Aula - Equilíbrio Ácido Base 2018 2

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AULA 2
Equilíbrio Ácido-Base
Dissociação de ácidos e bases
Profª Drª Araceli Verónica Ribeiro
Instituto Federal do Espírito Santo
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EQUILÍBRIOS ÁCIDO-BASE
Quando falamos de equilíbrio ácido-base temos que ter em mente que o 
Solvente é a água
Qual a importância de se estudar equilíbrios ácido-base?
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Conceitos importantes para equilíbrios ácido-base:
Solvente é sempre a água
Na dissociação o eletrólito sempre forma íons
 (também chamado de equilíbrio iônico)
ÁCIDO FORTE – “dissocia completamente”
ÁCIDO FRACO – NÃO dissocia completamente
BASE FORTE – “dissocia completamente”
BASE FRACA – NÃO dissocia completamente
 
 Equilíbrio Ácido-Base
Eletrólito 
é uma substância que forma íons quando em solução e conduz corrente elétrica 
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Ácidos fracos estão apenas parcialmente ionizados em solução 
Há uma mistura de íons e ácido não ionizado na solução 
Ácidos fracos
 Eletrólitos fortes 
 Dissociam quase completamente
HCl(aq) + H2O(l) ↔ H3O+(aq) + Cl-(aq)
Ácidos fortes
HA(aq) + H2O(l) ↔ H3O+(aq) + A-(aq)
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Ácidos fracos
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Exemplo 1. Qual é a concentração de cada espécie derivada do soluto numa solução de ácido acético (CH3COOH) 0,5000 mol/L. Dado: Ka = 1,8x10-5.
Resposta:
[H+] = [CH3COO-] = 2,991x10-3 mol/L
[CH3COOH] = 0,4970 mol/L
Exemplo 2. 0,1000 mol de NaOCl é dissolvido em 0,5000 L de uma solução 0,2000 mol/L de HOCl. Se o volume final é 500 mL, qual é a concentração de cada espécie na solução resultante. Dado: Ka = 3,2x10-8.
Resposta:
[H+] = 3,2x10-8 mol/L
[OCl-] = 0,2 mol/L
[HOCl] = 0,2 mol/L
[Na+] = 0,2 mol/L
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Ácidos Polipróticos
Perda de prótons em etapas
A cada etapa corresponde um valor de Ka
As constantes sucessivas variam na ordem: Ka1 > Ka2 > .....
 Quanto maior a carga negativa do ânion, mais difícil é remover o próton.
Ácidos fracos
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Diagrama de distribuição das espécies em equilíbrio
Ácidos fracos
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Solução aquosa de ácido fosfórico:
Ácidos fracos
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Ácidos fracos
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Bases fracas
Bases fracas estão apenas parcialmente ionizados em solução. 
Há uma mistura de íons e base não ionizada na solução. 
Bases fortes
 Eletrólitos fortes 
 dissociam quase completamente em solução
 A grande maioria dos hidróxidos iônicos são bases fortes
 ex. NaOH, KOH, Ca(OH)2
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Bases fracas
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Exemplo 3. Calcule a concentração de cada espécie de soluto em uma solução 0,10 mol/L de hidroxilamina (NH2OH). Dado: Kb = 9,1x10-9.
Resposta:
[OH-] = [NH2+] = 3,016x10-5 mol/L
[NH2OH] = 0,0999 mol/L
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 HCN + H2O <=> H3O+ + CN- 
 = grau de ionização ou grau de dissociação iônica
K = cte de dissociação iônica [Kd, Ka (ácidos) e Kb (bases)]
 Equilíbrio Ácido-Base
EQUILÍBRIOS DE
 
ÁCIDOS FRACOS 
E
 BASES FRACAS
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 = Quantidade de mols dissociados
 Quantidade de mols inicial
K = [H3O+] [Cl-]
 [HCN] 
Quando:
  e K  Eletrólito forte
 e K  Eletrólito fraco
 Ácido Ka Força
HNO3 <=> H+ + NO3- grande Forte
HNO2 <=> H+ + NO2- 5,1x10-4 Fraco
HCN <=> H+ + CN- 4,0x10-10 muito fraco
Só tem sentido definir o  e K para eletrólitos fracos e soluções diluídas!
Informa a força 
do ácido ou da base
 Equilíbrio Ácido-Base
0 <  < 1 ou 0 <  < 100%
 = grau de ionização ou grau de dissociação iônica
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HA + H2O <=> H3O+ + A- 
Inicio n mols 0 0
Reage -n n n
equilíbrio (n-n) mols n n
Lei da diluição de Ostwald 
“Quanto mais diluída for a solução, maior será o grau de ionização ou quanto mais água mais íons apareceram” 
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Exemplo 5. O grau de dissociação iônica do hidróxido de amônio em solução 
2,0 mol/L é 0,283% a 20 °C. Determine a constante de ionização da base nesta temperatura.
Resposta = 1,6 x 10-5 
Exemplo 4. Calcule a porcentagem de dissociação de uma solução 0,1 mol/L de CH3COOH (Ka = 1,8x10-5)
Resposta = 1,34%
Exemplo 6. O grau de dissociação iônica do ácido acético 0,02 mol/L é 3% a 25 °C. Determine a constante de ionização do ácido nesta temperatura.
Resposta = 1,8 x 10-5 
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Exemplo 7. Dadas as constantes de dissociação dos ácidos a seguir, determine quem é o ácido mais fraco.
a) Fórmico K = 1,77x10-4
b) Úrico K = 1,30x10-4
c) Acético K = 1,73x10-5
d) Propiônico K = 1,34x10-5
e) Fluorídrico K = 6,70x10-4
Exemplo 8. Uma solução é preparada pela adição de 0,4 mol de acetato de sódio (NaAc) e 0,5 mol de ácido acético (HAc) e quantidade de água suficiente para completar um litro. Calcule a concentração de todas as espécies de soluto presentes e a porcentagem de dissociação do ácido acético nesta solução. Dado: Ka = 1,8x10-5.
Resposta:
[H+] = 2,25x10-5 mol/L
[Ac-] = 0,4 mol/L
[HAc] = 0,5 mol/L
[Na+] = 0,4 mol/L
% dissociação = 4,5x10-3 %
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Exemplo 9. Calcule a concentração de cada espécie de soluto presente numa solução de NH3 0,4 mol/L. Qual a porcentagem de disso e a porcentagem de dissociação do nesta solução. Dado: Kb = 1,8x10-5.
Resposta:
[NH4+] = [OH-] = 2,68x10-3 mol/L
[NH3] = 0,3973 mol/L
% dissociação = 0,67 %