4.2 pH agronomia

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Profº. Ewerton Carvalho 
Universidade Federal Rural da Amazônia 
Instituto de Socioambiental e de Recursos Hídricos 
Disciplina: Química Analítica 
K = [H+].[OH-] 
H2O 
K. = [H+].[OH-] H2O 
KW = [H
+].[OH-] 
KW = [H
+].[OH-] ≈ 1,0x10-14 (25 oC) 
A água é um eletrólito fraco, que se ioniza de acordo 
com a seguinte equação simplificada. 
Constante = 1L de H2O 
temos 55,55mols 
Kw, onde o subscrito 
w significa água 
(do inglês water) 
H2O H
+ + OH- 
Tabela 01 - Variação de Kw com a temperatura 
Temperatura (°C) Kw pH 
0 1,15 x 10-15 7,47 
5 1,88 x 10-15 7,36 
10 2,97 x 10-15 7,26 
15 4,57 x 10-15 7,17 
20 6,88 x 10-15 7,08 
25 1,01 x 10-14 6,9978 
30 1,46 x 10-14 6,92 
35 2,07 x 10-14 6,84 
40 2,88 x 10-14 6,77 
45 3,94 x 10-14 6,70 
50 5,31 x 10-14 6,63 
100 5,43 x 10-13 6,13 
150 2,30 x 10-12 5,82 
200 5,14 x 10-12 5,64 
250 6,44 x 10-12 5,59 
300 3,93 x 10-12 5,70 
Temperatura 
Ambiente 
 Solução Neutra: A água pura, por exemplo, libera 
iguais quantidades de íons H+ e OH-. 
 Solução Ácida: Numa solução ácida [H+] será maior 
do que a [OH-]. 
 Solução Básica ou Alcalina: Numa solução básica 
[OH-] será maior do que a [H+]. 
Indicadores ácido-base 
pHmetro de bancada pHmetro de bolso 
ou de campo 
Qual a concentração de H+ e OH- na água pura, a 25 C? 
KW = [H
+].[OH-] 
H2O H
+ + OH- 
Estequiometria: [H+]=[OH-] 
[H+].[H+] = 1,0x 10-14 
[H+]=1,0x 10-7mol/L 
[OH-]=1,0x 10-7mol/L 
[H+]2 = 1,0x 10-14 
Sörensen para evita o inconveniente de se 
manipular números muito pequenos (expoentes 
negativos), propôs utilizar o logaritmo do inverso 
da concentração (–log), que é um número 
positivo, simbolizando esse termo (– log) por “p”, 
dessa forma surgiu o pH. 
pOH = – log [OH-] 
pH = – log [H+] 
O dinamarquês Peter Lauritz 
Sörensen (1868-1939) estudava 
reações enzimáticas e controle 
de qualidade da cerveja, onde a 
a concentração dos H+ tem papel 
fundamental. 
SOLUÇÕES 
NEUTRAS 
[H+] =[OH-] [H+] =10-7M 
 
[OH-] =10-7M 
 
pH=pOH pH=7 pOH=7 
SOLUÇÕES 
ÁCIDAS 
[H+] >[OH-] 
 
[H+] >10-7M 
 
[OH-] <10-7M 
 
pH<pOH 
 
pH<7 
 
pOH >7 
 
SOLUÇÕES 
BÁSICAS 
[H+] <[OH-] 
 
[H+] <10-7M 
 
[OH-] >10-7M 
 
pH>pOH 
 
pH>7 
 
pOH <7 
 
pOH = – log [OH-] [OH-] = 10-pOH 
pH = – log [H+] [H+] = 10-pH 
Água pura existe? 
Na maioria dos laboratório, a resposta é “Não”. 
A água destilada que é armazenada na maioria dos 
laboratórios, é ácida porque contém CO2 dissolvido, 
proveniente da atmosfera. O CO2 em meio aquoso, é um 
ácido devido a reação: 
CO2 + H2O ↔ HCO3
- + H+ 
No século XIX, Friedrich Kohlrausch demonstrou que 
teríamos que destilar a água 42 vezes consecutivos sob 
vácuo para se reduzir a condutividade elétrica para um 
valor limite. 
Ácido Neutro Básico 
Cálculos de pH em soluções de ácidos e bases fortes 
01 - Calcular o pH das uma solução 0,05mol/L de HCl. 
HCl → H+ + Cl- Equação de ionização 
 [HCl] = 0,05mol/L 
pH = – log (5 x 10-2) 
pH = – log [H+] 
[H+]=0,05mol/L = 5x10-2mol/L 
pH = 1,3 
Cálculos de pH em soluções de ácidos e bases fortes 
02 - Calcular o pH das uma solução 0,01mol/L de Ba(OH)2. 
Ba(OH)2 → Ba
2+ + 2OH- Equação de dissociação 
 [Ba(OH)2] = 0,01mol/L pOH = – log [OH-] 
[OH-]=2x0,01mol/L 
pOH ≈ 1,7 [OH-]= 0,02mol/L 
pOH = – log (0,02) 
pOH + pH = 14 1,7 + pH = 14 pH = 12,3 
Cálculos de pH em soluções de ácidos e bases fracos 
Calcular o pH e a porcentagem de ionização do ácido acético 
(HAc) que encontra-se em solução 0,1 mol/L. 
Dados: Ka=1,75x10-5. 
Calcular o pH e a porcentagem de ionização do hidróxido de 
amônio (NH4OH) que encontra-se em solução 0,02 mol/L. 
Dados: Kb=1,75x10-5.