IQA 121M - Aula 13 - Equilibrio Ácido Base - Parte II

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19/05/2015
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DQA
Profª. Aline Soares Freire 
Professor Assistente A
EQUILÍBRIO ÁCIDO-BASE
IQA 121 – Química Analítica
Aula 14
Departamento de Química Analítica - UFRJ
Parte II: Equilíbrios envolvendo ácidos e bases fracos
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ÁCIDOS E BASES FRACOS
Parcialmente ionizáveis;
Eletrólitos FRACOS → conduzem pouca eletricidade.
Equilíbrio Ácido-Base: Ácidos e Bases Fracos
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ÁCIDOS FRACOS
Parcialmente ionizáveis;
Eletrólitos FRACOS → conduzem pouca eletricidade;
Podem ser mono ou polipróticos – possuir um ou mais H ionizável;
Exemplos: Ácidos – HOAc; HCN; H2CO3, H2SO4 (2ª ionização); H3PO4.
Equilíbrio Ácido-Base: Ácidos Fracos
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ÁCIDOS FRACOS
Equilíbrio Ácido-Base: Ácidos Fracos
H3O
+HA A-+H2O+ Ka =
[HA]
[H3O
+] . [A-]
Sensibilidade para a constante:
 Exemplo 1: HOAc; Ka ~ 10-5
Ka ~ 10
-5 =
105
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A cada 100001 moléculas de HOAc existentes, 
apenas UMA será ionizada (formando H3O
+ e OAc-) 
e 100000 permanecerão na forma de HOAc.
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Acidos e Bases Fracos
Ionização de Ácidos 
e Bases FORTES
Ionização TOTAL
Ionização de Ácidos 
e Bases FRACOS
Ionização PARCIAL
X
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IONIZAÇÃO DE ÁCIDOS FRACOS
 Exemplo 1: Ácido acético (HOAc), CH3COOH
CH3COO
-CH3COOH + H2O H3O
+ +
OAc-HOAc + H2O H3O
+ +
1,75 x 10-5[H3O
+][OAc-]Ka =
[HOAc]
=
Ionização de ácidos fracos
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 Qual é o pH de uma solução de ácido acético de concentração igual a 
1,0 x 10-2 mol L-1?
OAc-HOAc H3O
+ +
Equilíbrio: (1,0 x 10-2 - x) x x 
Início: 1,0 x 10-2 --
1,75 x 10-5
[H3O
+] [OAc-]Ka =
[HOAc]
=
x x
(1,0x10-2 - x)
=
.
EQ. 2º GRAU 
COMPLETA
Resolvendo: x = [H3O
+] = 4,097 x 10-4 mol L-1 pH = 3,39
Ionização de ácidos fracos
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 Qual é o pH de uma solução de ácido acético de concentração igual a 
1,0 x 10-2 mol L-1?
OAc-HOAc H3O
+ +
Equilíbrio: (1,0 x 10-2 - x) x x 
Início: 1,0 x 10-2 --
1,75 x 10-5Ka = =
[H3O
+][OAc-]
[HOAc]
x x
(1,0x10-2 - x)
=
.
Resolvendo: x = [H3O
+] = 4,187 x 10-4 mol L-1 pH = 3,38
Usando aproximação: 1 x 10-2 – x ≈ 1 x 10-2
=
x x
1,0x10-2
.
Ionização de ácidos fracos
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 Conferindo a aproximação em termos de concentração: 
1 x 10-2 – x ≈ 1 x 10-2
1 x 10-2 >> 4,187 x 10-4 
ERRO ~ 4,2 %
Compatível com a incerteza das medidas das Keq
(aproximadamente 10 %)
• Aproximação realizada: 
• Hipótese: 
Ionização de ácidos fracos
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Ionização de ácidos fracos
 Conferindo a aproximação em termos de pH: 
pH = 3,39
pH = 3,38
Nem mesmo o potenciômetro 
possui sensibilidade para 
detectar esta diferença!
• Valor “real”:
• Valor aproximado: 
0,02 unidades de pH• Precisão das medidas de pH: 
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IONIZAÇÃO DE BASES FRACAS
 Exemplo 1: Amônia/Hidróxido de Amônio, NH3 / NH4OH
1,75 x 10-5[NH4
+][OH-]Kb =
[NH4OH]
=
OH-NH4
+ +H2O NH3 + NH4OH
OH-NH4
+ +NH4OH
Ionização de bases fracas
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 Qual é o pH de uma solução de NH3 de concentração igual a 0,075 mol L-1?
Equilíbrio: (0,075 - x) x x 
Início: 0,075 --
Resolvendo: x = [OH-] = 1,14 x 10-3 mol L-1
OH-NH4
+ +NH4OH
[NH4
+] [OH-]Kb =
[NH4OH]
=
Usando aproximação: 0,075 – x ≈ 0,075
x x
(0,075 - x)
=
. x x
0,075
.
1,75 x 10-5=
Ionização de bases fracas
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[H3O
+][OH-]Kw = 1,0 x 10-14=
[H3O
+] =
Kw
[OH-]
=
1,0 x 10-14
1,14 x 10-3
[H3O
+] = 8,8 x 10-12 mol L-1
pH = 11,1
 Conferindo a aproximação em termos de concentração: 
0,075 – x ≈ 0,075
0,075 >> 1,14 x 10-3 
ERRO ~ 1,5 %
• Aproximação realizada: 
• Hipótese: 
Ionização de bases fracas
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Ionização de bases fracas
 Outra forma de se obter o valor de pH:
Como [OH-] = 1,14 x 10-3 mol L-1
[H3O
+] [OH-]Kw = 1,0 x 10-14=
-log [H3O
+] + (-log [OH-])-log Kw = - log (1,0 x 10-14)=
pH + pOH = 14
pOH = 2,94
pH = 11,1
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Ionização de ácidos e bases fracos: erro pela aproximação
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 Multiplicando uma constante pela outra:
(Base)
(Ácido)
Constantes de ionização para pares ácido-base conjugados
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 Exemplo 1: Conhecendo o valor da constante ácida para o cátion amônio, 
qual o valor de Kb para a base amônia em meio aquoso?
(Ácido)
(Base)
?
Constantes de ionização para pares ácido-base conjugados
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 Exemplo 2: Qual o valor de Kb para a o equilíbrio abaixo, sendo
Ka,HCN = 6,2 x 10
-10?
Constantes de ionização para pares ácido-base conjugados
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Sistemática de resolução de problemas de equilíbrio
RESOLUÇÃO SISTEMÁTICA DE PROBLEMAS DE EQUILÍBRIO QUÍMICO
1. Escrever as reações de equilíbrio e as constantes de equilíbrio;
2. Contar o número de espécies químicas cujas concentrações
aparecem nas constantes de equilíbrio:
2.1. Se o número de espécies for igual ao número de
constantes de equilíbrio – basta resolver;
2.2. Se o número de espécies for maior (não for igual ao
número de constantes de equilíbrio) – novas equações de
balanço de massa e de balanço de carga devem ser escritas.
Envolve uma série de etapas:
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Sistemática de resolução de problemas de equilíbrio
RESOLUÇÃO SISTEMÁTICA DE PROBLEMAS DE EQUILÍBRIO QUÍMICO
3. Decidir sobre a acurácia (exatidão) do resultado final – realizar
aproximações;
4. Combinar as equações para resolver o problema;
5. Conferir as aproximações.
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Sistemática de resolução de problemas de equilíbrio
Equação de balanço de massa:
 Simplesmente estabelece a Lei da Conservação da Matéria (Massa)
NO2
-HNO2 + H2O H3O
+ +
 Exemplo 1: ácido nitroso (HNO2), de concentração inicial Ca = CHNO2
No equilíbrio:
CHNO2 = [HNO2] + [NO2
-]
Equação do balanço de massa 
para o ácido nitroso
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Equação de balanço de cargas:
 Simplesmente estabelece que a solução é eletricamente neutra
(total de cargas positivas = total de cargas negativas)
NO2
-HNO2 + H2O H3O
+ +
 Exemplo 2: ácido nitroso (HNO2), de concentração inicial Ca = CHNO2
No equilíbrio:
[H3O
+] = [NO2
-] + [OH-]
Equação do balanço de carga 
para o ácido nitroso
OH-H2O + H2O H3O
+ +
Sistemática de resolução de problemas de equilíbrio
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Equação de balanço de cargas:
2 NO3
-Ca(NO3)2 Ca
2+ +
 Exemplo 3: Qual é a equação de balanço de cargas para o nitrato de 
cálcio em solução aquosa?
No equilíbrio:
2 [Ca2+] + [H3O
+] = [NO3
-] + [OH-]
Equação do balanço de carga para o 
nitrato de cálcio em solução aquosa
OH-H2O + H2O H3O
+ +
Sistemática de resolução de problemas de equilíbrio
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Equações de balanço de massas de balanço de cargas:
 Exemplo 4: Qual é a equação de balanço de massas e de cargas para 
uma solução de NaHCO3, com concentração igual a 0,1 mol L
-1?
•Reação de dissolução do sal: 
• Reações ácido-base envolvendo HCO3- e água: 
Sistemática de resolução de problemas de equilíbrio
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EQUAÇÕES DE BALANÇO DE MASSAS:
[Na+] = 0,1 mol L-1
0,1 mol L-1 0,1 mol L-1
•Para o íon sódio:
0,1 mol L-1
Sistemática de resolução de problemas de equilíbrio
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EQUAÇÕES DE BALANÇO DE MASSAS:
•Para o íon bicarbonato:
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EQUAÇÕES DE BALANÇO DE CARGAS:
Sistemática de resolução de problemas de equilíbrio
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1ªEquação de equilíbrio
2ª Equação de equilíbrio
Com quatro incógnitas e duas equações: 
é impossível resolver! 
Equações de balanço de 
cargas e de massas
 Calcular o pH de uma solução de HF com concentração igual a 1 mol L-1.
Sistemática de resolução de problemas de equilíbrio
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 Calcular o pH de uma solução de HF com concentração igual a 1 mol L-1.
• Equação de balanço de massas:
• Equação de balanço de cargas:
Agora há 4 incógnitas e também 4 equações!
3ª Equação de equilíbrio
4ª Equação de equilíbrio
Sistemática de resolução de problemas de equilíbrio
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 Calcular o pH de uma solução de HF com concentração igual a 1 mol L-1.
• Incógnitas:
• Equações:
É SÓ RESOLVER O SISTEMA DE QUATRO EQUAÇÕES COM QUATRO INCÓGNITAS
Sistemática de resolução de problemas de equilíbrio