equ acido base animação

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Equilíbrio ácido-base 
 
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Ácidos e Bases Fortes
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-
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Ácido forte: quando após a dissociação, [HA] é muito pequeno  Ka muito grande (dissociação completa).
HA
H+
A-
Antes da dissociação
Após a dissociação
Ácido fraco: quando após a dissociação, [HA] é considerável  Ka é pequena (dissociação é incompleta)
HA
H+
A-
Antes da dissociação
Após dissociação
HA
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B) NH3 + H2O ⇆ NH4+ + OH-
A) HNO2 + H2O ⇆ H3O+ + NO2-
Ka é a constante de acidez
Exemplos
Kb é a constante de basicidade
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Relação entre Constantes de Dissociação para Pares Conjugados Ácido/Base
NH3 + H2O ⇆ NH4+ + OH-
NH4+ + H2O ⇆ NH3 + H3O+
Ka x Kb=
Ka x Kb.............................=.................................Kw
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Algumas constantes de dissociação ácida a 25ºC
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Exercício 
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
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Exercício 
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
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	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:
Reações e cálculos de pH em soluções de ácidos fracos
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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.)
Reações e cálculos de pH em soluções de ácidos fracos
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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
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Exercício 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+] 
 [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 
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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
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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
[H+] = 
Reações e cálculos de pH em soluções de ácidos fracos
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Então, quando CA ~ [HA]
[H3O+] =
Reações e cálculos de pH em soluções de ácidos fracos
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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 proposto abaixo:
NÃO
 CB
 _____  104 ??
 Kb 			
SIM
Cálculo empregando a equação simplificada
Cálculo empregando 
a equação completa
[OH-]2 + Kb[OH-] – KbCB = O
[OH-] = 
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Exercício: Calcule a concentração de íons hidróxidos presentes em uma solução de NH3 0,0750 mol L-1. O equilíbrio principal é 
[NH4+] = [OH-] e [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
Kb = Kw/Ka
Kb = 1,00 x 10 -14
 5,70 x 10-10
Kb = 1,75 x 10 -5
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HIDRÓLISE DE SAIS
		Quando sais são dissolvidos em água, nem sempre a solução resultante será neutra. 
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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-
Solução neutra
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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.
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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
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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
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Cálculos de pH
 Hidrólise de Ânions
	 Equilíbrios:
A- + H2O ↔ HA + OH-
HA + H2O ↔ H3O+ + A-
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Constante de hidrólise
Constante de 
dissociação do ácido
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Cálculos de pH
Exercício Calcule o pH em uma solução de NaCN 1,0 mol L-1.
CN- + H2O ↔ HCN + OH-
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Cálculos de pH
Hidrólise de Cátions
 Equilíbrios:
B+ + H2O ↔ BOH + H3O+
BOH ↔ B+ + OH- 
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Constante de hidrólise
Constante de 
dissociação da base
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Cálculos de pH
Exercício Calcule o pH de uma solução de NH4Cl 0,20 mol L-1.
NH4+ + H2O ↔ NH3 + H3O+
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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
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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.
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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- 
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Soluções Tampão
Solução aquosa de ácido acético e acetato de sódio:
HOAc + H2O ↔ H3O+ + OAc-
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.
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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.
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Soluções Tampão
A dissociação de um ácido fraco HA ocorre da seguinte forma:
HA + H2O ↔ H3O+ + A-
Então, 
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Equação de Henderson-Hasselbalch
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Soluções Tampão
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Exercício 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. 
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Soluções Tampão
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Exercício 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-
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Soluções Tampão
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Exercício 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:
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. 
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Soluções Tampão
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Exercício 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 
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Soluções Tampão
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 [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:
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