted são tratadas
identicamente como bases 
fracas
HAc
NaAc = Na+ + 
Ac-
NaOH
Relação entre Ka e Kb
Harris, 2004
Ka . Kb = Kw
Calcule o pH de uma solução 0,10 mol L-1 de acetato de sódio
NaAc → Na+ + Ac− (dissociação)
−Ac + H2O D HAc + -OH (hidrólise) – íon acetato é uma base de Bronsted-Lowry
0,10 – x x x
Kb = 1,0 x 10-14/ 1,75 x 10-5 = 5,7 x 10-10 
COAc− >> Kb, negligenciar x comparado a COAc−.
Sais de Ácidos Fortes e Bases Fracas: formam-se a partir da reação de 
um ácido forte com uma base fraca. Têm caráter ácido.
Exemplos:
Cloreto de Amônio, NH4Cl
Nitrato de Amônio, NH4NO3
A dissolução desses sais em água resultará
em uma solução ácida, ou seja, que apresentará
pH < 7,00.
Calcule o pH de uma solução 0,25 mol L-1 de cloreto de amônio
NH4Cl → NH4+ + Cl− (dissociação)
NH4+ + H2O D H3O+ + NH3 (hidrólise) – íon amônio é um ácido de Bronsted-Lowry
0,25 –x x x 
Ka = 1,0 x 10-14/ 1,75 x 10-5 = 5,7 x 10-10 
CNH4+ >> Ka, negligenciar x comparado a CNH4+.
Equilíbrio de Ácidos e Bases Fracos Polipróticos [1]
2
1a 1050,6KK 1
-´=º
)aq(OOCCOO)aq(OH)l(OH)aq(HOOCCOO 32
--+- +«+ 52a 1010,6KK 2
-´=º
)aq(OH)aq(HOOCCOOH)l(OH)aq(HOOCCOO 2
-- +«+
Relações entre Ka e Kb:
wba KKK 21 =´
wba KKK 12 =´
)aq(HOOCCOO)aq(OH)l(OH)aq(HOOCCOOH 32
-+ +«+
Ácido oxálico
1b
K
2b
K
13
2
14
b 1053,11050,6
100,1K
2
-
-
-
´=
´
´
=
10
5
14
b 1064,11010,6
100,1K
1
-
-
-
´=
´
´
=
)aq(OH)aq(HOOCCOO)l(OH)aq(OOCCOO 2
---- +«+
Íon oxalato
Equilíbrio de Ácidos e Bases Fracos Polipróticos [2]
vCalculo de pH da forma ácida
Supor uma solução de HOOCCOOH 0,1 mol L-1 (desconsiderando a
influencia da força iônica)
)aq(HOOCCOO)aq(OH)l(OH)aq(HOOCCOOH 32
-+ +«+
0,1 – x x x
x1,0
xx
]HOOCCOOH[
]HOOCOO][OH[1050,6K 321 -
´
==´=
-+
-
223 xx1050,61050,6 =´-´ --
01050,6x1050,6x 322 =´-´+ --
12
1050,614)1050,6(1050,6
x
3222
´
´´´+´±´-
=
---
Equilíbrio de Ácidos e Bases Fracos Polipróticos [3]
vCalculo de pH da forma ácida
-12
3 L mol 104,5]HOOCCOO[]OH[x
--+ ´===
-122 L mol 106,4104,51,0x1,0]HOOCCOOH[ -- ´=´-=-=
üComo calcular a concentração de –OOCCOO- nesta solução?
3,1)104,5log(]OHlog[pH 23 »´-=-=
-+
Equilíbrio de Ácidos e Bases Fracos Polipróticos [4]
)aq(OOCCOO)aq(OH)l(OH)aq(HOOCCOO 32
--+- +«+
y104,5
yy
]HOOCCOO[
]OOCOO][OH[1010,6K 2
35
2 -´
´
==´= --
--+
-
-13
3 L mol 108,1]OOCCOO[]OH[y
---+ ´===
256 yy1010,61030,3 =´-´ --
01030,3y1010,6y 652 =´-´+ --
12
1030,314)1010,6(1010,6
y
6255
´
´´´+´±´-
=
---
Equilíbrio de Ácidos e Bases Fracos Polipróticos [5]
Considerando a concentração de H3O+ da primeira e segunda dissociação
teremos:
“Assim, para obter o pH basta considerar a primeira
dissociação”
)]OH[]OHlog([pH 2313
++ +-=
)108,1104,5log(pH 32 -- ´+´-=
3,1)106,5log(pH 2 »´-= -
Equilíbrio de Ácidos e Bases Fracos Polipróticos [6]
Ácido Fosfórico
)aq(POH)aq(OH)l(OH)aq(POH 423243
-+ +«+
3
43
423
a 1011,7]POH[
]POH][OH[K
1
-
-+
´==
)aq(HPO)aq(OH)l(OH)aq(POH 243242
-+- +«+
8
42
2
43
a 1032,6]POH[
]HPO][OH[K
2
-
-
-+
´==
)aq(PO)aq(OH)l(OH)aq(HPO 3432
2
4
-+- +«+
13
2
4
3
43
a 1010,7]HPO[
]PO][OH[K
3
-
-
-+
´==
Equilíbrio de Ácidos e Bases Fracos Polipróticos [7]
vCalculo de pH da forma ácida
Supor uma solução de H3PO4 0,1 mol L-1 (desconsiderando a influencia da
força iônica e considerando apenas a primeira dissociação)
)aq(POH)aq(OH)l(OH)aq(POH 423243
-+ +«+
0,1 - x x x
3
a 1011,7x1,0
xxK
1
-´=
-
´
=
-12
423 L mol 103,2]POH[]OH[x
--+ ´===
6,1)103,2log(]OHlog[pH 23 »´-=-=
-+
Exercicios
24