Aula3 EqulíbrioAcido base Solubilidade

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10/04/2018
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EQUILÍBRIO ÁCIDO - BASE
Profa. Taiana Tarantino
Equilíbrio Ácido - Base
 Teoria ácido – base
o Teoria de Arrhenius: ácidos e bases são substâncias que, quando
em solução aquosa, aumentam a concentração de íons H+ e OH-,
respectivamente.
oTeoria dos sistemas solventes: Essa teoria considera que todo
solvente sofre uma auto-ionização, gerando um cátion (ácido) e uma
base (ânion).
Solvente cátion + ânion
Equilíbrio Ácido - Base
 Teoria ácido – base
o Teoria protônica (Bronsted-Lowry): as reações ácido-base
envolvem transferência de íons H+ de uma substância para outra.
Segundo essa teoria, ácido é um doador de prótons e base, um
receptor de prótons.
oUma base conjugada é formada quando um ácido cede um próton.
oUm ácido conjugado é formado quando uma base recebe um próton.
Equilíbrio Ácido - Base
Equilíbrio Ácido - Base
 Teoria ácido – base
oTeoria de Lewis: Considerava que ácido (A) é toda espécie química
capaz de receber um par eletrônico e que base (B) é aquela capaz
de doar um par eletrônico.
Exercício
 Escreva o equilíbrio de transferência de prótons em uma
solução aquosa para as seguintes substâncias abaixo e
identifique para cada um os pares ácido-base conjugados:
a) H2SO4
b) CN-
c) H3COOH
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Eletrófilos
 Eletrólitos - São substâncias que formam íons quando dissolvidos em água
(ou em alguns outros solventes) e assim produzem soluções que conduzem
eletricidade.
Eletrófilos
Autoprotólise
 Envolve a reação espontânea de moléculas de uma substância
para formar um par de íons.
H2O + H2O H3O+(aq) + OH-(aq)
K eq=
[H3O+][OH-]
[H2O] 2
[H2O] = 55,5 mol/L 
constante (25 ºC)
Escala de pH
 Em água neutra a 25 °C, pH = pOH = 7,00.
 Em soluções ácidas, a [H+] >1,0×10-7,então o pH<7,00. 
 Em soluções básicas, a [H+] < 1,0 ×10-7, então o pH > 7,00.
Escala de pH
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Indicadores Ácido-Base
 O indicador é um ácido ou base orgânica fraca que
apresenta coloração diferente na forma ácida e na forma
básica.
HInd Ind- + H+
Indicadores Ácido-Base
Cálculo do Equilíbrio Químico
 Em geral, para um número X:
 pOH = - log [OH-]
 pCl= - log [Cl-]
 pCa= - log [Ca2+]
 pKa = - log Ka
Cálculo do Equilíbrio Químico
 Calculo de p Kw
Exercício
 Calcule o pH das seguintes soluções: 
a) 0,002 mol.L-1 de HCl (ácido forte). 
Resp.: pH = 2,7
b) 1 x 10-5 mol.L-1 de NaOH (base forte). 
Resp.: pH = 9,0
 O pH médio do sangue arterial é 7,4. A temperatura normal 
do corpo (36 ºC), Kw= 2,4x10-14. Calcule [H+] e [OH-] para o 
sangue a esta temperatura.
Exercício
 Calcule o pH de uma solução de ácido acético a 0,1 mol L-1.
CH3COOH + H2O CH3COO- + H3O+
Ka = 1,8 x 10 -5
Resp.: pH = 2,87
 Calcule o pH de uma sol. de amônia a 0,1 mol L-1.
NH3 + H2O NH4+ + OH-
Kb = 1,8 x 10 -5
Resp.: pH = 11,13
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Exercício
 Calcule o pH de uma solução obtida após uma mistura de 30 mL de
NaOH 0,1 mol L-1 e 50 mL de CH3COOH 0,1 mol L-1.
NaOH + CH3COOH CH3COONa+ H3O+ + H2O
Ka = 1,8 x 10 -5
Resp.: pH = 5,0
Solução Tampão
 É uma solução que resiste às mudanças de pH
quando pequenas quantidades de um ácido e base
forte são adicionadas ou se a solução é diluída.
 Um tampão é uma mistura de um ácido fraco e sua base
conjugada ou uma base fraca e seu ácido conjugado, que
resiste a variações no pH.
Solução Tampão
A dissociação de um ácido fraco HA ocorre da seguinte forma:
HA + H2O ↔ H3O+ + A-
Então, 
][
][][ 3 
 
A
HAKOH a
][
][log][log 3 
 
A
HAKOH a
][
][log
HA
ApKpH a


Equação de Henderson-Hasselbalch
Exercício
 Compare o efeito da adição de 0,1 mol de H3O+ a 1 L de:
a) Solução tampão ácido fórmico-formiato, no qual a
concentrações são iguais a 1 mol L-1. Ka = 1,8 x 10 -4
b) Água pura.
Exercício
 Calcule o pH de uma solução tampão que é 0,2 mol L-1 em NH3
e 0,3 mol L-1 NH4Cl.
 Kb = 1,8 x 10 -5
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EQUILÍBRIO DE SOLUBILIDADE
Equilíbrio de Solubilidade
 Reação de precipitação – Ocorre com a mistura de
compostos químicos, em solução, que leva a formação
de um composto insolúvel ou precipitado.
AgNO3(aq) + HCl(aq) AgCl2(s) + HNO3(aq)
Equilíbrio de Solubilidade
 Solubilidade é a propriedade de uma substância se
dissolverem outra. Esta é medida pela quantidade de soluto
que se dissolve em uma determinada quantidade de solvente
produzindo uma solução saturada.
 Precipitado é uma substância que se separa da solução na
forma de uma fase sólida.
Constante de solubilidade (Kps)
 Consideremos o equilíbrio de solubilidade do sal cloreto de
prata:
Cálculo de Kps
 Se 0,11 mg de AgBr se dissolvem em 1000 mL de água a uma 
dada temperatura, qual é o produto de solubilidade deste sal 
naquela temperatura? 
Dados: MMAgBr = 187,9 g/mol 
Cálculo de Solubilidade
 Quantos gramas de Ba(IO3)2 (MM = 487 g mol-1) podem ser
dissolvidos em 500 mL de água a 25º C. Kps = 1,57 x 10-9
Resp.: 7,32 x 10-4
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Fatores que afetam na solubilidade de 
um precipitado
 Natureza do solvente
 Temperatura
 Aumento da temperatura
 Diminuição da temperatura
2 SO3(g) 2 SO2(g) + O2(g) + 42Kcal
2 SO3(g) 2 SO2(g) + O2(g) + 42Kcal
Fatores que afetam na solubilidade de 
um precipitado
 Efeito do pH
 Adição de complexante 
Adição de NH3 - Ag(NH3)+
CaC2O4(s) Ca2+(aq) + C2O4 2-(aq)
AgCl 4(s) Ag+(aq) + Cl-(aq)
Precipitação
 Em que pH começa a precipitar o Mg(OH)2, se a concentração
do Mg2+ na solução é 0,01 mol / L?
Dado: Mg(OH)2 (s) ⇌ Mg+2(aq) + 2 OH-(aq) Kps = 8,9x10-12
Efeito do íon comum
 Efeito do íon comum é responsável pela redução da
solubilidade de um precipitado iônico quando um
composto solúvel contendo um dos dois íons do
precipitado é adicionado à solução que está em
equilíbrio com o precipitado.
Efeito do íon comum
 Calcule a solubilidade molar do Ba(IO3)2 em uma solução
de Ba(NO3)2 0,200 mol L-1. Kps = 1,57 x 10-9 Resp.: 4,4 x
10-5 mol L-1