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44 1.6 Equilíbrio iônico envolvendo sais em solução aquosa Um sal é produzido pela neutralização de um ácido por uma base. Entretanto, medindo-se o pH de uma solução salina, verifica-se que os valores dependem do tipo de ácido e base envolvidos na reação de neutralização. Ácido + Base ´ Sal + Água Deste modo, de acordo com a natureza dos ácidos e bases (se fortes ou fracos), vários tipos de sais podem ser produzidos: Sal neutro: Produto da reação de neutralização entre um ácido forte e uma base forte. Ex: KCl, NaCl, KNO3, NaI, CaCl2, etc. Sal básico: Produto da reação de neutralização entre um ácido fraco e uma base forte. Ex: NaNO2, CH3COONa, NaCN, KCN, Na2S, Na2CO3, K3PO4, etc. Sal ácido: Produto da reação de neutralização entre um ácido forte e uma base fraca. Ex: NH4Cl, NH4NO3, CH3NH3Br, etc. Sal anfótero: Produto da reação de neutralização entre um ácido fraco e uma base fraca. Ex: NH4NO2, CH3COONH4, NH4CN, (NH4)2S Sal anfiprótrico (anfólito): Produto da reação de neutralização parcial entre um ácido poliprótico fraco e uma base forte. Ex: NaHCO3, NaH2PO4, Na2HPO4 (são sais que possuem hidrogênio ácido na sua molécula). 1.6.1 Relação entre a força de um ácido fraco e sua base conjugada Segundo o conceito ácido - base de Brønsted – Lowry, quando um ácido em solução aquosa doa um próton para água, o produto é a sua base conjugada. A água neste caso é uma base de Brønsted, porque recebe o próton e forma íons hidroxônio (H3O+). Ácido fraco: CH3COOH + H2O ' CH3COO - + H3O+ A1 B2 B1 A2 e sendo a constante de equilíbrio desse ácido igual a: Ka = [CH3COO - ][H3O+] [CH3COOH] Se a base conjugada estiver em água, o que acontecerá será o inverso, pois a base irá receber um próton da água, formando o ácido conjugado. A água neste caso é um ácido de Brønsted, porque doa um próton e forma íons hidroxila (OH -). Base conjugada: CH3COO- + H2O ' CH3COOH + OH- B1 A2 A1 B2 45 Sendo, então, a constante de equilíbrio dessa base igual a: Kb = [CH3COOH][OH - ] [CH3COO - ] que também pode ser escrita assim: [CH3COO - ] = [OH - ] [CH3COOH] Kb Que sendo substituída em Ka, tem-se: Ka = [H3O+][OH - ] como Kw = [H3O+][OH -] Kb O mesmo raciocínio pode ser aplicado para uma base de Brønsted em água e seu ácido conjugado e a expressão será: OBS: As expressões (16) e (17) são idênticas e indicam a força relativa entre os ácidos e suas bases conjugadas, em solução aquosa, e vice versa. Logo se: a) Ka é grande, conseqüentemente Kb será pequeno. Isto implica que quanto mais forte o ácido, mais fraca sua base Ex: HCOOH (Ka = 1,8 x 10-5) (Kb = Kw/Ka = 5,6 x 10-10) HCN (Ka = 4,9 x 10-10) Comparando os dois ácidos conseqüentemente sua base con do HCN, como indicado pelas co b) Kb é grande, conseqü forte a base, mais fraco o seu ác Ex: NH3 (Kb = 1,8 x 10-5) C6H5NH2 (Kb = 4,3 x 10-1 Comparando as duas bases tem seu ácido conjugado (NH4+) é C6H5NH2, como indicado pelas co Ka = Kw (16) Kb Kb = Kw (17) Ka conjugada. HCOO - CN - (Kb = Kw/Ka = 2,0 x 10-5) tem-se que HCOOH é mais forte que o HCN, jugada (HCOO-) é mais fraca que a base conjugada (CN-) nstantes Kb. entemente Ka será pequeno. Isto implica que quanto mais ido conjugado. NH4+ (Ka = Kw/Kb = 5,6 x 10-10) 0) C6H5NH3+ (Ka = Kw/Kb = 2,3 x 10-5) -se que NH3 é mais forte que C6H5NH2, conseqüentemente mais fraco que o ácido conjugado (C6H5NH3 +) da base nstantes Ka. 46 1.6.2 O cálculo de pH de sais 1.6.2.1 SAL NEUTRO (sal derivado de ácido forte com base forte) Na dissolução em água de um sal neutro, por exemplo, NaCl, tanto o cátion (Na+) quanto o ânion (Cl-) são dissociados completamente, sendo, então este tipo de sal um eletrólito forte. Nas soluções aquosas desses sais, nem o ânion tem qualquer tendência a ser combinar com os íons hidrogênio, nem o cátion com os íons hidroxila da água. Portanto o equilíbrio entre os íons hidroxônio e hidroxila na água não será perturbado e a solução permanece neutra. Exemplo: Calcular o pH de uma solução de NaCl 1,0 mol/L. Dissociação completa do sal:NaCl ´ Na+ + Cl- Reação do cátion com a água: Na+ + H2O ' não ocorre Reação do ânion com a água: Cl- + H2O ' não ocorre O pH é dado pelo produto iônico da água. Então: 2 H2O ' H3O+ + OH- Kw = [H3O +] [OH-] = 10-14 [H3O +] = [OH-] = 10-7 M pH = pOH = 7,0 SOLUÇÃO NEUTRA 1.6.2.2 SAL BÁSICO (sal de ácido fraco com base forte) – Hidrólise do ânion Como todo sal, o sal de um ácido fraco com base forte sofre ionização (ou dissociação) completa. O cátion, proveniente da base forte, não reage com a água. O ânion, porém, é uma base que tem uma força relativamente pequena e reage parcialmente com a água formando o ácido correspondente não dissociado e liberando íons hidroxila para a solução. Observe as reações abaixo: Exemplo: Dada uma solução de CH3COONa 0,1 M. Calcular a [OH -] e o pH. Dado: Ka(CH3COOH) = 1,8 x 10-5 Logo: Kb = Kw/Ka = Kb = 5,55 x 10-10 Dissociação completa do sal:CH3COONa ´ CH3COO - + Na+ Cs Cs Cs Reação do cátion com a água: Na+ + H2O ' não ocorre Reação do ânion com a água: CH3COO - + H2O ' CH3COOH + OH - Início: Cs Reage/forma -X +X +X No equilíbrio: Cs –X X X Onde X = fração do ânion que reage = [CH3COOH] = [OH-] = que se formam. No equilíbrio, tem-se: Kb = [CH3COOH] x [OH-] [CH3COO-] Como Kb = 5,5 x 10-10 (muito pequena), pode-se desprezar a fração do ânion que sofre ionização. Então: Cs – X ≈ Cs [CH3COOH] = [OH-] 47 Substituindo-se, tem-se: Resolvendo, calcula-se a [OH - ] e o pH: _______________ [OH-] = √10-14/1,8x10-5 x 0,1 = 7,45 x 10-5 M pOH = 5,13 pH = 14 – 5,13 = 8,87 GENERALIZANDO, para qualquer sal de ácido fraco com base forte, tipo NaA, que sofre ionização em água, pode-se usar a equação (18), que em função de [OH - ] pode ser escrita assim: [OH-]2 = Kb. Cs E como: Kb = Kw/Ka (Ka – constante de ionização do ácido fraco), tem-se que: Este tipo de reação, onde a base conjugada se ioniza e há liberação de íons hidroxila [OH - ], é denominada IONIZAÇÃO ALCALINA (Hidrólise alcalina). Neste caso o pH da solução sempre será maior que 7,0 (pH > 7,0). 1.6.2.3 SAL ÁCIDO (sal de b Hidrólise do cátion Como todo sal, o sal de uma base fraca sofre ionização (ou dissociação) completa. O ânion proveniente da base forte não reage com a água. O cátion, porém, é um ácido que tem uma força relativamente pequena, mas que reage parcialmente com a água formando a base conjugada correspondente, não dissociada, e liberando, ao mesmo tempo, íons hidroxônio para a solução. Observe as reações abaixo: Exemplo: Dada uma solução de NH4Cl 0,1 M. Calcular a [H3O+] e o pH. Dado: Kb(NH3) = 1,8 x 10-5 Logo: Ka = Kw/Kb = 10-14/1,8 x 10-5 = 5,55 x 10-10 Dissociação completa do sal:NH4Cl ´ NH4+ + Cl- Cs Cs Cs Reação do ânion com a água: Cl- + H2O ' não reage Reação do cátion com a água: NH4+ + H2O ' NH3 + H3O+ Início Reage/forma +X +X No equilíbrio: X X Onde X = fração do cátio Kb = [OH-]2 (18) Cs [OH-] = [(Kw/ Ka) x Cs] 1/2 Cs -X Cs –X n qu ase fraca com ácido forte) – e reage = [NH3] = [H3O+] = que se formam. 48 No equilíbrio, tem-se: Ka = [NH3] x [H3O+] [NH4+] Como Ka = 5,5 x 10-10 (muito pequena), pode-se desprezar a fração do cátion,NH4+, que sofre ionização. Então: Cs – X ≈ Cs [NH3] = [H3O+] Substituindo, tem-se que: Resolvendo, calcula-se a [H3O+] e o pH: ______________ [H3O+] = √5,55x10-10 x 0,1 [H3O+] = 7,45 x 10-6 MpH = 5,13 GENERALIZANDO, para qualquer sal de base fraca com ácido forte, do tipo BHCl, que sofra ionização em água, pode-se usar a equação (19), que em função de [H3O+] pode ser escrita assim: [H3O+]2 = Ka x Cs E como: Ka = Kw/Kb (onde: Kb – constante de ionização da base fraca), tem-se que: Este tipo de reação, onde o ácido conjugado se ioniza e há liberação de íons hidroxônio [H3O+], é denominada IONIZAÇÃO ÁCIDA (Hidrólise ácida). Neste caso o pH da solução sempre será menor que 7,0 (pH < 7,0). 1.6.2.4 SAL ANFÓTERO (sal de ácido fraco e base fraca) – Hidrólise do ânion e do cátion Neste tipo de sal, tanto o ânion quanto o cátion vêm de uma base fraca e de um ácido fraco, respectivamente. Logo, ocorrerão duas reações simultâneas e o pH da solução dependerá da relação entre as constantes de dissociação do ácido e da base. Exemplo: Dada uma solução CH3COONH4 0,1 M, calcular a [H3O+] e o pH. - Dissociação completa do sal: CH3COONH4 ´ CH3COO- + NH4+ Cs Cs Cs - Reação do ânion com a água: CH3COO- + H2O ' CH3COOH + OH- Kb = [CH3COOH][OH - ] = Kw Cs [CH3COO - ] Ka - Reação do cátion com a água: Ka = [H3O+]2 (19) Cs [H3O+] = [ (Kw/ Kb) x Cs] 1/2 (19a) 49 NH4+ + H2O ' NH3 + H3O+ Ka = [NH3][H3O+] = Kw Cs [NH4+] Kb Observação: Somando-se as reações do cátion e do ânion com a água, implica em multiplicar as respectivas constantes de ionização (Ka e Kb), obtendo-se uma nova constante, K, para a reação total. Então o que se tem é: Reação total: CH3COO- + NH4+ + 2 H2O ' CH3COOH + NH4OH + H3O+ + OH - K = Kw2 Cs Cs Ka.Kb - X - X Cs – X Cs – X K = [NH4OH][CH3COOH][ H3O+][OH -] = Kw2 (20) [CH3COO-][NH4+] Ka.Kb Neste tipo de sal, o que reage tanto do ânion quanto do cátion, X, formam-se ácido e base fracos, na mesma proporção, logo: [NH4OH] = [CH3COOH]. Como K = Kw/Ka.Kb = 3,08 x 10-5 (muito pequena), então pode-se desprezar a fração do cátion e ânion que sofre ionização. Então: Cs – X ≈ Cs = [NH4+] = [CH3COO -] [NH4OH] = [CH3COOH] e como Kw = [ H3O+][OH -] Substituindo na equação (20), tem-se: [CH3COOH]2 = Kw (20a) [CH3COO-]2 Ka.Kb Sabendo-se que a ionização do ácido fraco, Ka = [CH3COO -] x [H3O+] [CH3COOH] Rearranjando-se em função de [H3O+], tem-se: [H3O+] = [CH3COOH] e substituindo na equação (20a) Ka [CH3COO-] Obtém-se: K = [H3O+]2 = Kw (21) Ka2 Ka. Kb Que rearranjada fornece [H3O+]: [H3O+] = [(Kw x Ka)/Kb] 1/2 (21a) 50 Como pode ser observado a [H3O+] independe da concentração do sal anfótero (sal de ácido fraco e base fraca). O pH da solução dependerá do componente de caráter mais forte, se o ácido ou a base. No exemplo demonstrado acima o pH da solução salina será igual a 7,0, pois Ka (ácido acético) = Kb (amônea). Uma solução de acetato de amônio é neutra. Outro exemplo: se um sal AB, de concentração Cs, está em solução aquosa e o ácido conjugado tem Ka = 10-6 e a base conjugada tem Kb = 10-5; a base, tendo maior constante, conferirá à solução um pH alcalino (pH > 7,0). Generalizando, a reação da solução dependerá da relação entre as constantes de dissociação do ácido e da base: a) Se forem de mesma força: Ka = Kb, a solução será neutra (pH = 7,0). b) Se Ka > Kb, a solução será ácida (pH < 7,0). c) Se Ka < Kb, a solução será básica (pH > 7,0). 1.6.2.5 Soluções de sais de ácidos polipróticos A base conjugada de um ácido poliprótico é anfiprótica, ou seja, por ter ainda hidrogênio em sua molécula, ela pode agir como um ácido (doar próton) ou como uma base (aceitar próton) e reverter-se ao ácido original. Exemplo: Dado o ácido fraco, diprótico H2A. Seguindo o mesmo raciocínio que para o ácido monoprótico, o ácido diprótico sofre ionização, só que em duas etapas, pois tem 2 hidrogênio ionizáveis. Primeira ionização H2A + H2O ' HA- + H3O+ Ka1 = [HA -][H3O+] A1 B2 B1 A2 [H2A] Segunda ionização HA- + H2O ' A= + H3O+ Ka2 = [A=][H3O+] A3 B2 B3 A2 [HA -] OBS: São formados dois sais A= e HA-. A= (B3) é um sal básico – e é a base conjugada do HA- (A3) (ácido segundo Brønsted) na segunda reação de ionização. HA- (B1), é um sal anfólito ou anfiprótico – e é a base conjugada do H2A (A1) na primeira reação de ionização do ácido poliprótico. HA- (A3) é o ácido na segunda reação de ionização, sendo sua base conjugada o A= (B3). Por analogia, da relação entre Ka, do ácido poliprótico e o Kb de sua base conjugada, seguindo o mesmo raciocínio, uma base poliprótica sofre ionização em duas etapas: 51 Primeira ionização A= + H2O ' HA- + OH- Kb1 = [HA -] x [OH - ] = Kw B1 A2 A1 B1 [A=] Ka2 Segunda ionização HA- + H2O ' H2A + OH- Kb2 = [H2A] x [OH - ] Kw B3 A2 A3 B2 [HA -] Ka1 1.6.2.4.1 Sal básico derivado do ácido diprótico – Na2A – Ionização do ânion Exemplo e Na2CO3 0,1 M, calcula D a1 = 4,7 x 10-7 e Dissociaç Reação d Reação d Início: Reage/fo No equilí Onde X = No equilí Como Kb ionização Então: C Substitui Então, re Kb1 = Kw [OH-] = (2 [OH-] = 4 : Dado uma solução d ado: H2CO3 K ão completa do sal:Na2CO3 ´ 2 Na+ + C Cs C o cátion com a água: Na+ + H2O e ionização do ânion: CO3= + H2 Cs rma -X brio: Cs –X fração do ânion que reage = [HCO3-] = [OH-] brio, tem-se: Kb1 = [HCO3-][OH - ] [CO3=] 1 = Kw/Ka2= 2,1 x 10-4 (pequena), pode-se d . s – X ≈ Cs; [HCO3-] = [OH-] ndo-se, tem-se: Ou solvendo o exemplo tem-se: / Ka2 = 2,1 x 10-4 ,12 x 10-4 x 0,1 ) 1/2 ,6 x 10-3 M pOH = 2,34 Kb1 = [OH-]2 (22) Cs [OH-] = [(Kw/Ka2) x Cs] 1/2 r a [H3O+] e o pH. Ka2 = 4,5 x 10-11 O3= s Cs ' não ocorre O ' HCO3- + OH- +X +X X X = que se formam. esprezar a fração do ânion que sofre pH = 14 – 2,34 = 11,66 Kw/Ka2 = [OH-]2 (22a) Cs (22b) 52 GENERALIZANDO, para qualquer sal básico de ácido poliprótico fraco que não tenha caráter anfiprótico, seu ânion sofre hidrólise alcalina e o pH da solução será, sempre, maior que 7,0 (pH > 7,0). Para calcular a [OH -] e o pH usa-se a equação (22) ou (22a) ou (22b). ATENÇÃO: Veja os sais básicos formados pelos ácidos polipróticos no exemplo abaixo, e como se calcula suas respectivas constantes de ionização, a serem introduzidas nas equações (22), (22a) ou (22b). Ácido correspondente Sal Básico Cálculo da constante de ionização, Kb1, para o respectivo sal # H3PO4 n = 3 PO43- Kb1 = Kw/Ka3 H4Y n = 4 Y4- Kb1 = Kw/Ka4 H2S n = 2 S= Kb1 = Kw/Ka2 n = nº de H+ ionizáveis do ácido. # - Kan = última constante de ionização do ácido poliprótico. 1.6.2.5.2 SAL ANFIPRÓTICO - (sal obtido da neutralização parcial entre um ácido poliprótico fraco e uma base forte). São sais derivados da neutralização parcial de ácidos polipróticos. Por exemplo, NaH2PO4 e Na2HPO4 são os dois tipos de sais anfipróticos derivados do ácido fosfórico (H3PO4). Deve-se ter em mente que a neutralização completa do ácido H3PO4 forma o sal Na3PO4, um sal básico e que, portanto, sofre hidrólise alcalina (item 1.6.2.5.1).# Neutralização parcial (1 mol H3PO4 para 1 mol NaOH): H3PO4 + NaOH ' NaH2PO4 + H2O Sal anfiprótico (possui 2 hidrogênios ionizáveis). # Neutralização parcial (1 mol H3PO4 para 2 moles NaOH) H3PO4 + 2 NaOH ' Na2HPO4 + 2 H2O Sal anfiprótico (possui 1 hidrogênio ionizável). # Neutralização total (1 mol H3PO4 para 3 moles NaOH) H3PO4 + 3 NaOH ' Na3PO4 + 3 H2O Sal básico (ânion do ácido fraco – hidrólise alcalina). Observação: Pode-se observar que os sais anfipróticos possuem ainda hidrogênio ionizável em sua molécula e que o sal básico não o tem. 1 – Sal do tipo NaHA (sal que vem de um ácido diprótico) Exemplo: Dados os ácidos polipróticos abaixo, destaque os sais anfipróticos que podem ser originados de uma neutralização parcial. 1) H2CO3 R: NaHCO3. 2) H2S R: NaHS. 3) H4Y R: NaH3Y; Na2H2Y; Na3HY. Exemplo: Seja dada uma solução de NaHCO3 0,1M, calcular a [H3O+] e o pH Dados: H2CO3 Ka1 = 4,5 x 10-7 Ka2 = 4,7 x 10-11 53 Dissociação completa do sal:NaHCO3 ´ Na+ + HCO3- Reação de ionização do cátion: Na+ + H2O ' não ocorre Reação de ionização ânion anfiprótico: Este ânion por ser anfiprótico pode reagir com a água dando um ácido ou uma base. Observe as reações abaixo: Reação básica do sal anfiprótico: HCO3- + H2O ' H2CO3 + OH- Kb2 = Kw = [H2CO3] x [OH - ] Ka1 [HCO3 -] Reação ácida do sal anfiprótico: HCO3- + H2O ' CO3= + H3O+ Ka2 = [CO3=] x [H3O+] [HCO3-] Então, neste tipo de sal o ânion anfiprótico tanto funciona como ácido quanto como base e a reação total é a soma das duas reações acima. Logo para calcular a constante da reação total, multiplicam-se as constantes das duas reações. Então: 2HCO3 - + 2 H2O ' H2CO3 + CO3= + OH- + H3O+ K = Kw.Ka2 2Cs Ka1 -2X +X +X 2Cs –2X X X E a constante de equilíbrio é dada por: K = Kw.Ka2 = [H2CO3][CO3=][OH-][H3O+] (23) Ka1 [HCO3 -][HCO3 -] No equilíbrio, [H2CO3] = [CO3=] e como: K = Kw.Ka2/Ka1 ~ 10-18 , é muito pequena, pode-se desprezar a fração do sal que sofre ionização. Logo: Cs-X ≈ Cs = [HCO3-] e [OH -][H3O+] = Kw, que substituindo-se na equação (23), tem-se: Kh = Kw.Ka2 = [H2CO3]2.kw (24) Ka1 [HCO3 -]2 Sabendo que na primeira ionização tem-se: H2CO3 + H2O ' H3O+ + HCO3- Ka1 = [HCO3 -][H3O+] [H2CO3 ] e que, rearranjando a equação acima, obtém-se a relação: [H3O+] = [H2CO3] (25) Ka1 [HCO3- ] Substituindo a equação (25) em (24), tem-se: 54 [H3O+]2 = Ka2 Ka1 Que rearranjada em função de [H3O+], obtém-se: Resolvendo o exercício, tem-se que: [H3O+] = (Ka1 x Ka2) 1/2 = (4,5 x 10-7 x 4,7 x 10-11)1/2 = 4,60 x 10-9 pH = 8,34 2 - Sal do tipo NaH2A e Na2HA (sal que vem de um ácido triprótico). Por analogia, pode-se calcular a [H3O+] e o pH desses dois tipos de sais, lembrando- se da importância pela qual as constantes de ionização desses sais estão associadas. Dada as constantes de ionização do H3PO4: Ka1 = 7,5 x 10-3 Ka2 = 6,2 x 10-8 Ka3 = 4,8 x 10-13 Calcular o pH das soluções salinas abaixo relacionadas. Exemplo 1: NaH2PO4 0,1 M. H2PO4- + H2O ' H3PO4 + OH- Ka1 H2PO4- + H2O ' HPO4 2- + H3O+ Ka2 Resposta: [H3O+] = (7,5 x 10-3 x 6,2 x 10-8) 1/2 ; [H3O+] = 2,16 x 10-5 pH = 4,67 Exemplo 2: Na2HPO4 0,1 M. HPO4= + H2O ' H2PO4- + OH- Ka2 HPO4= + H2O ' PO43- + H3O+ Ka3 Resposta: [H3O+] = (6,2 x 10-8 x 4,8 x 10-13) 1/2 ; [H3O+] = 1,73 x 10-10; pH = 9,76 Exemplo 3: Na3PO4 0,1 M. (NÃO É ANFIPRÓTICO) PO43- + H2O ' HPO42- + OH-Ka3 [H3O+] = ( Ka1 x Ka2) 1/2 (26) [H3O+] = (Ka1 x Ka2)1/2 [H3O+] = (Ka2 x Ka3) 1/2 [OH -] = [(Kw/Ka3 ) Cs] 1/2 55 Resposta: [OH -] = (1,0x 10-14 / 4,8 x 10-13 x 0,1) 1/2; [OH -] = 4,3 x 10-5 pOH = 2,34 pH = 11,66 RESUMO CÁLCULO DE pH DE SOLUÇÕES SALINAS Tipo de sal (classificação) Fórmula (exemplo) Tipo de reação [H+] ou [OH-] pH final Neutro NaCl (sal de ácido forte + base forte) Não sofre reação [H3O+] = 10 -7 M pH = 7 Básico NaA (sal de ácido fraco + base forte) Reação alcalina [OH-]=[(Kw/Ka).Cs]1/2 pOH = - log [OH -] pH > 7,0 Ácido BCl (sal de ácido forte + base fraca) Reação ácida [H3O+]= [Kw/Kb).Cs]1/2 pH = - log [H3O+] pH < 7,0 Anfótero BA (sal de ácido fraco + base fraca) Reação ácida e alcalina O pH é definido pela força do ácido fraco e base fraca correspondentes [H3O+] = [Kw.Ka/Kb] 1/2 pH = - log [H3O+] 1) Ka = Kb, pH = 7,0 2) Ka > Kb, pH < 7,0 3) Ka < Kb, pH > 7,0 Anfiprótico de ácido diprótico NaHA Reação ácida e alcalina [H3O+]=[Ka1.Ka2] 1/2 - Anfiprótico de ácido tripótico NaH2A Na2HA Reação ácida e alcalina [H3O+] = [Ka1.Ka2] 1/2 [H3O+] = [Ka2.Ka3] 1/2 -
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