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1 pH e pOH pH e pOH Objetivos: Conceituar pH e pOH Classificar uma solução em ácida, básica ou neutra Verificar a escala de pH e seus valores para determinadas soluções ou líquidos orgânicos pH afeta a estrutura e atividade das macromoléculas biológicas. Ex: enzimas (interfere no metabolismo geral). pH auxilia diagnóstico clínico - alterações no pH do sangue e/ou urina podem significar doenças. Ex: acidose em diabéticos. Importância do pH: 1. Introdução H2O: pode ionizar-se em H + + OH- Como saber se é facilmente ionizável? -através da constante de ionização (ka) quanto > Ka > facilidade de ionização Como calcular a Ka ? Ka= [H+] x [OH-] / [H2O] Para a água: • [H+] = 1 / 10.000.000 = 10-7 • [OH-] = 1 / 10.000.000 = 10-7 • [H2O] = 9.999.999/10.000.000 1 Portanto: Ka = 10-7 x 10-7 / 1 = 10-14 Ka = [H+] x [OH-] = 10-14 Ka= [H+] x [OH-] / [H2O] Concentração da água: 1000 ̸18 = 55.5 M Ka= [H+] x [OH-] / 55,5 M Condutividade elétrica da água pura = 1,8 x 10-16 M (55,5 M) x (1,8 x 10-16 M) = [H+] x [OH-] 1,0 x 10-14 M2 = [H+] x [OH-] 10-7 M = [H+] = [OH-] 2 Para qualquer solução aquosa: [H+] x [OH-] = 10-14 Solução ácida: [H+] > [OH-] Solução básica: [H+] < [OH-] Solução neutra: [H+] = [OH-] Exercícios: •classificar as soluções em: ácida, básica ou neutra 1. Solução com [H+] = 10-3 2. Solução com [H+] = 10-10 3. Solução com [OH-] = 10-3 4. Solução com [H+] = 10-7 5. Solução com [OH-] = 10-6 Transformar números decimais em números inteiros log Revisão de log: • log1 = log100 = 0 • log101 = 1 • -log101 = -1 • -log10-1 = 1 • -log10-x = x • log ab = log a + log b pKa = potência da constante de ionização (mede a força de um ácido) p = -log pKa = -log Ka pKa = -log 10 -14 pKa = 14 Resumindo: •Quanto > Ka > a facilidade de ionização, portanto mais forte o ácido. •Quanto > pKa < a ionização, portanto mais fraco o ácido. Exemplos: •Ác. acético: Ka= 1,76x10-5 e pK= 4,76 •Água: Ka= 10-14 e pK= 14 Segundo Sörensen, para especificar a acidez de uma solução: pH = -log[H+] Da mesma forma, para especificar a basicidade de uma solução: pOH = -log[OH-] Exemplo: [H+] = 10-5 mol/L, pH = ? pH = - log 10-5 pH = -(-5) log 10 = 5 x 1 = 5 3 Se, [H+] x [OH-] = 10-14 Então: pH + pOH = 14 Escala de pH [H+] [OH-] pH soluções 1 10-14 0 10-1 10-13 1 sol. HCl 1M 10-2 10-12 2 suco gástrico e de limão 10-3 10-11 3 vinagre, refrigerantes 10-4 10-10 4 suco de tomate 10-5 10-9 5 café, vinho 10-6 10-8 6 (leite 6,8), (saliva 6,9),(urina 6,0) 10-7 10-7 7 água, (sangue e lágrima 7,4) 10-8 10-6 8 suco pancreático, água do mar 10-9 10-5 9 bicarbonato de sódio 10-10 10-4 10 leite de magnésia 10-11 10-3 11 produtos de limpeza (amônia) 10-12 10-2 12 carbonato de sódio 10-13 10-1 13 limpa-forno 10-14 1 14 sol. NaOH 1M Escala de pH: é logarítmica e não aritmética a variação de apenas uma unidade de pH significa 10 vezes mais (ou menos) concentrado em H+ Conclusão: Solução [H+] pH neutra 10-7 7 ácida 10-7 7 básica 10-7 7 Exercícios: I. Calcule: a) o pH de uma solução com [H+]= 10-2mol/L b) o pH de uma solução com pOH=5 c) a [H+] de uma solução com pH= 4 d) o pH de uma solução com [OH-] = 10-8 mol/L 4 com aparelhos eletrônicos: pHmetros -eletrodos sensíveis a variações na [H+] com indicadores ácido-base - são ácidos fracos que sofrem transformações coloridas quando perdem prótons: HIn (meio ácido) e In- (meio básico. Ex: papel indicador universal, vermelho de fenol, fenolftaleína, etc. Medida do pH:
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