FQA Ionização20171

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Fundamentos da Química Analítica - FQA 
 
 
Conceitos de Ácidos e Bases 
 
I.Características 
 
Ácidos : 
- Sabor azedo 
- Reage com metais 
- Neutralizam as bases 
- Ação sobre indicadores 
 
Bases : 
- Sabor amargo 
- Neutralizam os ácidos 
- Ação sobre indicadores 
 
 
1.Conceito de Arrhenius: 
 
Ácido – substância que contém hidrogênio na sua molécula e que produz íons 
H + em solução aquosa: 
Ex: HCl + H2O  H
+ + Cl- (difícil de conceber a dissociação de ácidos produzindo íons 
livres, e sim a transferência do próton para o solvente) 
 
Base – Substância contendo hidroxila (OH-) que produz íons OH - quando em 
solução aquosa. 
 
Ex: NaOH + H2O  Na
+ + OH- 
 
2.Conceito de Brönsted-Lowry: 
 
Ácido – é uma substância doadora de prótons (H+) . 
 
Base – é uma substância receptora de prótons (H+). 
 
 
Par conjugado ácido-base: 
 A todo ácido corresponde uma base conjugada. 
 
 
 
 HCl + H2O  H3O
+ + Cl- 
 
 
 
 Acido 1 Base 2 Ácido 2 Base 1 
 Ácido e base conjugados são as espécies iônicas que diferem entre si 
por H+ . 
 
3.Conceito de Lewis: 
Par ácido- base conjugado 
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Ácido- é o receptor de um par de elétrons 
Base – é o doador de um par de elétrons 
 
 
 H 
 H+ + H N H  [ H N H ]+ 
 H 
 
 
Força dos ácidos e bases em relação ao solvente água: 
 
Ácidos 
a) Relativamente Fortes: forte tendência a liberar prótons (100% ionizados) 
Ex: HCl, HNO3, H2SO4, HClO4 ... 
 
b) Intermediários: fraca tendência a liberar prótons. 
 Valores de condutância elétrica que não podem ser desprezados. 
 Ex: H2SO3, HNO2... 
 
b) Ácidos Fracos: fraca tendência a liberar prótons. 
Valores de condutância elétrica baixíssimas(desprezíveis). 
Ex: H3COOH, HCN... 
 
 
 
Bases 
c) Relativamente Fortes: forte tendência a receber prótons. 
 Força básica existe fortemente. (de Metais alcalinos) 
Ex: NaOH, KOH, LiOH... 
 
b) Intermediárias: Força básica existe e não pode ser desprezada. 
 Ex: Mg(OH)2 , Al(OH)3... 
 
c) Relativamente Fraca: fraca tendência a receber prótons. 
Ex: bases orgânicas, uréia... 
 
Dissociação e ionização 
 
Dissociação: 
O processo pelo qual os íons de um sal se separam a medida que o sal 
se dissolve é chamado de dissociação. 
NaCl(s) + H2O Na
+(aq) + Cl-(aq) 
 
 
Ex1: Dissociação de uma solução 2M de NaCl: 
 NaCl (s) + H2O(l)  Na
+(aq) + Cl- (aq) 
 2moles/L 2moles/L 2moles/L 
 Na+=2,0 mol/L Cl -=2,0 mol/L 
 
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Ex2: 
 K2SO4 (s) + H2O(l)  2K
+(aq) + SO4
-2 (aq) 
 2moles/L 2moles/L 2moles/L 
 K+=4,0 mol/L  SO4
-2=2,0 mol/L 
 
Ex3: Qual a molaridade dos íons: a)MgCl2 0,050M b) CrCl3 
0,07M 
 
Ionização : 
 
Ë a formação de íons que ocorre como resultado de uma reação química 
de certas substâncias como a água: Os íons formados são produzidos pela 
reação com a água. 
 
HCl (g) + H2O(l) H3O
+(aq) + Cl- (aq) 
 
 
A ionização da água 
 
 Quanto mais estudamos química mais intrigante se torna a molécula de 
água. As duas equações abaixo são usadas para mostrar como a água se 
ioniza. 
 
 H2O + H2O H3O
+ + OH- 
 Ácido1 Base2 Ácido2 Base1 (por Brönsted-Lowry) 
 
(Os íons são produzidos pela reação com a água) 
 
Essa ionização a 25oC, 
H+=1,0 x10-7mol/L OH-=1,0 x10-7mol/L 
 
 
pH 
 
Alguns exemplos de pH 
 
Substâncias PH 
Suco gástrico 1 
Suco de limão 2,3 
Vinagre 2,8 
Suco de laranja 3,7 
Café preto 5,0 
Urina 6,0 
Leite 6,6 
Água 7,0 
NaOH 1M 14 
 
 
 
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Introdução ao pH: 
 
A acidez de uma solução aquosa depende da concentração de íons H+ 
ou OH-. 
A escala de acidez é obtida a partir da concentração de íons H+ ou OH 
(em moles/L) para a escala logarítimica. Os resultados são representados em 
uma forma numérica simples e conveniente para acidez: 
 
pH = - log H+ onde H+=H3O
+ 
pOH = - log OH- 
 
pH7,0 solução ácida 
pH=7,0 solução neutra 
pH7,0 solução básica 
 
Escala de pH: 
 
0 7 14
Acidez aumenta Basicidade aumenta
pH
1 32 54 86 109 11 1312
 
 
Ex: A 25oC a água com pH=7 indicando que a água esta neutra, 
ou seja, nem ácida nem básica, pois OH-= H+. Se a H+ é maior que 
a OH-,então os íons tem pH7. 
 
 
Exercício: 
Qual o valor do pH e o pOH das soluções, cuja a representação é expressa 
em H+mol/L especifique se as soluções são ácidas, básicas ou neutras. 
a) H+= 1,2 x 10 –12M b) H+= 1 x 10 –1M c) H+= 2x 10 –5M 
d)H+= 6x 10 –4M e)H+= 5,47x 10 –8M 
 
Medida do pH: 
 
A medida do pH de uma solução aquosa pode ser feita: 
 
 1-Com auxílio de aparelhos: pHmetro (que indica o pH pela 
condutividade elétrica). 
 
 2-Com indicadores ácido-base – substâncias orgânicas de caráter de 
ácido ou base fracas. Que apresentam cores distintas em meio ácido e básico. 
 HA + OH- A- + H2O 
 1a Cor( Ácido) 2a Cor(Base) 
 
Ex: fenolftaleína: incolor em meio ácido e vermelho em meio básico. 
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 3- Papel indicador 
 
Noções de Equilíbrio Químico 
 
Reações reversíveis – são aquelas em que os produtos reagem 
produzindo os reagentes originais. 
 
Uma reação reversível é representado pela seta dupla. 
 
Ex: a A + bB dD + cC P, T cte. 
 
A velocidade da reação é dada pela lei de Gulberg-Waage: 
 
V1 =K1 A
a . Bb V2= K2 C
a . Db 
 
Onde a representação entre colchetes significa a concentração de cada 
um dos componentes da reação reversível em unidade de mol/L(molar) 
 
Quando essa reação atinge o equilíbrio químico as velocidades se 
igualam, logo: 
V1 = V2 
 
K1 A
a . Bb = K2 C
a . Db 
 
ba
dc
BA
DC
].[][
].[][
 
K2 
K1
 
Onde: 
 
Kc é chamada de constante de equilíbrio. 
 
ba
dc
BA
DC
Kc
].[][
].[][
  
 
 
 
Exercício1: Escreva a constante de equilíbrio em termos de 
concentração mol/L para as reações reversíveis abaixo e calcule a constante 
de equilíbrio: 
a) 2 SO2 + O2 2 SO3 
[SO2] = 0,1 mol/L [O2]=1,5 mol/L [SO3]=1,0 mol/L 
 
 
A constante de equilíbrio também pode ser expressa em termos de pressã 
parcial quando envolve gases. 
Kc
 K2
K1
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O equilíbrio químico pode ser deslocado: 
 
Ex: CaCO3(s) CaO(s) + CO2(g) H= +178 KJ 
 
1) Adição de CO2(g) - desloca o equilíbrio para a esquerda. 
2) Aumento da pressão - desloca o equilíbrio para a esquerda( p/ o lado com 
menor quantidade de gases). 
3) Aumento da temperatura – Desloca para a direita. 
 
Na representação da constante de equilíbrio não se coloca a concentração de 
sólidos e líquidos puros, pois se mantém constante no equilíbrio químico. 
 
 
 
 
 
Constante do Produto iônico da água (Kw): 
 
H2O H
+ + OH- T e P cte 
 
V1 =K1 H2O 
 V2= K2 H 
+ x OH- 
 
No equilíbrio químico da água as velocidades se igualam, logo: 
V1=V2 
K1 H2O= K2 H 
+ x OH- 
 
][][]
2
[
2
1   OHHOH
K
K 
 
KwOHKOH
K
K
 ][]
22
[
2
1
 
 
logo 
][][][
2
  OHHOHK
 
 
14
2
101][  cteKWOHK
 
 
e H+=OH- 
 
OH- = 1x10-7 mol/L H+ = 1x10-7 mol/L
Onde K[H2O] = 1x10
-14 mol/L daí podemos encontrar : 
 
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][OH
101
][H
14


 
 
 
tirando o - log de 
][][][
2
  OHHOHK
 e subst. OH- = 1x10-7 mol/L 
 H+ = 1x10-7 mol/L 14= pH + pOH 
 
- O Produto iônico da água é usado para se determinar a concentração 
de íons H+ e o OH-, pH e pOH de uma solução de um eletrólito forte. 
 
 
Ex1: 
Solução de ácidos fortes: 
 
Calcule a concentração de íons H+ e o OH- de uma solução de HCl 
0,001M e o pH. 
 
 HCl  H+ + Cl- 
 0,001M 0,001M 0,001M 
 
Então a [H+] = 10-3 mol/L, utilizando a equação 
][OH
101
][H
14


 
 acha-se que 
[OH-]=10-11 mol/L, logo pH= 3 
 
Ex2: Solução de bases fortes: 
 
Calcule a concentração de íons H+ e o OH- de uma solução de NaOH 
0,001M e o pH: 
 
NaOH  Na+ + OH- 
 0,001M 0,001M 0,001M 
 
Então a [OH-] = 10-3 mol/L, utilizando a equação 
][H
101
][OH
14


 
 acha-
se que [H+]=10-11 mol/L, logo pH= 11 
 
 
Equilíbrio Iônico 
 
 Caso particular do equilíbrio químico onde aparece íons. 
Ocorre com ácidos, sais e bases fracas. 
 Não ocorre com ácidos, bases e sais fortes (eletrólitos fortes) pois são 
100% ionizados. 
 
Ex: a constante de ionização para o ácido acético(ácido fraco): 
 
 HC2H3O2 H
+ + C2H3O2 
– 
 
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][
][][
232
232
OHHC
OHCH
Ka
 

 
 
 
 
 
O grau de ionização percentual do ácidos é obtido: 
 
100
iniciais/L moles de número
s/Ldissociado moles de número
% 
 
 
Quanto menor o valor de  e Ka (ou Kb) menos ionizado é o ácido (ou a 
base), ou seja mais fraco será o eletrólito. 
 
 
 
OBS: Este mesmo tratamento pode ser aplicado às bases fracas. 
 Ex: NH3 + H2O  NH4
+ + OH – 
 
][
][][
3
4
NH
OHNH
Kb
 

 
 
 
Exemplo 1: 
 
 Qual a [H+] e o pH de uma solução de ácido acético(HC2H3O2)0,5M? O 
valor do Ka é de 1,8x10-5. 
 
1o Escrevemos a equação de ionização para o ácido acético 
 HC2H3O2 H
+ + C2H3O2 
– 
Onde M – X X X 
 
 Substituindo em 
][
][][
232
232
OHHC
OHCH
Ka
 

 temos que: 
 
 
XM
XX
Ka



, substituindo os valores numéricos, 
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temos que: 
25 )5,0(108,1 XX  
 onde 
LmolX /100,3 3
 
 
LmolOHCHX /100,3][][ 3
232
 
 
 
5,2]log[  HpH
 
 
 
Exercício: 
1-Calcule a [H+] e o pH de: 
a)uma solução 0,1M de ácido cianídrico(HCN) e Ka = 4,0x10-4 
b) uma solução 0,025M de ácido carbólico(HC6H5O) Ka= 1,3x10
-10 
 
 
 
 
 
 
 
 
Exemplo2: 
Calcule a ionização percentual de uma solução 0,5M de ácido acético 
(HC2H3O2). O valor do Ka é de 1,8x10
-5. 
 
HC2H3O2 H
+ + C2H3O2 
– 
 0,5 – X X X 
 
X
XX


 
5,0
108,1 5
 
LmolHX /100,3][ 3 
 
 
ionizado%60,0100
0,5
103 -3



 
Exercícios: 
 
1.Calcule a ionização percentual das seguintes soluções: 
a)Ácido cianídrico (HCN) 0,1M 
b) Ácido carbólico (HC6H5O) 0,025 
2. Uma solução de ácido acético 0,1M está 1% ionizado. Calcule a 
concentração de íons H+[ H+] e o pH. 
3.Um estudante preparou uma solução de NH3 0,010M e determinou, que o 
NH3 sofreu ionização de 4,2%. Calcular a Kb da base. 
 
 
 
 
 
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Hidrólise 
 
Quando se dissolve sais em água, nem sempre a solução se apresenta 
neutra após a solubilização. A razão para esse fenômeno é que alguns sais 
reagem com água; daí o nome hidrólise. Como conseqüencia, íons hidrogênio 
ou hidroxila ficam em excesso na solução, tornando-a ácida ou básica 
respectivamente. 
 
Os seguintes sais sofrem hidrólise: 
 
1.Sais de ácidos fracos e bases fortes: 
 
Quando dissolvidos em água produz uma solução de caráter alcalino 
(pH>7). Isto é decorrente do fato de o ânion combinar-se com os íons 
hidrogênio da água para formar um ácido fraco levemente dissociado, deixando 
os íons hidroxila em liberdade. 
 
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Numa solução de acetato de sódio(NaC2H3O2), por exemplo, temos os 
seguintes equilíbrios: 
 
H2O H
+ + OH- 
NaC2H3O2 Na
+ + C2H3O2 
- 
C2H3O2 
- + H+ HC2H3O2 
 
As duas equações podem ser somadas membro a membro, obtendo-se 
o equilíbrio da hidrólise global: 
 
C2H3O2 
- + H2O HC2H3O2 + OH
- 
 
Para este caso a constante de equilíbrio é chamada constante de hidrólise: 
 
Kh = [HC2H3O2].[OH
-] / [C2H3O2
-] 
 
Kh = KH2O / Ka 
 
2.Sais de ácidos fortes e bases fracas: 
 
 Quando dissolvidos em água, produzem uma reação de caráter ácido 
(pH<7). O cátion do sal reagem com os íons hidroxila, produzidos pela 
dissociação da água, formando uma base fraca e liberando íons hidrogênio. 
 
Numa solução de cloreto de amônio(NH4Cl), por exemplo, temos os 
seguintes equilíbrios: 
H2O H
+ + OH- 
NH4
+ + H2O NH3 + H3O
+ 
 
A constante de hidrólise para este tipo de sal: 
 Kh = [NH3].[H3O
+] / [ NH4
+] 
 
 Kh = KH2O / Kb 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Complete a tabela conforme o modelo: 
Substâncias Formação de 
íons 
Íon que sofre 
hidrólise 
Característica Solução resultante 
NaCl Na + + Cl - Nenhum Íons de base e 
ácido forte 
Não sofre 
hidrólise– sol. 
Neutra 
Na2CO3 2 Na 
+ + CO3
2- 
NH4Cl 
KCl 
KCN 
Na2HPO4 
NaNO3 
 
 
 
 
 
Exemplo1: Calcular o pH de uma solução de NaC2H3O2 0,10M. 
Dado: Ka =1, 8x10-5 
 
NaC2H3O2 Na
+ + C2H3O2 
- 
C2H3O2 
- + H2O HC2H3O2 + OH
- 
 
Kh = (KH2O / Ka ) = 10
-14 / (1,8 x 10-5) = 5,6 x 10-10 
 
C2H3O2 
- + H2O HC2H3O2 + OH
- 
0,10 – X X X 
 0,10 
 
Kh = [HC2H3O2].[OH
-] / [C2H3O2
-] = (X . X / 0,10) = X2/ 0,10 
 
 X = [OH-] = 7,5 x 10-6 pOH=5,12 assim o pH= 8,88 
 
Exemplo 2: Calcular o pH de uma solução de N2H5Cl 0,10M. 
Dado: Kb =1,7x10-5 
 
N2H5
+ + H2O N2H4 + H3O
+ 
 
 
Soluções Tampão: O Controle do pH 
 
 O controle do pH dentro de limites estreitos é de importância crítica para 
muitas aplicações químicas e vitais para os sistemas biológicos. Por exemplo, 
o sangue humano precisa ser mantido entre os pH 7,35 e 7,45 para que ocorra 
um transporte eficiente de oxigênio dos pulmões para a células. Esta faixa 
estreita de pH é mantida por sistemas tampão no sangue. 
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Soluções Tampão 
 
São soluções que resistem a alterações no pH quando diluída ou 
quando em pequenas quantidades de ácidos ou bases acrescentadas. 
 
Tipos de Tampões mais usados: Ácido fraco e seu sal derivado 
 Base fraca e seu sal derivado 
 
1)Ação de um sistema tampão ácido: pH<7 
CH3COOH CH3COO
- + H+ 
CH3COONa  CH3COO
- + Na+ 
 
Ka = [ CH3COO
-] [H+]/[ CH3COOH] 
 
log Ka = log [H+] + log (CH3COO
-] / CH3COOH ) . (-1) 
 
- pKa = - pH - log (CH3COO
-] / CH3COOH ) 
 
pH = pKa + log ([CH3COO
-] / [CH3COOH] ) 
 
 
2)Ação de um sistema
tampão básico: pH>7 
NH4OH NH4
+ + OH- 
NH4Cl  NH4
+ + Cl- 
 
 
Kb = [NH4
+] [OH- ]/[ NH4OH] o (log): 
 
log Kb = log [OH- ] + log ([NH4
+] / [NH4OH] ) . (-1) 
 
- log [OH-] = -log Kb +log([NH4
+] / [NH4OH] ) 
 
pOH = pKb + log([NH4
+] / [NH4OH] ) 
 
 
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Exemplo 1: Qual a razão das concentrações do ácido acético e do acetato 
necessária para se obetr um tampão 5,70? Ka = 1,8 x 10-5 
pH= - log [H+] [H+]=2,0 x 10-6 
 
Ka = [ CH3COO
-] [H+]/[ CH3COOH] 
[ CH3COO
-] / [ CH3COOH] = Ka / [H+] (inv) 
 [ CH3COOH] / [ CH3COO
-] = [H+] / Ka = 2,0 x 10-6/1,8 x 10-5 = 1/ 9 
 
sempre que esta relação for mantida o pH da solução será 5,70. 
 Por ex: 0,20 mol de CH3COOH e 1,8 mol de NaC2H3O2 
 
exercício: Qual o pH de um tampão composto de 0,01 mol de HC2H3O2 e 1,0 
mol de NaC2H3O2? 
 
 
 
 
 
Observações: 
1- A faixa de pH mais efetiva para qualquer tampào está sobre, ou 
próxima, do pH em que as concentrações do ácido(ou base) e do sal são 
iguais(isto é, pKa ou pKb). 
 
2- Quanto maiores as concentrações dos componentes do tampãop, 
maior a eficiência em resistir as variações de pH. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Equilíbrio Químico na Reação de precipitação e a 
Kps(constante do produto de solubilidade) 
 
 
A constante do produto de solubilidade Kos também é uma outra 
aplicação da constante de equilíbrio químico. 
É uma constante de equilíbrio de um sal ligeiramente solúvel. 
Pode ser definido, como um valor derradeiro que é alcançado pelo 
produto da concentração dos íons (produto iônico), quando se estabelece o 
equilíbrio entre a a fase sólida e o sal ligeiramente solúvel. 
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Exemplo1: 
A solubilidade do AgCl em água é de 1,3x10-5mol/L a 25ºC. A equação para o 
equilíbrio entre o AgCl e os seus íons em solução está escrita abaixo. Qual a 
constante do produto de solubilidade para o AgCl? 
 
 AgCl  Ag+(aq) + Cl-(aq) 
 
][
][][
AgCl
ClAg
Kps
 

 
onde: 
 
][][][   ClAgAgClK
 
][][   ClAgKps
 
LmolClAg /103,1][][ 5 
 
 
Esta á a concentração dos íons presente na solução (contendo o 
precipitado AgCl) quando se alcança o equilíbrio entre a solução e o excesso 
de sólido não dissolvido. 
 
Vemos também que é o número máximo de moles de cloreto de prata 
que se disssolvem em 1L de água. 
 
1055 107,1)103,1()103,1(  Kps
 
 
 
Exercício: 
1. escreva a constante do produto de solubilidade para: 
a) PbI2 c)Ag2CrO4 
b) BaSO4 d)Mg(OH)2