Resumo Equilíbrio Ácido-Base com exercícios

Prévia do material em texto

EQUILÍBRIO ÁCIDO-BASE
Segundo a teoria ácido-base de Brönsted-Lowry, ácido é toda espécie capaz de doar prótons e base é toda espécie capaz de aceitar prótons. Neste tópico trabalharemos apenas com cálculos aproximados.
AUTO-PROTÓLISE DA ÁGUA
A água é uma espécie anfótera ou anfiprótica, ela se comporta tanto como ácido quanto como base.
	
	
	2H2O
	
	H3O+
	+
	HO-
	H2O1
	+
	H2O2
	
	H3O+
	+
	HO-
	Ácido
	
	Base
	
	Ácido conjugado
da base H2O2
	
	Base conjugada
do ácido H2O1
Associada a este equilíbrio temos a constante de auto-protólise: Kw = [H3O+].[ HO-] = 1,00.10-14 (250C)
ÁCIDOS
Ácidos fortes
Os ácidos fortes se ionizam completamente segundo o equilíbrio a seguir:
	HX
	+
	H2O
	→
	H3O+
	+
	X-
	Ácido
	
	Base
	
	Ácido conjugado
da base H2O
	
	Base conjugada
do ácido HX
Exemplos de ácidos fortes:
Ácido clorídrico:
	HCl
	+
	H2O
	→
	H3O+
	+
	Cl-
	Ácido
	
	Base
	
	Ácido conjugado
da base H2O
	
	Base conjugada
do ácido HNO3
(íon cloreto)
Ácido nítrico:
	HNO3
	+
	H2O
	→
	H3O+
	+
	NO3-
	Ácido
	
	Base
	
	Ácido conjugado
da base H2O
	
	Base conjugada
do ácido HNO3
(íon nitrato)
Ácido perclórico:
	HClO4
	+
	H2O
	→
	H3O+
	+
	ClO4-
	Ácido
	
	Base
	
	Ácido conjugado
da base H2O
	
	Base conjugada
do ácido HClO4
(íon perclorato)
�
Ácidos fracos
Os ácidos fracos se ionizam parcialmente segundo o equilíbrio a seguir:
	HA
	+
	H2O
	
	H3O+
	+
	A-
	Ácido
	
	Base
	
	Ácido conjugado
da base H2O
	
	Base conjugada
do ácido HA
Associada a este equilíbrio temos a constante de dissociação ácida: Ka = [H3O+].[ A-]/[HA]
» Quanto maior for o valor de Ka, mais forte será o ácido.
Exemplos de ácidos fracos:
Ácido fluorídrico: Ka =6,46.10-4
	HF
	+
	H2O
	
	H3O+
	+
	F-
	Ácido
	
	Base
	
	Ácido conjugado
da base H2O
	
	Base conjugada
do ácido HF
(íon fluoreto)
Ácido nitroso: Ka = 4.10-4
	HNO2
	+
	H2O
	
	H3O+
	+
	NO2-
	Ácido
	
	Base
	
	Ácido conjugado
da base H2O
	
	Base conjugada
do ácido HNO2
(íon nitrito)
Ácido acético: Ka =1,75.10-5
	CH3COOH
	+
	H2O
	
	H3O+
	
	CH3COO-
	HAc
	+
	H2O
	
	H3O+
	+
	Ac-
	Ácido
	
	Base
	
	Ácido conjugado
da base H2O
	
	Base conjugada
do ácido HAc
(íon acetato)
BASES
Bases fortes
As bases fortes se ionizam completamente segundo o equilíbrio a seguir:
	BOH
	→
	B+
	+
	HO-
	Base
	
	
	
	
Exemplos de bases fortes:
Hidróxido de sódio: NaOH → Na+ + HO-
Hidróxido de potássio: KOH → K+ + HO-
Bases fracas
As bases fracas se ionizam parcialmente segundo o equilíbrio a seguir:
	BH3
	+
	H2O
	
	BH4+
	+
	HO-
	Base
	
	Ácido
	
	Ácido conjugado
da base BH3
	
	Base conjugada
do ácido H2O
Associada a este equilíbrio temos a constante de dissociação básica: Kb = [BH4+].[ HO-]/[BH3]
» Quanto maior for o valor de Kb, mais forte será a base.
Exemplos de bases fracas:
Amônia: Kb = 1,75.10-5
	NH3
	+
	H2O
	
	NH4+
	+
	HO-
	Base
	
	Ácido
	
	Ácido conjugado
da base NH3
(íon amônio)
	
	Base conjugada
do ácido H2O
Metilamina: Kb = 4,36.10-5
	CH3NH2
	+
	H2O
	
	CH3NH3+
	+
	HO-
	MetNH2
	+
	H2O
	
	MetNH3+
	+
	HO-
	Base
	
	Ácido
	
	Ácido conjugado
da base MetNH2
(íon metilamônio)
	
	Base conjugada
do ácido H2O
Etilamina: Kb = 6,4.10-4
	CH3CH2NH2
	+
	H2O
	
	CH3 CH2NH3+
	+
	HO-
	EtNH2
	+
	H2O
	
	EtNH3+
	+
	HO-
	Base
	
	Ácido
	
	Ácido conjugado
da base MetNH2
(íon etilamônio)
	
	Base conjugada
do ácido H2O
CÁLCULOS DE pH
Cálculo de pH de ácidos fortes
pH = -log [H3O+] » [H3O+] = Ca (Ca = concentração analítica do ácido)
Cálculo do pH de ácidos fracos
pH = -log [H3O+] » [H3O+] = (Ka.Ca)1/2
Cálculo do pH de bases fortes
pOH = -log [HO-] » [HO-] = Cb (Cb = concentração analítica da base) » pH = 14-pOH
Cálculo do pH de bases fracas
pOH = -log [HO-] » [HO-] = (Kb.Cb)1/2 » pH = 14-pOH
Relação entre pH e pOH
2H2O 
 H3O++HO- Kw = [H3O+].[ HO-] = 1,00.10-14 
Aplicando-se (-log) à expressão de Kw, temos:
(-log H3O+) + (-log HO-) = (-log 1,00.10-14) » pH + pOH = 14
 
Exercícios:
Calcule o pH da água pura. (pH=7,00)
Calcule o pH de uma solução de ácido clorídrico (HCl) com concentração 0,250 moL/L. (pH=0,60)
Calcule o pH de uma solução de ácido nítrico (HNO3) com concentração 0,100 moL/L. (pH=1,00)
Calcule o pH de uma solução de ácido nitroso (HNO2; Ka = 4.10-4) com concentração 0,200 moL/L. (pH=2,05)
Calcule o pH de uma solução de ácido fluorídrico (HF; Ka =6,46.10-4) com concentração 0,150 moL/L. (pH=2,00)
Calcule o pH de uma solução de hidróxido de potássio (KOH) com concentração 0,0500 moL/L. (pH=12,7)
Calcule o pH de uma solução de hidróxido de sódio (NaOH) com concentração 0,100 moL/L. (pH=13,0)
Calcule o pH de uma solução de metilamina (CH3NH2; Kb = 4,36.10-5) com concentração 0,180 moL/L. (pH=11,4)
Calcule o pH de uma solução de amônia (NH3; Kb = 1,375.10-5) com concentração 0,220 moL/L. (pH=11,3)
_1164807288.bin