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* Equilíbrio ácido-base * Ionização da água, pH Alguns solventes podem sofrer auto ionização: H2O + H2O H3O+ + OH- Podemos escrever a constante de equilíbrio: Na água pura e em soluções aquosas diluídas a concentração de água é aproximadamente constante, logo [H2O]2 pode ser incluída na constante de equilíbrio: K . [H2O]2 = [H3O+] [OH-] O produto de duas constantes dá uma outra constante. A condição de equilíbrio torna-se, portanto: KH2O = [H3O+][OH-] KH2O é a constante do produto iônico da água = 1,0 x 10-14 a 25 oC. * A expressão simplificada para a constante de dissociação da água pode ser escrita da seguinte forma: H2O H+ + OH- KH2O = [H+][OH-] Para cada mol de H+ formado, é também produzido 1 mol de OH-. Isto significa que no equilíbrio, [H+] = [OH-]. Admitindo-se que a concentração do íon hidrogênio seja igual a x: x = [H+] = [OH-] Logo, KH2O = x . x = x2 X2 = 1,0 x 10-14 X = 1,0 x 10-7 O que significa que as concentrações dos íons hidrogênio e hidróxido, na água pura, são: [H+]=[OH-] = 1,0 x 10-7 mol/L * Ex. 1) Qual a concentração de OH- em uma solução de HCl 0,0010 mol/L? [H+][OH-] = 1,0 x 10-14 [OH-] = 1,0 x 10-14/[H+] [OH-] = 1,0 x 10-14/ 1,0 x 10-3 mol/L [OH-] = 1,0 x 10-11 mol/L * O CONCEITO DE pH O íon hidrogênio e o íon hidróxido entram em muitos equilíbrios, além da dissociação da água; portanto, frequentemente , é necessário especificar suas concentrações em solução aquosa. Essas concentrações podem variar desde valores relativamente altos até valores relativamente muito pequenos. Assim, foi instituída uma notação logarítmica para simplificar a expressão dessas quantidades O pH de uma solução é o cologaritmo na base 10 da concentração de íon hidrogênio: pH = -log[H+] O pOH de uma solução é o cologaritmo na base 10 da concentração de íon hidróxido: pOH = -log[OH-] * Como as concentrações de íons H+ e OH- numa solução estão relacionadas entre si, o pH e o pOH também estão. Pela expressão de equilíbrio para a dissociação da água, logKH2O = log[H+] + log[OH-] Tomando-se o cologaritmo dos dois lados da equação: (-log KH2O) = (-log[H+]) + (-log[OH-]) Por convenção, o cologaritmo de uma grandeza é designado por p: pKH2O = pH + pOH Como KH2O = 1 x10-14 e pK = 14: pH+pOH = 14 * pH +pOH = 14,00 * Escala de pH * pH de líquidos comuns Líquido pH Suco gástrico 1.0 – 2.0 Sumo de Limão 2.4 Vinagre 3.0 Sumo de Laranja 3.5 Urina 4.8 – 7.5 Água exposta ao ar 5.5 Saliva 6.4 – 6.9 Leite 6.5 Água pura 7.0 Sangue 7.35 – 7.45 Lágrimas 7.4 * 1) Qual o pH de uma solução de HCl 0,0020 mol/L? pH= -log[H+] pH=-log[2 x 10-3] pH = - log 2 -(-3) pH = -0,3 + 3 = 2,7 2) Em uma amostra de suco de limão [H+] é 3,8 x 10-4 mol/L. Qual é o pH? pH = -log[3,8 x 10-4] pH = -log 3,8 - (-4) pH = 3,42 3) Uma amostra de suco de maçã que foi preparado recentemente tem pH de 3,76. Calcule [H+] pH= -log[H+] = 3,76 log[H+] = -3,76 ; [H+] = antilog (-3,76) = 10-3,76 [H+] = 1,7 x 10-4 mol/L * 4) Qual é o pH de: a) Uma solução de 0,028 mol/L de NaOH; Uma solução 0,0011 mol/L de Ca(OH)2? [H+] = (1,0 x 10-14/0,028) = 3,57 x 10-13 mol/L pH = -log (3,57 x 10-13) pH = -log3,57 -(-13) = 12,45 pOH = -log(0,028) pOH= -log2,8 - (-2) = 1,55 pH + pOH = 14 pH = 12,45 b) Hidróxido de cálcio é uma base forte que se dissocia em água para fornecer 2 íons OH- por fórmula unitária. Logo [OH-] = 2(0,0011 mol/L) = 0,0022 mol/L. [H+] = (1,0 x 10-14/0,0022) = 4,55 x 10-12 pH= -log(4,55 x 10-12) = 11,34 pOH = -log(0,0022) = -log 2,2 – (-3) = 2,66 pH = 11,34 * Constante de equilíbrio para a ionização de um ácido fraco: HA(aq) + H2O(l) H3O+(aq) + A-(aq) Ex. HF(aq) + H2O(l) H3O+(aq) + F-(aq) Ka = [H+][F-] [HF] Para uma base fraca: B(aq) + H2O HB+(aq) + OH-(aq) Ex. NH3(aq) + H2O NH4+(aq) + OH-(aq) Kb = [NH4+] [OH-] [NH3] * Relação entre Ka e Kb * Ácidos polipróticos H2SO3(aq) H+(aq) + HSO3-(aq) Ka1 = 1,7 x 10-2 HSO3-(aq) H+(aq) + SO3-(aq) Ka2 = 6,4 x 10-8 * Pratique O ácido acetilsalicílico (C8O2H7COOH), mais conhecido como aspirina, é uma ácido orgânico fraco cuja fórmula será representada por HAsp. Uma solução aquosa é preparada dissolvendo-se 0,1000 mol de HAsp por litro. A concentração de H+ nesta solução é determinada como sendo 0,0057 mol/L. Calcule Ka para aspirina. HAsp(aq) H+(aq) + Asp-(aq) Ka = [H+] [Asp-] [HAsp] Para cada mol de H+ produzido, um mol de HAsp deve se dissociar. Isto significa que 0,0057 mol/L de HAsp deve ser dissociado. Conc. inicial (mol/L) Variação na conc. (mol/L) Conc. equil. (mol/L) HAsp 0,1000 - 0,0057 0,0943 Asp 0,0000 + 0,0057 0,0057 H+ 0,0000 + 0,0057 0,0057 Ka = (0,0057)2 / 0,0943 = 3,4 x 10-4 * 2) O ácido nicotínico, C6H5NO2 (Ka = 1,4 x 10-5), é um outro nome para niacina, uma importante vitamina. Determine [H+] em uma solução preparada dissolvendo-se 0,10 mol de ácido nicotínico, HNic, para formar um litro de solução. HNic(aq) H+(aq) + Nic-(aq) Ka = [H+] [Nic-] = 1,4 x 10-5 [HNic] Conc. inicial (mol/L) Variação na conc. (mol/L) Conc. equil. (mol/L) H+ 0,00 + X X Nic- 0,00 + X X HNic 0,10 - X 0,10 – X 1,4 x 10-5 = (X) (X) 0,10 – X Como o HNic é um ácido fraco, sua concentração de equilíbro, 0,10 – X, é apenas ligeiramente menor que sua concentração inicial, 0,10 mol/L. Portanto, podemos aproximar 0,10 – X 0,10. * (X) (X) = 1,4 x 10-5 0,10 X = 1,2 x 10-3 mol/L A porcentagem de ionização é de apenas 1,2%, daí justifica-se a aproximação. Essa aproximação só pode ser feita quando [H+] é menos de 5% da concentração original do ácido não-dissociado. OU X2 = 1,4 x 10-6 -1,4 x 10-5X X2 + (1,4 x 10-5X) – (1,4 x 10-6) = 0 a = 1 b = 1,4 x 10-5 c = -1,4 x 10-6 * 2) Calcule [H+] em uma solução 0,100 mol/L de ácido nitroso, HNO2, para a qual Ka = 4,5 x 10-4. HNO2(aq) H+ + NO2-(aq) Ka = [H+] [NO2-] [HNO2] Conc. inicial (mol/L) Variação na conc. (mol/L) Conc. equil. (mol/L) H+ 0,00 + X X NO2- 0,00 + X X HNO2 0,10 - X 0,10 – X 4,5 x 10-4 = X2 0,100 - X 0,100 – X 0,100 X = 6,7 x 10-3 % de dissociação= 6,7% * Método 1 [HNO2] = 0,100 – 0,0067 = 0,093 mol/L Substituindo na equação para Ka X2 / 0,093 = 4,2 x 10-5 X = 6,5 x 10-3 Método 2 X2 / 0,100 –X = 4,5 x 10-4 X2 + (4,5 x 10-4X) – (4,5 x 10-5) = 0 X = 6,5 x 10-3 e - 6,9 x 10-3 Apenas a primeira resposta tem significado físico. * 3) A solubilidade de CO2 em água pura a 25 oC e 0,1 atm de pressão é 0,0037 mol/L. A prática comum é supor que todo o CO2 dissolvido está na forma de ácido carbônico (H2CO3), produzido pela reação entre CO2 e H2O. CO2(aq) + H2O(l) H2CO3(aq) Qual é o pH de uma solução 0,0037 mol/L de H2CO3? Ka1 e Ka2 diferem entre si por um fator de mais de 103. Logo, o pH pode serdeterminado considerando apenas Ka1= 4,3 x 10-7 * H2CO3(aq) H+(aq) + HCO3-(aq) Conc. inicial (mol/L) Variação na conc. (mol/L) Conc. equil. (mol/L) H+ 0 + X X HCO3- 0 + X X H2CO3 0,0037 - X 0,0037-X Ka1 = [H+][CO3-] [H2CO3] Ka1 = (X) (X) 0,0037 – X 0,0037 – X 0,0037 X2 = (0,0037) x (4,3 x 10-7) X = 3,99 x 10-5 mol/L pH= -log[H+] = -log(3,99 x 10-5) pH = -0,6 – (-5) = 4,40 [H+] = antilog (-4,40) = 3,98 x 10-5 Porcentagem de ionização = 1,1%
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