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Equilíbrio em soluções diluídas CST Gestão Ambiental - IFRJ Prof. Dr. Clenilson Sousa Jr. Química Analítica Ambiental pH de soluções Qual o pH de uma solução de HCl com concentração protônica igual à 1,0 x 10-3 M? Qual o pH de uma solução de HCl com concentração protônica igual à 1,0 x 10-5 M? Qual o pH de uma solução de HCl com concentração protônica igual à 1,0 x 10-8 M? Química Analítica Ambiental Ácidos e Bases HCl = H+ + Cl- H2O = H + + OH- Kw = 1,0 x 10-14 Kw = [H+].[OH-] como [H+] = [OH-] = 1,0 x 10-7 Química Analítica Ambiental Correção da concentração de H+ [H+]total = [H +]HCl + [H +]H2O [H+] HCl = Ca e [H +] H2O = Kw/[OH -] Sendo assim: [H+]total = Ca + Kw/[OH -] [H+]total = Ca + Kw/[H +], rearrumando: [H+]2 – Ca[H+] – Kw = 0 Química Analítica Ambiental Ácidos e Bases NH3 + H2O = NH4 + + OH- Base1 Ácido2 Ácido1 Base2 H2O + HNO2 = H3O + + NO2 - Base1 Ácido 2 Ácido 1 Base 2 H3O + é denominado íon hidrônio. Pode apresentar estrutura mais complexa como H5O2 + ou H9O4 +. Uma simplificação de representação: H+ Química Analítica Ambiental Espécies anfipróticas As espécies que possuem ambas as propriedades ácidas e básicas são chamadas anfipróticas. Um exemplo é o íon diidrogeno fosfato, H2PO4 -, que se comporta como uma base na presença de um doador de próton como o H3O + : H2PO4 - + H3O + = H3PO4 + H2O Base1 ácido2 Ácido1 base2 Química Analítica Ambiental Espécies anfipróticas As espécies que possuem ambas as propriedades ácidas e básicas são chamadas anfipróticas. Um exemplo é o íon diidrogeno fosfato, H2PO4 -, que se comporta como um ácido na presença de um receptor de próton como o OH- : H2PO4 - + OH- = HPO42- + H2O Ácido1 base2 Base1 ácido2 Química Analítica Ambiental Espécies anfipróticas Os aminoácidos simples são uma classe importante de compostos anfipróticos que contêm tanto grupos funcionais de um ácido fraco quanto de uma base fraca. Quando dissolvido em água, um aminoácido como a glicina sofre uma reação interna do tipo ácido-base para produzir um zwitterion – uma espécie que possui tanto uma carga positiva quanto uma carga negativa. NH2CH2COOH = NH3 +CH2COO - glicina zwitterion Química Analítica Ambiental Solventes anfipróticos Solventes anfipróticos: comportam-se como ácidos na presença de solutos básicos e como bases diante de solutos ácidos. NH3 + H2O = NH4 + + OH- base1 ácido2 ácido1 base2 HNO2 + H2O = H3O + + NO2 - ácido1 base2 ácido2 base1 Água é um solvente anfiprótico Química Analítica Ambiental Outros solventes anfipróticos Metanol, etanol, ácido acético anidro NH3 + CH3OH = NH4 + + CH3O - Base1 Ácido 2 Ácido 1 Base 2 HNO2 + CH3OH = CH3OH2 + + NO2 - Ácido 2 Base1 Ácido 1 Base 2 Solventes anfipróticos Química Analítica Ambiental H2O + H2O = H3O + + OH- CH3OH + CH3OH = CH3OH2 + + CH3O - Autoprotólise da água é pequena à temperatura ambiente) [H3O +] = [OH-] = 10-7 mol L-1 Base1 + Ácido 2 = Ácido 1 + Base 2 Envolve a reação espontânea de moléculas de uma substância para formar um par de íons: AUTOPROTÓLISE OU AUTO-IONIZAÇÃO * Apresentar mais dois exemplos, pois a reação de dissociação é de suma importância para compreensão do comportamento de soluções aquosas. Química Analítica Ambiental Ácidos fortes reagem completamente com o solvente, não deixando moléculas do soluto não dissociadas. Ácidos fortes são eletrólitos fortes, ou seja, possuem alto grau de dissociação 1 FORÇA DOS ÁCIDOS E BASES A força do ácido é inversamente relacionada com a força da sua base conjugada; quanto mais forte o ácido, mais fraca será sua base conjugada. FORÇA DOS ÁCIDOS E BASES HClO4 + H2O ⇆ H3O + + ClO4 - HCl + H2O ⇆ H3O + + Cl- H3PO4 + H2O ⇆ H3O + + H2PO4 – H3COOH + H2O ⇆ H3O + + H3COO - H2PO4 - + H2O ⇆ H3O + + HPO4 = NH4 + + H2O ⇆ H3O + + NH3 Ácido forte Ácido fraco Base fraca Base forte Química Analítica Ambiental SOLVENTE NIVELADOR E SOLVENTE DIFERENCIADOR A tendência de um solvente de aceitar ou doar prótons determina a força do soluto ácido ou básico dissolvido nele. Por exemplo, os ácidos perclórico e clorídrico são ácidos fortes em água. Se o ácido acético anidro, um receptor de prótons mais fraco, substituir a água como solvente , nenhum desses ácidos sofrerá uma dissociação total. O ácido perclórico é, entretanto, consideravelmente mais forte que o ácido clorídrico nesse solvente, com sua dissociação sendo cerca de 5 mil vezes maior. Em um solvente diferenciador, vários ácidos se dissociam em níveis diferentes e têm forças diferentes. Em um solvente nivelador, vários ácidos dissociam-se completamente e exibem a mesma força. Química Analítica Ambiental SOLVENTE NIVELADOR E SOLVENTE DIFERENCIADOR HCl e HClO4 Solvente H2O CH3COOH (receptor e- mais fraco) Ácido forte (dissociação completa) Solvente nivelador Ácidos fracos (dissociação parcial) HClO4>>>>HCl (5000x) Solvente diferenciador Vários ácidos dissociam- se completamente e exibem a mesma força Vários ácidos dissociam-se em níveis diferentes e têm forças diferentes Química Analítica Ambiental PRODUTO IÔNICO DA ÁGUA, Kw H2O + H2O ⇆ H3O + + OH- base1 ácido2 ácido1 base2 3 2 2 H O OH K H O 3wK H O OH Obs: em soluções diluídas, [H2O] é muito maior do que a concentração de espécies químicas em solução. Química Analítica Ambiental PRODUTO IÔNICO DA ÁGUA, Kw 3wK H O OH Exercício 1 Calcule as concentrações de íons hidrônio e hidróxido na água pura a 25 C e a 100 C. Química Analítica Ambiental pH Logaritmo (na base 10) do inverso da concentração de íon hidrônio, ou logaritmo da concentração de H3O + tomado com o sinal negativo. 10 3 3log 1/[ ] log[ ] pH H O pH H O Usado porque a maioria das concentrações são menores que 1 mol L-1; 10-1 a 10-13 mol L-1 (faixa comum em titulações) Obs: pH + pOH = 14 a 25 C 3wK H O OH 3log log log ( log[ ]) ( log[ ]) w w w K H O OH K H OH pK pH pOH Química Analítica Ambiental pH pH + pOH = 14 a 25 C 3wK H O OH 3log log log ( log[ ]) ( log[ ]) w w w K H O OH K H OH pK pH pOH p-Funções Frequentemente a concentração de uma espécie é expressa em termos de p-função ou p-valor. O p-valor é o logaritmo negativo (na base 10) da concentração molar da espécie. Assim, para a espécie X, pX = - log [X]Química Analítica Ambiental Ácidos e Bases Fortes 3 a H O A K HA b BH OH K B HCl(aq) = H3O + + Cl- Constante de dissociação ácida é pequena Constante de dissociação da base fraca é pequena Completamente dissociados em solução aquosa, constantes de equilíbrio são grandes Ácidos e Bases Fracas Dissociação parcial em água, constantes de dissociação são pequenas HA + H2O ⇆ H3O + + A- B + H2O ⇆ BH + + OH- Química Analítica Ambiental Ácido forte: quando após a dissociação, [HA] é muito pequeno Ka muito grande, pois a dissociação é completa. HA H+ A- Antes da dissociação Após a dissociação Ácido fraco: quando após a dissociação, [HA] é considerável Ka é pequena, pois a dissociação é incompleta HA H+ A- Antes da dissociação Após dissociação HA Química Analítica Ambiental Conceito da neutralidade de cargas: soluções A soma de todas as espécies químicas positivamente carregadas é igual a soma das espécies química negativamente carregadas em solução. Exemplo: uma solução contendo 0.025 M of KH2P04 e 0.03 M de KOH. Balanço de cargas será: Balanço de carga de um sistema em condição de equilíbrio químico Química Analítica Ambiental Conceito da neutralidade de cargas: soluções Exemplo: uma solução contendo 0.025M of KH2P04 e 0.03 M de KOH. Balanço de carga de um sistema em condição de equilíbrio químico Química Analítica Ambiental Expressão geral para balanço de cargas: Onde: n = carga do cátion [C] = concentração do cátion m = carga do ânion [A] = concentração do ânion Balanço de carga de um sistema em condição de equilíbrio químico Química Analítica Ambiental Balanço de massa: conceito de conservação da matéria Exemplo: solução 0,05 M em ácido acético Ácido acético é um ácido fraco, logo, a dissociação em seus íons não será completa. Na condição de equilíbrio químico existirá uma quantidade de ácido acético molecular. Então, no equilíbrio: 0,05 M = [CH3COOH] + [CH3COO -] ou [CH3COOH] = 0,05 M – [CH3COO - ] ou [CH3COOH] = 0,05 M – [H3O +] Balanço de massa de um sistema em condição de equilíbrio químico Química Analítica Ambiental CONSTANTES DE DISSOCIAÇÃO ÁCIDO-BASE HA + H2O ⇆ H3O + + A- Equilíbrio ácido-base mais comum ocorre em água. Considerando o equilíbrio entre um ácido HA e água: HA ⇆ H3O + + A- a H A K HA Ka é a constante de dissociação do ácido Química Analítica Ambiental O mesmo raciocínio pode ser realizado para uma base BOH dissociada em água: BOH ⇆ B+ + OH- b B OH K BOH Kb é a constante de dissociação da base Química Analítica Ambiental 4 3 b NH OH K NH B) NH3 + H2O ⇆ NH4 + + OH- 3 2 2 a H O NO K HNO A) HNO2 + H2O ⇆ H3O + + NO2 - Ka é a constante de acidez Exemplos Kb é a constante de basicidade Química Analítica Ambiental Relação entre Constantes de Dissociação para Pares Conjugados Ácido/Base 4 3 b NH OH K NH 3 3 4 a NH H O K NH 3 3 4 3 34 NH H O NH OH x H O x OH K NHNH NH3 + H2O ⇆ NH4 + + OH- NH4 + + H2O ⇆ NH3 + H3O + Ka x Kb= Ka x Kb.............................=.................................Kw Química Analítica Ambiental Química Analítica Ambiental Algumas constantes de dissociação ácida a 25ºC Química Analítica Ambiental Exercício 5 Qual o valor de Kb para o equilíbrio: Ka NH4 + = 5,7 x 10-10 NH3 + H2O = NH4 + + OH- Ka x Kb= Kw Kb= Kw / Ka Kb= (1,00 x 10 -14 / 5,7 x 10-10) Kb= 1,75x 10 -5 Química Analítica Ambiental Exercício 6 Qual o valor de Kb para o equilíbrio: CN- + H2O = HCN + OH- Ka HCN = 6,2 x 10 -10 Ka x Kb= Kw Kb= Kw / Ka Kb= (1,00 x 10 -14 / 6,2 x 10-10) Kb= 1,61 x 10 -5 Química Analítica Ambiental A maior parte dos ácidos e bases têm comportamento de eletrólitos fracos. Os ácidos e bases fortes constituem exceções a uma regra geral. A seguir são apresentadas as fórmulas estruturais de alguns ácidos fracos: 1.Ácido cianídrico HO C N 2. Ácido hipocloroso ClHO H C O OH 3.Ácido fórmico OH O CCH3 4.Ácido acético C O OH 5. Ácido benzóico Reações e cálculos de pH em soluções de ácidos fracos Química Analítica Ambiental Considere a reação de dissociação em água de um ácido fraco genérico: Ou simplesmente: No equilíbrio: HA + H2O H3O + (Aq.) + A - (Aq.) ÁCIDO (1) BASE (2) ÁCIDO (2) BASE (1) HA H3O + (Aq.) + A - (Aq.) KA = [H3O +] [A-] [HA] Reações e cálculos de pH em soluções de ácidos fracos Química Analítica Ambiental Para o cálculo, considere que a concentração analítica é CA mol L-1 No equilíbrio, sabe-se que [H3O +] = [A-] Ka pode ser escrita como: Lembre que: [HA] = CA - [H +] Ka = [H3O +]2 [HA] [H3O +] 2 = Ka [HA] Reações e cálculos de pH em soluções de ácidos fracos Química Analítica Ambiental Exercício 7: Calcule a concentração de íon hidrônio presente em uma solução de ácido nitroso 0,120 mol L-1. O equilíbrio principal é Solução a): HNO2 + H2O ⇆ H3O + + NO2 - Ka = 7,1 x 10-4 Reações e cálculos de pH em soluções de ácidos fracos Ka = 7,1 x 10 -4 = [H3O +] [NO2 -] [HNO2] [H3O +] = [NO2 -] e [HNO2] = CA – [ H3O +]. Então: [HNO2] = 0,12 – [ H3O +] 7,1 x 10-4 = [H3O +]2 0,12 – [H3O +] [H3O +]2 + 7,1 x 10-4[H3O +] – 8,52 x 10-5 = O Resolvendo a equação do segundo grau para [H3O +] temos: [H3O +] = 8,9 x 10-3 mol L-1 pH = -log [H3O +] = 2,05 Química Analítica Ambiental Reações e cálculos de pH em soluções de ácidos fracos b) No exemplo anterior, se considerarmos que 0,12 – [H3O +] ≈ 0,12. Então a equação: Se torna: Rearranjando a equação anterior obtém-se: [H3O +]2 = 8,52 x 10-5 A raiz quadrada: [H3O +] = [H3O +] = 9,23x 10-3 mol L-1 pH = -log [H3O +] = 2,03 Então, quando CA >>> Ka [H +] = 7,1 x 10-4 = [H3O +]2 0,12 – [H3O +] 7,1 x 10-4 = [H3O +]2 0,12 51052,8 aAKC Química Analítica Ambiental Qualquer cálculo de pH ou de concentração hidrogeniônica de ácidos monobásicos fracos segue o esquema proposto abaixo: NÃO CA _____ 104 ?? KA SIM Cálculo empregando a equação simplificada Cálculo empregando a equação completa [H+]2 + Ka[H +] – KaCA = O aAKC[H +] = Reações e cálculos de pH em soluções de ácidos fracos Química Analítica Ambiental Então, quando CA ~ [HA] aAKC [H3O +] = Reações e cálculos de pH em soluções de ácidos fracos Química Analítica Ambiental Reações e cálculos de pH em soluções de bases fracas Qualquer cálculo de pH ou de concentração de hidroxilas de bases monoácidas fracas segue o esquema propostoabaixo: NÃO CB _____ 104 ?? Kb SIM Cálculo empregando a equação simplificada Cálculo empregando a equação completa [OH-]2 + Kb[OH -] – KbCB = O bBKC[OH -] = Química Analítica Ambiental Exercício 8: Calcule a concentração de íons hidróxidos presentes em uma solução de NH3 0,0750 mol L -1. O equilíbrio principal é Sei que: [NH4 +] = [OH-] e que [NH3] + [NH4 +] = CNH3 = 0,075 mol L -1 Substituindo [NH4 +] por [OH-]: [NH3] = 0,075 - [OH -] Substituindo na equação da constante de dissociação: 1,75 x 10-5 = [OH-]2 [OH-] = 1,15 x 10-3 mol L-1 0,075 - [OH-] NH3 + H2O ⇆ NH4 + + OH- e Ka NH4+ = 5,70 x 10 -10 4 3 b NH OH K NH Kb = Kw/Ka Kb = 1,00 x 10 -14 5,70 x 10-10 Kb = 1,75 x 10 -5 Química Analítica Ambiental HIDRÓLISE DE SAIS Quando sais são dissolvidos em água, nem sempre a solução resultante será neutra. Classe do sal Exemplo 1. Sais derivados de ácidos fortes e bases fortes Cloreto de sódio 2. Sais derivados de ácidos fracos e bases fortes Acetato de sódio 3. Sais derivados de ácidos fortes e bases fracas Cloreto de amônio 4. Sais derivados de ácidos fracos e bases fracas Acetato de alumínio Química Analítica Ambiental HIDRÓLISE DE SAIS Classe 1 – Sais derivados de ácidos fortes e bases fortes Quando dissolvidos em água, apresentam reação neutra, pois ambos são ácidos e bases conjugadas de ácidos e bases fortes. Equilíbrio da água não é perturbado 2H2O ⇆ H3O + + OH- 3 H O OH Solução neutra Química Analítica Ambiental Hidrólise de sais Classe 2. Sais derivados de ácidos fracos e bases fortes Solução de acetato de sódio (NaOAc): NaOAc ↔ Na+ + OAc- OAc- + H2O ↔ HOAc + OH - Reação global: NaOAc + H2O ↔ HOAc + Na + + OH- Ânion de ácido fraco reage com a água formando um ácido fraco não dissociado. A solução resultante é básica. Em geral sais de ácidos fracos e bases fortes produzem soluções básicas, com o grau de basicidade de pendendo do Ka do ácido fraco associado. Quanto menor Ka do ácido fraco, maior o grau de basicidade da solução aquosa. Química Analítica Ambiental Classe 3. Sais derivados de ácidos fortes e bases fracas Solução aquosa de cloreto de amônio (NH4Cl): NH4Cl ↔ NH4 + + Cl- NH4 + + 2H2O ↔ NH4OH + H3O + Reação global: NH4Cl + 2H2O ↔ NH4OH + Cl - + H3O + Cátion de base fraca reage com a água formando uma base fraca não dissociada. A solução resultante é ácida. Em geral sais de bases fracas e ácidos fortes produzem soluções ácidas. Quanto menor Kb , maior o grau de acidez da solução aquosa. Hidrólise de sais Química Analítica Ambiental Hidrólise de sais Classe 4. Sais derivados de ácidos fracos e bases fracas Solução aquosa de acetato de amônio (NH4AOc): NH4OAc ↔ NH4 + + OAc- NH4 + + 2H2O ↔ NH4OH + H3O + OAc- + H2O ↔ HOAc + OH - Um sal deste tipo, produto da reação entre um ácido fraco e uma base fraca, pode gerar tanto soluções ácidas quanto básicas dependendo dos valores relativos de Ka e Kb. Se Ka > Kb, a solução será ácida Se Ka < Kb, a solução será básica Se Ka = Kb, a solução será neutra Química Analítica Ambiental Cálculos de pH Hidrólise de Ânions Equilíbrios: A- + H2O ↔ HA + OH - HA + H2O ↔ H3O + + A- 48 ][ ]][[ A OHHA Kh Constante de hidrólise haw KKK ][ ]][[ 3 HA AOH Ka Constante de dissociação do ácido Química Analítica Ambiental Cálculos de pH Exercício 9 Calcule o pH em uma solução de NaCN 1,0 mol L-1. CN- + H2O ↔ HCN + OH - 49 ][ ]][[ CN OHHCN Kh a w h K K K 5 10 14 105,2 100,4 1000,1 hK ][ ][ 2 OHC OH K CN h ][0,1 ][ 105,2 2 5 OH OH 0105,2][105,2][ 552 OHOH 13100,5][ LmolOH 70,11pH 30,2pOH Química Analítica Ambiental Cálculos de pH Hidrólise de Cátions Equilíbrios: B+ + H2O ↔ BOH + H3O + BOH ↔ B+ + OH- 50 ][ ]][[ B HBOH Kh Constante de hidrólise hbw KKK Constante de dissociação da base ][ ]][[ BOH OHB Kb Química Analítica Ambiental Cálculos de pH Exercício 10 Calcule o pH de uma solução de NH4Cl 0,20 mol L -1. NH4 + + H2O ↔ NH3 + H3O + 51 ][ ]][[ 4 33 NH OHNH Kh b w h K K K 10 5 14 106,5 108,1 1000,1 hK ][ ][ 3 2 3 4 OHC OH K NH h ][20,0 ][ 106,5 3 2 310 OH OH 01012,1][106,5][ 103 102 3 OHOH 15 3 101,1][ LmolOH 96,4pH Química Analítica Ambiental Soluções Tampão São misturas de soluções de eletrólitos que resistem à variação de pH quando pequenas quantidades de ácidos ou bases são adicionadas ao sistema. As soluções tampão sofrem pequenas variações por diluição. São constituídas por misturas de soluções ácidos fracos e bases fracas. Para fins práticos existem dois tipos de soluções tampão: Mistura de ácido fraco com sua base conjugada Mistura de uma base fraca com seu ácido conjugado 52 Química Analítica Ambiental Soluções tampão Tampão mistura de um ácido fraco e sua base conjugada, ou uma base fraca com seu ácido conjugado. Soluções tampão resistem a variações de pH decorrentes da diluição ou da adição de ácidos ou bases a um sistema reacional; As soluções tampão são usadas para manter o pH de soluções relativamente constantes, ou seja, com apenas pequenas variações de pH. Química Analítica Ambiental Soluções tampão A adição de ácido ou base a uma solução tampão interfere com os seguintes equilíbrios, exemplificados para o caso de uma solução tampão de um ácido fraco HA e sua base conjugada, A-: 1) HA + H2O ↔ H3O + + A- 2) A- + H2O ↔ HA + OH - Química Analítica Ambiental Soluções Tampão Solução aquosa de ácido acético e acetato de sódio: 1) HOAc + H2O ↔ H3O + + OAc- 2) OAc- + H2O ↔ HOAc + OH- A adição de uma pequena quantidade de H3O + leva à reação: H3O + + OAc- ↔ HOAc + OH- Ocorre pequena variação no pH, uma vez que a quantidade de H3O + adicionado é muito menor que a concentração analítica de NaOAc. A adição de pequena quantidade de OH- leva à reação: OH- + H3O + ↔ 2 H2O Ocorre pequena variação no pH, uma vez que a quantidade de OH- adicionado é muito menor que a concentração analítica de HOAc. 55 Química Analítica Ambiental Soluções Tampão Solução de amônia e cloreto de amônio: 1) NH3 + H2O ↔ NH4 + + OH- 2) NH4 + + H2O ↔ NH3 + H3O + A adição de uma pequena quantidade de H3O + leva à reação: H3O + + OH- ↔ 2 H2O Ocorre pequena variação de pH, uma vez que a quantidade de H3O + adicionado é muito menor que a concentração analítica de NH3. A adição de uma pequena quantidade de OH- leva à reação: OH- + NH4 + ↔ NH3 + H2O Ocorre pequena variação de pH, uma vez que a quantidade de OH- adicionado é muito menor que a concentração analítica de NH4Cl. 56 Química Analítica AmbientalSoluções Tampão A dissociação de um ácido fraco HA ocorre da seguinte forma: HA + H2O ↔ H3O + + A- Então, 57 ][ ][ ][ 3 A HAK OH a ][ ][ log][log 3 A HAK OH a ][ ][ log HA A pKpH a Equação de Henderson-Hasselbalch Química Analítica Ambiental Soluções Tampão 58 Exercício 11 Considere a adição de 1,00 mL de uma solução de NaOH 0,1000 mol.L-1 em um frasco contendo 100,0 mL de água pura recém destilada e descarbonatada. Calcule o pH da solução resultante. A concentração de íons OH- pode ser calculada pela fórmula simplificada: pOH = -log 9,9 x 10-4 pOH = 3,00 e pH = 14,0 - 3,00 = 11,0 [OH-] = M1 x V1/V2= 0,00099 mol.L-1 Observe que ocorrerá uma variação de pH de 7,00 (pH neutro da água pura) para pH de 11,0. Química Analítica Ambiental Soluções Tampão 59 Exercício 11 Considere a adição de 1,00 mL de uma solução de NaOH 0,1000 mol.L-1 em um frasco contendo 100,0 mL de água pura recém destilada e descarbonatada. Calcule o pH da solução resultante. A concentração de íons OH- pode ser calculada pelo raciocínio: 0,0001 mol de OH- em 101 mL X mol OH- em 1000 mL X = 9,9 x 10-4 0,1 mol em 1000 mL X mol em 1 ml X = 0,0001 mol de OH- Química Analítica Ambiental Soluções Tampão 60 Exercício 11 Considere agora a adição de 1,00 mL de solução de NaOH 0,1000 mol L-1 em 100,0 mL de uma solução simultaneamente 0,1000 mol.L-1 em ácido acético e 0,1000 mol.L-1 em acetato de sódio. Sabendo que pKA do ácido acético = 4,76, calcule o pH da solução final. 1 ) Calcular o pH da solução tampão: ][ ][ log HA A pKpH a pH = 4,76 + 0 pH = 4,76 Então, o pH da solução tampão antes da adição de 1,00 mL de NaOH 0,1000 mol L-1 é 4,76. Química Analítica Ambiental Soluções Tampão 61 Exercício 11 Considere agora a adição de 1,00 mL de solução de NaOH 0,1000 mol L-1 em 100,0 mL de uma solução simultaneamente 0,1000 mol.L-1 em ácido acético e 0,1000 mol.L-1 em acetato de sódio. Sabendo que pKA do ácido acético = 4,76, calcule o pH da solução final. 1 ) Calcular a concentração de OH-: [OH-] = M1 x V1/V2= 9,9 x 10 -4 mol.L-1 Química Analítica Ambiental Soluções Tampão 62 [HA] (CHA - 0,00099) (0,1000 - 0,00099) 0,09901 mol.L-1. [A-] (CNaA + 0,00099) (0,1000 + 0,00099) 0,10099 mol.L-1 pH = 4,76 + log 1,0199 pH = 4,76 + log 0,10099 0,09901 pH = 4,760 + 0,008 = 4,768 Variação de pH = 0,008 unidades de pH Praticamente não há variação de pH pela adição da base em solução tampão, mas em água pura a variação foi de quatro unidades de pH. 2 ) Calcular o pH da solução resultante após a adição de NaOH: Química Analítica Ambiental
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