Aula 6 - Equilíbrio de Ácidos e Bases

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UNIVERSIDADE FEDERAL UBERLÂNDIA
CAMPUS DE PATOS DE MINAS 
ENGENHARIA DE ALIMENTOS
QUÍMICA ANALÍTICA
Prof. Dra. DJENAINE DE SOUZA
1. O que são ácidos e bases
2. Força de ácidos e bases
3. pH de ácidos e bases fortes
4. Dissociação de ácidos e bases fracos
5. pH de ácidos e bases fracos
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1 – O que são ácidos e bases
O conceito de 
Brǿnsted-Lowry
PAR ÁCIDO-BASE CONJUGADO
Relacionado às espécies que ganham prótons e às espécies que doam prótons
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2 – Força de ácidos e bases
Ácidos e bases são classificados como fortes ou fracos dependendo se 
eles reagem “completamente” ou apenas “parcialmente” para produzir 
H3O+ ou OH-.
ÁCIDOS FORTE ou BASES FORTE = OCORRE DISSOCIAÇÃO COMPLETA EM 
SOLUÇÃO AQUOSA
ÁCIDOS FRACOS ou BASES FRACAS = REAGEM DE FORMA INCOMPLETA COM A 
ÁGUA GERANDO SOLUÇÕES COM QUANTIDADES SIGNIFICATIVAS TANTO DO 
ÁCIDO ORIGINAL QUANTO DA BASE CONJUGADA.
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Um ÁCIDO FORTE ou uma BASE FORTE está
completamente dissociado em solução
aquosa. As constantes de equilíbrio para
estas reações são muito grandes.
3 – pH de ácidos e bases fortes
pH = -log[H3O+] pOH = -log[OH-]
-logKW = -log[H3O+]-log[OH-]= -log(1,0x10-14)
KW = [H3O+][OH-]= 1,0x10-14
pKW = pH + pOH= -(-14)
pKW = pH + pOH = 14
EXERCÍCIO 1: Determine o pH de uma solução de HClO4 4,2x10-3 mol/L.
EXERCÍCIO 2: Determine o pH de uma solução de KOH 4,2x10-3 mol/L.
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4 – Dissociação de ácidos e bases fracos
Quando um ácido fraco ou uma base fraca se dissolve em água, ocorre uma 
dissociação parcial.
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É necessário reconhecer se um composto é ácido ou básico. 
Existe uma relação muito importante entre Ka e Kb para um par ácido-base
conjugado em solução aquosa.
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Não encontramos dados para a constante de dissociação da amônia (nem de 
qualquer outra base). Em vez disso, encontramos constantes de dissociação 
para o seu ácido conjugado, o íon amônio.
EXERCÍCIO 3: O valor de Ka para o ácido acético é 1,75x10-5. Determine 
Kb para o íon acetato.
EXERCÍCIO 4: O valor de Kb para a metil amina é 4,42x10-4. Determine o 
valor de Ka para o íon metil amônio.
EXERCÍCIO 5: Qual é o ácido mais forte A ou B? Escreva expressões de 
equilíbrio para cada um deles.
EXERCÍCIO 6: Qual é a base mais forte C ou D? Escreva expressões de 
equilíbrio para cada uma delas.
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5 – pH de ácidos e bases fracos
As concentrações de H3O+ e OH- e os valores de pH de soluções de ácidos 
e bases fracas são calculados à partir de expressões de constantes de 
equilíbrios e dos valores de Ka e Kb.
pH = -log[H3O+] pOH = -log[OH-]
EXERCÍCIO 7: Tem-se 1,0 M de ácido acético HOAc. Calcule as 
concentrações de todas as espécies no equilíbrio. Ka = 1,8x10-5
1 – Escrever a equação para o equilíbrio que representa a dissociação do 
ácido fraco:
HOAc + H2O ↔↔↔↔ H3O+ + OAc-
2 – Escrever a expressão para a constante de equilíbrio:
Ka ==== 1.8 x 10-5 = 
[H3O+ ][OAc - ]
[HOAc] ==== 
x2
1.00 - x
Ka ==== 1.8 x 10-5 = 
[H3O+ ][OAc - ]
[HOAc] ==== 
x2
1.00 - x
[HOAc] [H3O
+] [OAc-]
inicial 1,00 0 0
variação -x +x +x
equilibrio 1,00-x x x
3 – Construir uma tabela mostrando a concentração inicial, a variação e 
concentração no equilíbrio:
Ka ==== 1.8 x 10-5 = 
[H3O+][OAc- ]
[HOAc] ==== 
x2
1.00 - x
Ka ==== 1.8 x 10-5 = 
[H3O+][OAc- ]
[HOAc] ==== 
x2
1.00 - x
4 – Escrever a expressão da constante de equilíbrio usando os dados da 
tabela:
5 – Resolver a expressão:
Primeiro assumimos que x é muito pequeno, por que Ka é muito pequeno.
Resolver facilmente a expressão aproximada:
Ka ==== 1.8 x 10-5 = 
x2
1.00
Ka ==== 1.8 x 10-5 = 
x2
1.00
x = [H3O+] = [OAc-] = [Ka • 1.00]1/2
x = [H3O+] = [OAc-] = 4,2 x 10-3 M
pH = - log [H3O+] = -log (4,2 x 10-3) = 2,37
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EXERCÍCIO 8: Calcule a concentração de íon hidrônio e o pH presente em
uma solução de ácido nitroso 0,120 mol/L. Ka = 7,1x10-4
pH = -log[H3O+] 2,03
EXERCÍCIO 9: Calcule a concentração do íon hidrônio e o pH em uma 
solução de cloreto de anilina, C6H5NH3Cl, 2,0x10-4 mol L-1. Ka para o 
C6H5NH3+ é 2,51x 10-5.
Em solução aquosa, a dissociação do sal para formar Cl e C6H5NH3+ é 
completa. O ácido fraco C6H5NH3+ se dissocia:
pH = -log[H3O+] 4,15
EXERCÍCIO 10: Calcule a concentração de íons hidróxido e o pH presentes 
em uma solução de NH3 0,0750 mol/L.
pOH = -log[OH-]
pOH = 2,94
pH + pOH = 14pH = 11,06
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EXERCÍCIO 11: Determine o pH de uma solução de 0,0372 M de cocaína, 
uma base fraca (Kb = 2,6 x 10-6)