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pH-Metria1

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exemplo, para ácido fosfórico:
3
1
43
42
14243 101.7;....][
]][[;.... −
−+
−+ ×==+⇔ K
POH
POHHKPOHHPOH
13
32
4
3
4
3
3
4
2
4 103.4;....][
]][[;.... −−
−+
−+− ×==+⇔ K
HPO
POHKPOHHPO
8
2
42
2
4
2
2
442 103.6;....][
]][[;.... −−
−+
−+− ×==+⇔ K
POH
HPOHKHPOHPOH
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Tabela 1. 
As constantes de ionização alguns ácidos
-7~107HCl⇔ H+ + Cl-
-3~103H2SO4 ⇔ H+ + HSO4-
-1.6443.6HNO3 ⇔ H+ + NO3-
2.157.1 ⋅10-3H3PO4 ⇔ H+ + H2PO4-
4.751.8 ⋅10-5CH3COOH⇔ H+ + CH3COO-
6.34.3 ⋅10-7H2CO3 ⇔ H+ + HCO3-
710-7H2S⇔ H+ + HS-
7.26.3 ⋅10-8H2PO4- ⇔ H+ + HPO42-
9.34.9⋅ 10-10HCN ⇔ H+ + CN-
10.334.7 ⋅10-11HCO3- ⇔ H+ + CO32-
12.374.3 ⋅10-13HPO42- ⇔ H+ + PO43-
1410-14HS-⇔ H+ + S2-
pKaKaÁcido ⇔ H+ + Anion-
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Tabela 1. 
As constantes de ionização alguns ácidos
1.99-3H2SO4sulphuric acid*
12.357.202.15H3PO4phosphoric acid
9.89C6H5OHphenol
-7HClO4perchloric acid*
4.271.25(COOH)2oxalic acid
-1HNO3nitric acid*
11.967.04H2Shydrogen sulfide
-4HClhydrochloric acid*
10.256.37H2CO3carbonic acid
6.404.763.13C6H8O7citric acid
4.75CH3COOHacetic (ethanoic) acid
pKa3pKa2pKa1formulaname
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Super ácidos e super bases 
=14mostbasic>----------
-------
------
least
basic
neut
ral
least
acidic
--------
--------------<
most
acidic
pOH01234567891011121314pOH
pH14131211109876543210pH
BaseneutralAcid
Escalas do pH e pOH
http://pt.wikipedia.org/wiki http://www.ausetute.com.au/phscale.html
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Na água também se realiza o processo de ionização; a dissociação de uma 
molécula de água produz H+ e OH−, representada pela seguinte equação:
H2O ⇔ H+ + OH−
A reação é reversível e a dissociação é bastante reduzida. Como cada 
molécula de água se dissocia em um H+ e uma OH−, isto significa que 
haverá igual quantidade de OH− e de H+. Aplicando-se a lei de ação das 
massas
Dissociação da água
][
]][[
2OH
OHHKc
−+
=
constante de dissociação da água
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Como a proporção de moléculas não dissociadas é 
extraordinariamente grande em relação as dissociadas, pode-se 
considerar o valor da [H2O] constante. Considere 1 L de água pura, a 
massa de água nele presente é 1000g, pois a densidade de água é 1 g/ml. 
Sabendo, que massa molar da água é 18 g/mol, podemos calcular a sua 
concentração molar: 
Dissociação da água
Lmol
Lmolg
g
VM
m
V
nOH /56.55
0.1/18
10001][ 2 =⋅=⋅==
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Para facilitar, os químicos resolveram incorporar esse valor invariável da 
concentração do solvente na constante de dissociação da água: 
Kw = Kc [H2O] = [H+][OH−]
De forma que [H+][OH−] = 10-7 x 10-7
Kw = [H+][OH−] = 10-14 (em temperatura 25o C)
Este produto constante é chamado PRODUTO IÔNICO DA ÁGUA e é 
representado por Kw (o índice w sendo da palavra inglesa – water). Este 
valor permanece constante, independente das proporções relativas de H+ e 
OH−. Isto significa que aumentando a [H+], diminui a de [OH−], de forma que 
o produto [H+][OH−] permanece sempre 10-14 (em temperatura 25o C).
Dissociação da água
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Tabela. 
Dependência do produto iônico da água de temperatura.
13.52.92⋅10-1440
13.81.47⋅10-1430
141.00⋅10-1425
14.170.68⋅10-1420
14.50.29 ⋅10-1410
pKwKwTemperatura 
(C°)
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A dissociação da água pura é um exemplo clássico de reação neutra, isto é, 
[H+] = [OH−]. Embora as concentrações de H+ e OH− estejam intimamente 
relacionadas, na prática se utiliza a [H+] para se expressar a alcalinidade ou 
acidez das soluções. Para a água pura o pH é o seguinte: pH = - log [H+]
Como 
[H+] = 10-7 pH = - log (10-7) pH = - (-7 log 10) pH = 7
Analogamente, pOH = 7
Na realidade, o H+ não pode existir no estado livre, encontrando-se, 
habitualmente, hidratado, formando o íon hidrônio (H3O+).
H+ + H2O ⇔ H3O+
No entanto, para fins práticos, costuma-se usar a forma simplificada H+.
Dissociação da água
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pH alguns produtos, todos a 25o C
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< 5.6Chuva ácida
5.5Chá
5.0Café
4.5Cerveja
3.5Sumo de laranja ou maçã
2.9Vinagre
2.5refrigerante tipo Cola
2.4Sumo de limão
2.0Suco gástrico
<1.0Ácido de bateria
pHSubstância
13.5Hidróxido de sódio caseiro
12.5"Água sanitária"
11.5Amônia caseira
9.0 -
10.0
Sabonete de mão
8.0Água do mar
7.34 -
7.45
Sangue
6.5-7.4Saliva humana
7.0Água pura
6.5Leite
Alguns valores comuns de pH 
http://pt.wikipedia.org/wiki/PH#Defini.C3.A7.C3.A3o
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SISTEMAS TAMPÃO
Conceito
Algumas soluções são capazes de impedir acentuadas variações de 
pH. Tais soluções, conhecidas como tampão, mantêm o pH do meio, 
apesar da adição de ácidos ou bases. 
Nos organismos vivos, os sistemas tampão são essenciais para a 
manutenção da constância do meio interno, garantindo um pH adequado à 
realização de muitas funções.
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SISTEMAS TAMPÃO
Mecanismo de ação
Em geral as soluções tampão são constituídas por um ácido fraco e 
um sal deste ácido. Como, por exemplo, a mistura de ácido acético e 
acetato de sódio. Numa solução preparada com esta mistura ocorre: 
1) a total ionização do sal, gerando uma alta concentração de íons 
acetatos: CH3COONa ⇔ Na+ + CH3COO−
(acetato de sódio)
2) o ácido acético se dissocia, liberando H+:
CH3COOH ⇔ CH3COO− + H+
3) os íons acetato se combinam com os H+ provenientes da dissociação do 
ácido acético:
CH3COO− + H+ ⇔ CH3COOH
4) o resultado final será uma mistura de acetato de sódio totalmente 
dissociado e ácido acético muito pouco dissociado. 
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SISTEMAS TAMPÃO
Mecanismo de ação
A adição de um ácido forte, por exemplo HCl, a uma solução tampão, como a 
formada por ácido acético/acetato de sódio, produzirá uma variação mínima no 
pH, pelo seguinte:
O HCl se dissocia, liberando H+ : HCl ⇔ Cl− + H+
Os H+ liberados pelo HCl se combinam com os íons acetato para formar ácido 
acético:
H+ + CH3COO- ⇔ CH3COOH
A equação geral da reação é a seguinte:
HCl + CH3COONa ⇔ NaCl + CH3COOH
Desta forma, um ácido forte, muito ionizado, é transformado em um ácido fraco, 
pouco ionizado. Como os H+ desaparecem, captados pelo acetato, a 
modificação do pH é mínima.
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SISTEMAS TAMPÃO
Mecanismo de ação
Quando se adiciona uma base forte, NaOH por exemplo, o processo é 
semelhante:
NaOH ⇔ Na+ + OH−
Os OH− provenientes da dissociação da base forte se combinam com os 
H+ liberados pelo ácido acético para formar água:
Na+ + OH− + CH3COOH ⇔ CH3COONa + H2O
Assim, os OH− que poderiam modificar o pH desaparecem, e o efeito da 
adição da base será muito discreto.
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SISTEMAS TAMPÃO
Cálculo do pH de soluções tampão
Como visto anteriormente, um ácido fraco, em solução, se dissocia muito 
pouco. Esta dissociação é regida pela equação:
HA ⇔ H+ + A-
][
]][[
HA
AHKa
−+
= Transformando esta equação em forma logarítmica, temos: 
⎟⎟⎠
⎞
⎜⎜⎝
⎛=
−+
][
]][[loglog
HA
AHKa ⎟⎟⎠
⎞
⎜⎜⎝
⎛+=
−
+
][
][log]log[log
HA
AHKa
Ou
Por definição, − log [H+] = pH e − log Ka = pKa. Assim, 
⎟⎟⎠
⎞
⎜⎜⎝
⎛−=
−
][
][log
HA
ApHpKa ⎟⎟⎠
⎞
⎜⎜⎝
⎛+= − ][
][log
A
HApHpKa
pK