Produto iônico da água PH e POH, Solução Tampão

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 Ciências da Natureza e suas 
Tecnologias - Química
Ensino Médio, 2º Ano
Produto iônico da água PH e POH, 
Solução Tampão
QUÍMICA, 2º Ano
Produto iônico da água, pH e pOH, solução tampão
Conceitos de ácidos e bases
Arrhenius:
ácidos: liberam apenas H+ (H3O+) como cátion;
bases (ÁLCALIS): liberam apenas OH- como ânion;
ácido + base  sal + água
problema: definição limitada exclusivamente às soluções aquosas.
Imagem: Autor Desconhecido/ Disponibilizada por Nils Simon/ United States Public Domain
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Conceitos de ácidos e bases
Brønsted-Lowry:
ácidos: doadores de H+;
bases: recebedores H+ (não precisam ter OH-);
Substâncias Anfóteras: podem ter comportamento ácido ou básico, dependendo da situação.
Pares conjugados (ácido-base):
HA(aq) + H2O(ℓ) ⇄ H3O+(aq) + A-(aq)
ácido + base ⇄ ácido + base
Imagens da esquerda para a direita: (A) Peter Elfelt/ United States Public Domain. (B) Autor desconhecido/ disponibilizado por Materialscientist/ United States Public Domain
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Conceitos de ácidos e bases
Lewis:
ácidos: receptores de par de elétrons;
bases: doadores de par de elétrons;
ácido + base  sal + água
obs.: ácidos e bases de Lewis não precisam conter prótons (definição mais geral que as de Arrhenius e Brønsted-Lowry).
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Equilíbrio iônico da água
um caso muito particular de equilíbrio químico é o equilíbrio iônico da água;
a água sofre autoionização, mas, como é um eletrólito muito fraco, estabelece o equilíbrio abaixo:
2 H2O(ℓ) ⇄ H3O+(aq) + OH-(aq)
ou simplesmente:
H2O(ℓ) ⇄ H+(aq) + OH-(aq)
H20 (l)
H+ (aq)
OH- (aq)
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A constante de equilíbrio é expressa da seguinte forma:
Kw = [H+].[OH-]
Em que:
 Kw: produto iônico da água (a letra w vem de water, água em inglês);
[H+], [OH-]: concentrações molares dos íons envolvidos.
Como qualquer constante de equilíbrio, seu valor varia apenas com a temperatura.
Equilíbrio iônico da água:
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Produto iônico da água
A 25°C, em água pura, temos:
[H+] = [OH-] = 10-7 mol/L 
Assim sendo:
Kw = [H+].[OH-] = 10-14
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Produto iônico da água
Tipos de soluções (a 25°C)
a)	Água pura (solução neutra):
[H+] = [OH-] = 10-7 mol/L
b)	Solução ácida:
[H+] > 10-7 mol/L
[OH-] < 10-7 mol/L
c)	Solução básica (alcalina):
[H+] < 10-7 mol/L
[OH-] > 10-7 mol/L
Imagens da esquerda para a direita: (A) Manojkiyan/ Creative Commons Attribution-Share Alike 3.0 Unported. (B) Scott Bauer/ Public Domain
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Escala de pH
Sabemos que, em água pura, estabelece-se o equilíbrio abaixo:
H2O(ℓ) + H2O(ℓ) ⇄ H3O+(aq) + OH-(aq)
Na maioria das soluções aquosas, temos:
0 < [H+] < 1 mol/L
A escala de pH foi definida de modo a expressar essas concentrações:
pH = -log[H3O+]= -log[H+]
pOH = -log[OH-]
Água neutra (25°C) pH = pOH = 7,0
Sol. ácidas, [H+] > 1,0 x 10-7  pH < 7,0
Sol. básicas, [H+] < 1,0 x 10-7  pH > 7,0
Em água (a 25°C), temos:
pH + pOH = 14
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Como medir o pH de soluções aquosas?
O método mais preciso (exato) é usar um medidor de pH (potenciômetro ou pHmetro);
Entretanto, para processos em que não seja adequado usar o medidor de pH (uma reação com reagentes tóxicos, por exemplo) ou por simplicidade, são usados frequentemente alguns corantes que mudam de cor em diferentes faixas de pH (indicadores), que são menos precisos (menos exatos) que os medidores de pH.
Imagens da esquerda para a direita: (A) Matylda Sęk/ GNU Free Documentation License. (B) Bordercolliez/ Creative Commons CC0 1.0 Universal Public Domain Dedication
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Ácidos fortes
os ácidos fortes mais comuns são HCl, HBr, HI, HNO3, HClO3, HClO4 e H2SO4;
os ácidos fortes sofrem ionização em solução aquosa:
HNO3(aq) +H2O(ℓ)  H3O+(aq) + NO3-(aq)
HNO3(aq)  H+(aq) + NO3-(aq)
em solução, o ácido forte é geralmente a única fonte de H+. (Obs.: se a concentração do ácido for menor que 10-6 mol/L, a autoionização da água precisa ser considerada);
assim, o pH da solução é dado pela concentração (em mol/L) inicial do ácido.
[HNO3]= [H+] = 10-5mol/L  pH=5,0
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Bases fortes
a maioria dos hidróxidos iônicos são bases fortes: NaOH, KOH e Ca(OH)2;
as bases fortes sofrem dissociação em solução aquosa;
o pOH (e, consequentemente, o pH) de uma base forte é dado pela concentração (molaridade) inicial da base; (Obs.: Cuidado com a estequiometria)
para um hidróxido ser uma base, ele deve ser solúvel;
as bases não precisam conter necessariamente OH-:
O2-(aq) + H2O(ℓ)  2 OH-(aq)
H-(aq) + H2O(ℓ)  H2(g) + OH-(aq)
N3-(aq) + 3 H2O(ℓ)  NH3(aq) + 3 OH-(aq)
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Ácidos fracos
os ácidos fracos são apenas parcialmente ionizados em solução;
quanto maior Ka (constante de acidez) mais forte será o ácido, ou seja, mais íons estarão presentes no equilíbrio em relação às moléculas não ionizadas;
para encontrar a molaridade do H3O+(aq) numa solução de ácido fraco, devemos levar em conta o equilíbrio:
HA(aq) + H2O(ℓ) ⇄ H3O+(aq) + A-(aq)
 (M-x) x x
resolvendo em x essa equação quadrática em que conhecemos M e Ka (tabelados), é possível determinar o valor de [H3O+] = x e, portanto, o pH da solução do ácido fraco.
Imagem: Scott Bauer, USDA/ Public Domain
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Cálculo do pH para ácidos fracos
A partir de Ka:
o pH fornece a concentração no equilíbrio de H+;
sabendo Ka, podemos calcular [H+] e, consequentemente, o pH. Sigamos os seguintes passos:
escreva a equação química balanceada, mostrando claramente o equilíbrio;
escreva a expressão de equilíbrio e encontre o valor para Ka;
anote as concentrações iniciais e no equilíbrio para TUDO (exceto para a água pura). Geralmente supomos que a variação na concentração de H+ é “x”;
Substitua, na expressão da constante de equilíbrio, e resolva. Lembre-se de converter “x” em pH, se necessário.
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Cálculo do pH para ácidos fracos
A partir de  (grau de ionização):
 relaciona [H+]eq com [HA]0;
quanto maior , mais forte será o ácido;
 para um ácido fraco diminui à medida que a molaridade da solução aumenta;
para o ácido acético, por exemplo, o grau de ionização é bem menor que para uma solução de HCl.
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Bases fracas
as bases fracas removem prótons das substâncias, existindo um equilíbrio entre a base e os íons resultantes:
NH3(aq) +H2O(ℓ)⇄NH4+(aq) +OH-(aq)
a constante de dissociação da base, Kb, é definida como:
Tipos de bases fracas:
geralmente têm pares solitários de elétrons ou cargas negativas para “atacar” os prótons;
as bases fracas mais neutras contêm nitrogênio;
as aminas estão relacionadas com a amônia com uma ou mais ligações N-H substituídas por ligações N-C;
os ânions de ácidos fracos também são bases fracas.
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Propriedades das soluções salinas
quase todos os sais são eletrólitos fortes. Assim sendo, esses sais existem inteiramente como íons em solução;
as propriedades ácido-base dos sais são uma consequência da reação de seus íons em solução;
a reação na qual os íons reagem com água, produzindo H+ ou OH-, é chamada hidrólise:
ânions de ácidos fracos sofrem hidrólise alcalina;
A– + H2O  HA + OH–cátions de bases fracas sofrem hidrólise ácida;
B+ + H2O  BOH + H+
ânions de ácidos fortes e cátions de bases fortes são neutros (não sofrem hidrólise).
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Solução-tampão
a maioria das soluções aquosas se torna rapidamente mais ácida (ou alcalina) pela adição de ácido (ou base);
uma solução-tampão usa o princípio da hidrólise para tentar manter o pH invariável quando a ela são adicionados íons H+ ou OH-. Essa propriedade é de grande importância biológica.
	Ex.: HCO3-/H2CO3 e HPO42-/H2PO43-  controlam o pH no sangue.
cada solução-tampão atua em um pH diferente;
para calcularmos esse valor de pH, a concentração do ânion do sal ou a concentração do ácido usamos a equação de Henderson-Hasselbach:
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Indicadores de pH
A primeira teoria sobre indicadores de pH foi elaborada por Wilhelm Ostwald (em 1894), tendo como base a teoria da dissociação eletrolítica iônica dos indicadores.
W. Ostwald é considerado o pai da físico-química. Recebeu o Nobel de Química de 1909 por seu trabalho sobre catálise.
Ele também desenvolveu um processo de fabricação de ácido nítrico por oxidação do amoníaco:
4 NH3 + 5 O2 → 4 NO + 6 H2O
2 NO + O2 → 2 NO2
3 NO2 + H2O → 2 HNO3(aq) + NO
Imagem: Autor desconhecido/ Disponibilizado pelo usuário Stefi/ United States Public Domain
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Indicadores de pH
Para Ostwald, em sua “teoria iônica dos indicadores”, os indicadores são bases ou ácidos fracos cuja cor das moléculas não dissociadas difere da cor dos respectivos íons;
São substâncias químicas que fornecem indicação visual dependendo da acidez (pH) do meio;
São usados atualmente tanto em solução aquosa quanto em outras apresentações (papel indicador, por exemplo).
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Como os indicadores mudam de cor?
Os indicadores de pH são, portanto, bases ou ácidos orgânicos fracos que possuem formas com cores diferentes dependendo do pH do meio;
A coloração se dá graças a um rearranjo molecular causado pela variação do pH do meio, o que proporciona o surgimento ou desaparecimento dos grupos cromóforos (responsáveis pela cor).
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Faixa de mudança de coloração
Imagem: Lilly_M/ GNU Free Documentation License
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Exercícios de fixação
(PUC-RIO/2008) O estômago produz suco gástrico constituído de ácido clorídrico, muco, enzimas e sais. O valor de pH no interior do estômago deriva, principalmente, do ácido clorídrico presente. Sendo o ácido clorídrico um ácido forte, a sua ionização é total em meio aquoso, e a concentração de H+ em quantidade de matéria nesse meio será a mesma do ácido de origem. Assim, uma solução aquosa de ácido clorídrico em concentração 0,01 mol L-1 terá pH igual a:
2
4
5
7
9
[H+] = 1,0 x 10-2 mol/L
pH = -log(1,0 x 10-2)
pH = 2,0
Imagem: Autor desconhecido/ Disponibilizado por Arcadian/ United States Public Domain
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Exercícios de fixação
O vinagre pode ser considerado uma solução de concentração 0,72 mol/L em relação ao ácido acético, cuja constante de ionização (Ka) é 1,8.10-5, a 25°C. Determine:
o grau de ionização () do ácido nessa temperatura.
a concentração molar de íons H+ do vinagre.
Sabemos que Ka = M.2 e [H+] = M.
 = 5 x 10-3 = 0,5%
b) [H+] = 0,72 x 0,005 = 3,6 x 10-3 mol/L
Imagem: Autor desconhecido/ Disponibilizado por Guam/ GNU Free Documentation License
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Exercícios de fixação
(PUC-Campinas) Uma área agrícola foi adubada com amônia, nitrato e fosfato de amônio. Na amostra das águas residuais da irrigação dessa área, verifica-se que a concentração de íons OH- é igual a 8.10-5 mol/L. Qual o pH da amostra? (dados: log 8 = 0,9)
[OH-] = 8.10-5 mol/L
pOH = -log (8.10-5) = 5 – 0,9 = 4,1
pH + pOH = 14
pH = 14 – 4,1
pH = 9,9
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Exercícios de fixação
Considere certa quantidade de água e suco de limão, misturados, contida em um copo. Analise estas três afirmativas concernentes a esse sistema:
O sistema é ácido.
O pH do sistema é maior que 7.
No sistema, a concentração dos íons H+ é maior que a dos OH–.
	
A partir dessa análise, é CORRETO afirmar que
apenas as afirmativas I e II estão certas.
apenas as afirmativas I e III estão certas.
apenas as afirmativas II e III estão certas.
as três afirmativas estão certas.
nenhuma afirmativa está certa.
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Atividade extra: extrato de repolho roxo
Fundamentos:
por apresentar cores diversas conforme a acidez ou basicidade do meio em que se encontra, o extrato de repolho roxo pode constituir-se bom indicador universal de pH, substituindo – ainda que para menor número de faixas de pH – os papéis indicadores universais, que só podem ser adquiridos em lojas especializadas e não são encontráveis em todas as regiões do país. Neste experimento, será usado extrato de repolho roxo para construção de uma escala de pH.
referência:
	http://www.qnesc.sbq.org.br/online/qnesc01/exper1.pdf 
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Tabela de Imagens
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Tabela de Imagens
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Figura: equilíbrio iônico da água (http://www.mundoeducacao.com.br/upload/conteudo/equilibrio-ionico-quimica.JPG, acesso em 16/05/2012)
Figura: própria autoria (usando recursos do prórpio Microsoft Ofiice)
Figura: auto-ionização da água (http://www.brasilescola.com/upload/conteudo/images/autoionizacao-da-agua.jpg, acesso em 16/05/2012)
Figura 1: água pura (http://www.botica-casera.com/wp-content/uploads/2011/07/el-agua-pura.jpg, acesso em 16/05/2012)
Figura 2: solução ácida (http://www.byanabrasil.com.br/2010/wp-content/uploads/2010/03/suco.jpg, acesso em 16/05/2012)
Figura 3: solução básica (http://1.bp.blogspot.com/_f87_LwkSc6E/S-2cLvDzLLI/AAAAAAAAADU/UUgXRm90FzA/s1600/FG19_04_01UN.jpg, acesso em 16/05/2012)
Figura: alguns valores comuns de pH (http://www.notapositiva.com/trab_estudantes/trab_estudantes/fisico_quimica/fisico_quimica_trabalhos/ph2.jpg, acesso em 16/05/2012)
Figura 1: medidor de pH (http://www.analyser.com.br/Produtos/300mAmpl.jpg, acesso em 16/05/2012)
Figura 2: cinta e papel indicador de pH (http://1.bp.blogspot.com/_PYMewk39Flo/TP1XRwW8HnI/AAAAAAAAADQ/BD5osRu1few/s1600/cinta-papel-medidor-ph%255B1%255D.jpg, acesso em 16/05/2012)
Figura 1: Wilhelm Ostwald (http://www.swotti.com/tmp/swotti/cacheD2LSAGVSBSBVC3R3YWXKUGVVCGXLLVBLB3BSZQ==/imgWilhelm%20Ostwald4.jpg, acesso em 16/50/2012)	
Figura 1: principais indicadores de pH (http://www.infoescola.com/wp-content/uploads/2009/08/indicadores.jpg, acesso em 16/05/2012)
Figura 2: papel indicador, marca Merk (http://www.casaamericana.com.br/images/PH%20Merck1.JPG, acesso em 16/05/2012)