Apostila Completa - EQ em Soluções

Prévia do material em texto

Professora: Maria da Glória de Souza Machado
EQUILÍBRIO EM SOLUÇÕES AQUOSAS - CONSTANTE DE IONOZAÇÃO - KI
Constante de Ionização (Ka) de um ácido fraco dissolvido em água :
 Seja a ionização do ácido monoprótico, genérico, HA, sua ionização será:
Segundo Arrhenius:
HA(aq.) H2O H+ (aq) + A- (aq) Ka = 
 
Segundo Bronsted - Lowry:
 HA + H2O H3O+(aq) + A- (aq) 
(ácido de Bronsted) (base de Bronsted) (ácido conjugado) (base conjugada) 
Ka = 
Onde o subscrito “eq” representa as concentrações no equilíbrio.
Obs. Os ácidos polipróticos, terão tantas constantes de ionização, Ka, ( Ka1, Ka2, Ka3, ... Kan), quanto tantos forem o número de hidrogênios ionizáveis, existentes em sua molécula. 
Ex. Seja o H3PO4, sua ionização completa, segundo Bronsted – Lowry, será:
 
1ª Ionização: H3PO4 + H2O H3O + (aq) + H2PO4- (aq) ( Ka1 = 7,6 x10-3
2ª Ionização: H2PO4- + H2O H3O + (aq) + HPO4= (aq) ( Ka2 = 6,3 x10-8
2ª Ionização: HPO4= + H2O H3O + (aq) + PO43- (aq) ( Ka3 = 4,4 x10-13
Ka1 > Ka2> Ka3 , pois quanto mais dificilmente um ácido liberar prótons, menor a sua ionização, menor é sua Ka. 
Grau de ionização, ( () 
 ( () = mols ionizados (ni ) e % ( = ni x 100 então, para o ácido HA, temos:
 total de mols (nT) nT
% ((HA) = [HA]ioniz. x 100 , porém , [HA] ionizado = [H3O+ ]eq = [ A- ]eq ( 
 [HA]0 
% ( HA = [H3O+ ]eq. x 100
 [HA]0
Constante de Ionização (Kb) de uma base fraca dissolvida em água :
 Seja a dissolução da base fraca BOH em água, sua ionização será:
Segundo Arrhenius:
BOH(aq.) H2O B+ (aq) + OH- (aq ) Kb = 
 
Segundo Bronsted - Lowry:
 BOH + H2O BOH2+(aq) + OH- (aq) Kb = [BOH2+ ]eq [ OH- ]eq
(base de Bronsted) (ácido de Bronsted) (ácido conj.) (base conj.) [BOH]eq
% ( BOH = [OH-]eq x 100
 [BOH]0
Exercícios
Determine a concentração de todas as espécies de soluto presentes em uma solução 0,5M de CH3COOH. Ka = 1,8 x10-5.
Solução: CH3COOH + H2O H3O+ + CH3COO- (aq)
No equilíbrio:	0,5 – x x x Ka = [H3O+ ] [CH3COO- ]
 [CH3COOH ]
Ka = x. x como Ka é baixo, 0,5 – x ( 0,5, pois de valor de x será baixo, então: Ka = x2 
 0,5-x 0,5 
( x = 
 ( x = 
 ( x = 0,003, então: x = [H3O+ ] = [CH3COO- ] = 0,003 M
e [CH3COOH ] = 0,5 – 0,003 ( [CH3COOH ] = 0,497 M
% ( CH3COOH = [H3O+ ]eq x 100 = 0,003 x 100 ( % ( CH3COOH = 0,6%
 [CH3COOH]0 0,5
Determine a concentração de todas as espécies de soluto presentes em uma solução 0,5M de CH3COOH. Ka = 1,8 x10-5.
Determine a concentração de todas as espécies de soluto presentes em uma solução 0,1M de NH2OH (hidroxilamina). Kb = 9,1 x10-9.
Solução: NH2 OH + H2O NH3OH+ + OH- (aq)
No equilíbrio:	0,1 – x x x Kb = [NH3OH+ ]eq [OH- ]eq
 [NH2OH ]eq
Kb = x. x como Kb é baixo, 0,1 – x ( 0,1, pois de valor de x será baixo, então: Kb = x2 
 0,1- x 0,5 
( x = Kb . 0,1 ( x = 9,1 x 10-9 . 0,1 ( x = 3,017 x 10-5 , então: 
 x = [NH3OH+ ]eq = [OH- ]eq = 3,017 x 10-5 M
e [NH2OH ]eq = 0,1 – 3,017 x 10-5 ( [NH2OH ]eq = 0,0999698 M ( [NH2OH ]eq ( 0,1M
% ( NH2OH = [OH- ]eq x 100 = 3,017 x 10-5 x 100 ( % ( NH2OH = 0,03 %
 [NH2OH ]0 0,1
Determine a concentração de todas as espécies de soluto presentes em uma solução 0,4M de NH3 . Kb = 1,8 x 10-5.
Potenciais de Constantes de Ionização, pKi (pKa e pKb)
pKi = - log Ki
Para ácidos, temos:
 pKa = - log Ka ( Quanto mais forte o ácido( maior o Ka ( menor o pKa ( maior [H+] ( menor pH
Para bases, temos:
pKb = - log Kb ( Quanto mais forte a base ( maior o Kb ( menor o pKb ( menor [H+] ( maior pH
Exercícios:
Dado as Constantes de Ionização, Ka, das espécies ácidas A, B, C e D: KaA = 4,5 x 10 –6, KaB = 1,9 x 10 –12 , KaC = 2,4 x 10 –4 , KaD = 3,8 x 10 –8, dê o que se pede:
pKa de cada espécie;
Coloque as espécies ácidas em ordem crescente de acidez.
Dado as Constantes de Ionização, Kb, das espécies alcalinas X, Y, Z e W: KbX = 2,3 x 10 –5, KbY = 5,6 x 10 –7 , KbZ = 3,7 x 10 –13 , KbW = 1,8 x 10 –9, dê o que se pede:
pKb de cada espécie;
Coloque as espécies alcalinas em ordem crescente de basicidade.
Produto Iônico da Água, Kw
Seja a ionização da água pura a 25°C e 1atm:
 2H2O(l) H3O+(aq) + OH- (aq) Ki = [H3O+ ]eq [ OH- ]eq
 No equilíbrio: [ ] = cte 10 -7 M 10-7M [H2O]eq
Onde: [H2O]eq = constante pois é um líquido puro, então:
 Ki [H2O]eq =[H3O+ ]eq . [ OH- ]eq = constante = Kw (Produto Iônico da Água ) 
 ( Kw = [H3O+ ]eq [ OH- ]eq
Portanto, para a água pura, a 25°C e 1 atm, temos:
[H3O+ ]eq = [ OH- ]eq = 10 -7 M ( Kw = [H3O+ ]eq [ OH- ]eq( Kw= (10 -7 ). (10 -7 ) ( Kw= 10 –14 .
Potencial Hidrogeniônico, pH, das soluções aquosas
pH = 1 ( pH = log ([H3O+ ])-1 ( pH = - log [H3O+ ] ( [H3O+ ]= 10–pH
 log [H3O+ ]
Potencial Hidroxilônico, pOH, das soluções aquosas
pOH = 1 ( pOH = log ([OH- ])-1 ( pOH = - log [OH- ] ( [OH- ]= 10–pOH
 log [OH- ]
Relação entre pH e pOH nas soluções aquosas a 25°C
Sabemos que para a água pura: 
Kw = [H3O+ ]eq . [ OH- ]eq e que a 25°C e 1 atm : Kw= 10 –14 então:
[H3O+ ]eq . [ OH- ]eq = 10 –14 se multiplicarmos por (- log), temos:
-log ([H3O+ ]eq . [ OH- ]eq) = -log 10 –14 ( - log [H3O+ ] + - log [OH- ] = 14 ( pH + pOH = 14 
 
 pH pOH 
Variação de pH e pOH das soluções aquosas a 25°C e 1 atm:
Se adicionar ácido à água pura, teremos:
* [H3O+ ]eq ( 10 -7 (- log ) ( - log [H3O+ ]eq < -log 10 –7 ( pH (soluções ácidas) < 7
* [ OH- ]eq < 10 -7 (- log ) ( - log [OH- ]eq > - log 10 –7 ( pOH (soluções ácidas) > 7
Se adicionar base ou álcalis à água pura, teremos:
* [H3O+ ]eq < 10 -7 (- log ) ( - log [H3O+ ]eq > - log 10 –7 ( pH (soluções básicas ou alclinas) > 7
* [ OH- ]eq > 10 -7 (- log ) ( - log [OH- ]eq < - log 10 –7 ( pOH (soluções básicas ou alcalinas) < 7
 pH 0 7 14
Faixa de pH das soluções aquosas: ÁCIDO BÁSICO ou ALCALINO 
 [H3O+ ] 1M (100 M) 10- 7 M 10-14 M
 [OH- ] 10-14 M 10- 7 M 1M (100 M)
 NEUTRO
Obs1. : Para soluções diluídas de ácidos monopróticos fortes ( % ( = 100% ( lei de Diluição de Ostwald) ( [ácido ] = [H3O+ ] ( pH (solução diluídas de monoácidos fortes) = - log [ácido ] 
Obs2. Para soluções diluídas de monobases fortes ( % ( = 100% ( lei de Diluição de Ostwald)
 ( [base ] = [OH- ] ( pOH (solução diluídas de monobases fortes ) = - log [base ] 
No caso de dibases fortes : [OH-] = 2[base]
Obs3 Para soluções de ácidos e de bases, as concentrações deverão ser calculadas com base na Constante de Ionização, sendo que:
Se Ka ou Kb for baixo e a concentração for relativamente alta
 [H3O+ ] = 
 
 [OH- ] = 
Se Ka ou Kb não for tão baixa (> 10- 4 ) , as fórmulas acima não poderão ser aplicadas pois levaria a em erro muito grande, neste caso, a contração de todas as espécies em equilíbrio deverão ser determinadas, para que se determine um valor mais real do pH, por meio de equação do 2º grau . 
[H3O+ ] = - Ka + 
 2
�PAGE �
�PAGE �5�
_1262506128.unknown
_1262790882.unknown
_1262790941.unknown
_1263147400.unknown
_1262789627.unknown
_1262789775.unknown
_1262506187.unknown
_1262014032.unknown