Texto de apoio pH de Sais

Prévia do material em texto

Professor: Domingos Ezequiel Mendes 
 
pH de soluções de sais 
Sais são compostos iónicos que se podem obter, a partir de uma reacção entre um ácido e uma base, mas as 
soluções aquosas nem sempre são neutras. 
 
A dissociação iónica de um sal origina catiões e aniões. 
Os catiões de metais alcalinos e alcalino-terrosos não tem tendência para reagir com a água e, por isso, não afectam 
o pH das respectivas soluções aquosas. 
 
Também aniões que sejam bases conjugadas de ácidos muito fortes, como por exemplo, Cl-, Br-, NO3-, são 
praticamente neutros. Isto significa que, por exemplo soluções Cloreto de Sódio, nitrato de cálcio, ou de brometo de 
potássio são neutras, ou seja, tem pH=7, a temperatura de 25 ºC. 
 
Hidrólise salina: É o processo em que os iões provenientes de um sal reagem com a água. 
 
Hidrólise de sais de ácidos fracos e bases fortes 
Considere o exemplo de KCN (cianeto de potássio) em solução aquosa: 
KCN(aq) + H2O(l) ⇌ K+(aq) + CN-(aq) 
 
O anião cianeto (CN-), como base conjugada de ácido fraco, HCN, com Ka=6x10-10, em solução aquosa, reage 
segundo a equação: CN-(aq) + H2O(l) ⇌ HCN(aq) + OH–(aq) a solução aquosa fica alcalina (excesso de iões OH–). 
 
Kc=[ு஼ே]௫[ைுష][஼ேష] como se trata da reacção de um anião com água (hidrolise), o Kc passa a chamar-se de constante de 
hidrólise: Kh=
[ு஼ே]௫[ைுష][஼ேష] a constante de hidrolise pode ser representado também por: Kh=௄௪௄௔ 
 
Ex: Calcula o pH de uma solução de acetato de sódio, CH3COONa 0,25 M. O Ka(HAc)=1,8x10-5 
CH3COONa(aq) + H2O(aq) ⇌ Na+(aq) + CH3COO-(aq) CH3COO-(aq) + H2O(aq) ⇌ CH3COOH (aq) + OH-(aq) 
 
Kh=
௄௪
௄௔
⟺
ଵ௫ଵ଴షభర
ଵ,଼௫ଵ଴షఱ ⟺ܭ௛ = 5,6ݔ10ିଵ଴ 
 
Instante [CH3COO-] [CH3COOH] [OH-] 
Inicio 0,25 0,0 0,0 
Variação - x +x +x 
Equilíbrio 0,25 - x≈0,25 x x 
 
 Professor: Domingos Ezequiel Mendes 
 
Kh=
[ு஼ே]௫[ைுష][஼ேష] ⟹Kh= ௫.௫଴,ଶହ 
5,6x10-10 = ௫
మ
଴,ଶହ⟺ ݔ = ඥ1,4. 10ିଵ଴ ⟺ ݔ =1,18x10-5⟺[OH-]=x=1,18x10-5 
pOH=-log [OH-]⟺݌ܱܪ = − log 1,18ݔ10ିହ ⟺ ܱܲܪ = −0,07 + 5 ⟺ ݌ܱܪ = 4,9 
pOH + pH=14⟺݌ܪ = 14 − 4,9 ⟺݌ܪ = 9,1 
 
Hidrólise de sais de ácidos fortes e bases fracas 
Considere o exemplo: 
Calcula o pH de uma solução de cloreto de amónio, NH4Cl 0,1 M. Sabe-se que o Kb(NH3)=1,8x10-5 
NH4Cl(aq) + H2O(l) ) ⇌ NH4+(aq) + Cl-(aq) NH4+(aq) + H2O(l) ) ⇌ NH3(aq) + H3O+(aq) 
Kh=
௄௪
௄௔
⟺
ଵ௫ଵ଴షభర
ଵ,଼௫ଵ଴షఱ ⟺ܭ௛ = 5,6ݔ10ିଵ଴ 
 
Instante [NH4+] [NH3] [H3O+] 
Inicio 0,1 0,0 0,0 
Variação - x +x +x 
Equilíbrio 0,1 - x≈0,1 x x 
 
Kh=
[ேுయ]௫[ுయைశ][ேுర] ⟹Kh=௫.௫଴,ଵ 
5,6x10-10 = ௫
మ
଴,ଵ⟺ ݔ = √56. 10ିଵଶ ⟺ ݔ =7,5x10-6⟺[H3O+]=x=1,18x10-5 
pH=-log [H3O+]⟺ ݌ܪ = − log 7,5ݔ10ି଺ ⟺ ݌ܪ = −0,9 + 6 ⟺ ݌ܪ = 5,1 
 
Solução tampão: Conceito e preparação 
Soluções-tampão são soluções que não apresentam variação significativa de pH por adição de pequenas 
quantidades de ácido ou bases fortes. 
 
As soluções tampão normalmente consistem em: 
 Uma solução de um ácido fraco na presença do seu sal. Ex: CH3COOH e CH3COONa 
 Uma solução de uma base fraca na presença do seu sal. Ex: NH3 e NH4Cl 
 
Considere um ácido fraco HA e o seu sal MA. Nesta solução o ácido dissocia-se, com pequena extensão porque é 
um acido fraco, enquanto que o seu sal dissocia-se completamente. 
HA(aq) ⇌ H+(aq) + A–(aq) ou MA(aq) ⇌ M+(aq) + A–(aq) 
 
 Professor: Domingos Ezequiel Mendes 
 
A solução contém uma concentração relativamente elevada de HA não ionizada (por ser ácido fraco). A 
concentração do ião A– também é relativamente elevada. 
 Se de repente se adicionar um ácido ao sistema, os iões H+ do ácido vão combinar com iões A– da solução e 
vão formar ácido HA não ionizado. 
 Se de repente adicionar uma base ao sistema, os iões OH– vão combinar com iões H+ formando água. 
Consequentemente o ácido deve se dissociar para restabelecer o equilíbrio. assim, a formação de um 
tampão se deve: 
 À presença de A– que servem para eliminar os iões H+ que são adicionados à solução. 
 À presença do acido HÁ não dissociado para fornecer iões H+, para eliminar os iões OH– que são 
adicionados a solução. 
 
O pH no corpo humano 
Nas células do nosso corpo, o CO2 é continuamente produzido como um produto terminal do metabolismo. Parte 
desse CO2 se dissolve no sangue, estabelecendo o equilíbrio: CO2 + H2O ⇌H2CO3 ⇌H+ + HCO3– 
Esse é um exemplo dos diversos equilíbrios que mantêm o pH do nosso sangue entre 7,3 e 7,5. 
Quando a respiração é deficiente, essa hipoventilação acarreta o aumento da concentração de CO2 no sangue, o que 
provoca o deslocamento do equilíbrio para a direita, aumentando a concentração de H+ e diminuindo o pH 
sanguíneo. Essa situação é denominada acidose. 
 
Acidose: 
Sintomas: falta de ar, diminuição ou supressão da respiração, desorientação com possibilidade de coma. 
Causas: ingestão de drogas, enfisema, pneumonia, bronquite, asma, alterações no sistema nervoso central. 
 
Um ataque de histeria ou de ansiedade pode levar uma pessoa a respirar muito rapidamente. Essa hiperventilação 
acarreta a perda de uma quantidade maior de CO2 pelos pulmões, o que provoca o deslocamento do equilíbrio para 
a esquerda, diminuindo a concentração de H+ e aumentando o pH do sangue. Essa situação é denominada alcalose. 
 
Alcalose: 
Sintomas: respiração ofegante, entorpecimento, rigidez muscular, convulsões. 
Causas: ingestão de drogas, cirroses, exercícios físicos excessivos, overdose de aspirina, doenças pulmonares. 
 
Cálculo de pH de solução tampão, fórmula tampão e razão tampão 
pH= pKa + log [௦௔௟][௕௔௦௘] pOH= pKb + log [௦௔௟ ][௕௔௦௘] 
 Professor: Domingos Ezequiel Mendes 
 
Exercício: Uma solução-tampão foi preparada misturando-se 200ml de solução de amoníaco (NH3) a 0,6M e 300 
ml de uma solução de NH4Cl (cloreto de amónio) a 0,3M. (pKbNH3= 4,76). 
a) Qual é o pH desta solução? 
Dados NH3 NH4Cl pOH=pKb+log
[ேுర஼௟][ேுయ] 
[NH3]=0,6 M n=CxV n=CxV pOH=4,76+log
଴,ଵ଼
଴,ଶସ 
VNH3=200 ml=0,2L n=0,6x0,2 n=0,3x0,3 pOH=4,76+log0,75 
[NH4Cl]=0,3 M n=0,12mol n=0,09mol pOH=4,76 – 0,125 
VNH4Cl=300 ml=0,3L [NH3]=
௡
௏ଵା௏ଶ
 [NH4Cl]=
௡
௏ଵା௏ଶ
 pOH=4,64 
pKbNH3= 4,76 [NH3]=
଴,ଵଶ
଴,ଶା଴,ଷ [NH4Cl]= ଴,଴ଽ଴,ଶା଴,ଷ pH=14 – 4,64 
pH=? [NH3]=0,24M [NH4Cl]=0,18M pH=9,36 
 
b) Qual será o pH, depois que forem adicionados 0,02 moles de iões hidroxila? 
Com a adição de 0,05 mol, ocorre aumento do carácter básico da solução, isto é, [NH3] e, diminui [NH4Cl] o sal. 
Para tal determina-se a [OH-] no volume total: [OH-]=଴,଴ଶ
଴,ହ =0,04 
[NH3]=0,24 + 0,04 = 0,28 M [NH4Cl]=0,18 – 0,04 =0,14M 
 
pOH=4,76+log଴,ଵସ
଴,ଶ଼ ⟹ pOH=4,76+log0,5 ⟺ pOH=4,76 – 0,3 ⟺ pOH=4,46 
pH + pOH=14 ⟹ pH=14 – pOH ⟺ pH=14 – 4,46 ⟺ pH=9,54 
 
c) Qual será o novo pH, se adicionar 0,02 moles de ião hidrónio? 
Com a adição de 0,05 mol, ocorre reacção entre estes iões e a base. Para tal determina-se a [H3O+] no volume total: 
[H3O+]=
଴,଴ଶ
଴,ହ =0,04 
 
A adição H3O+ faz com que [NH3] diminua em 0,04 M, pois há consumo da base e, consequentemente, a [NH4Cl] 
aumenta em 0,04 M. 
[NH3]=0,24 - 0,04 = 0,2 M [NH4Cl]=0,18 + 0,04 =0,22M 
 
pOH=4,76+log଴,ଶଶ
଴,ଶ ⟹ pOH=4,76+log1,1 ⟺ pOH=4,76 – 0,04 ⟺ pOH=4,72 
pH + pOH=14 ⟹ pH=14 – pOH ⟺ pH=14 – 4,72 ⟺ pH=9,28 
 
Solubilidade (S) e produto de solubilidade (Ks ou Kps) 
Solubilidade é a composição de uma solução saturada, traduzindo a proporção entre a massa ou quantidade de um 
soluto e a massa ou volume de um solvente, a uma dada temperatura. 
 Professor: Domingos Ezequiel Mendes 
 
A solubilidade de um sal em água é o resultado da interacção entre moléculas de água polares e os iões que 
constituem o cristal a dissolver. Duas forças determinam a extensão em que ocorre a dissolução: 
 Força de atracção entre moléculas de H2O e os iões do sólido: 
 Força de atracçãoentre as cargas opostas dos iões do sólido: 
 
Produto de solubilidade (Kps) 
É o produto das concentrações em mol/L dos iões existentes em uma solução saturada, estando cada concentração 
elevada à potência igual ao coeficiente do ião na equação de dissociação iónica correspondente. 
CxAy ⇌ xCy+ + yAx- [Cy+]x x [Ax-]y=Kps 
 
O valor de Kps é constante para cada substância, a uma determinada temperatura. Por exemplo, em soluções 
aquosas, a 25 °C, temos: 
a) FeS⇌ Fe2+ +S2-, em que: Kps de [Fe2+][S2-] = 5 .10-18 
b) CaF2⇌Ca2+ +2F-, em que: Kps = [Ca2+][F-]2= 4,9 . 10-11 
c) Ca3(PO4)2 ⇌ 3Ca2+ + 2 PO43-, em que: Kps = [Ca2+]3[PO43-]2=2,0 .10-29 
 
De modo geral, quanto menor for o valor de Kps, menos solúvel será a substância. 
 
Relação entre Kps ou Ks e a solubilidade molar 
Ex: Ag3PO4(s) ⇌ 3Ag+(aq) + PO43-(aq) Solubilidade molar de Ag3PO4=s 
 
Então no equilíbrio e pela estequiometria: [Ag+]=3s e [PO43-]=s 
Logo: Ks=[Ag+]3x[PO43-] será Ks=(3s)3.s ⟺ Ks=27s3.s⟺ Ks=27s4 
 
Ex: O produto de solubilidade do cloreto de cálcio (CaCl2) a 25ºC é igual a 4.10-12M3. Qual é a solubilidade deste 
sal? 
CaCl2 ⇌ Ca2+ + 2Cl- Ks=[Ca2+][2Cl-]2 ⟺ 4.10-12=X.(2X)2 ⟺ 4.10-12=4X3 ⟺ X = ටସ.ଵ଴షభమସయ ⟺ X=10-4 
 
Ex: Calcule a constante de produto de solubilidade de cloreto de prata sabendo que a sua solubilidade molar é igual 
a 1.10-5. 
AgCl(S) ⇌ Ag+(aq) + Cl-(aq) S=1.10-5 ⟺ Ks=S2 ⟺ Ks=(1.10-5)2 ⟺ Ks=1.10-10 
 
Previsão de formação de precipitado 
Uma importante aplicação do produto de solubilidade é a possibilidade de prever a formação de precipitado 
(sólidos depositados no fundo do recipiente da solução). 
 Professor: Domingos Ezequiel Mendes 
 
 
Sabe-se que o produto de solubilidade é determinado pelo produto das concentrações dos iões no equilíbrio, 
tratando-se de uma solução saturada (valores tabelados). 
 
No entanto, pode-se determinar o produto iónico (PI) em qualquer momento da formação do equilíbrio iónico dos 
sólidos. O produto iónico é determinado pelo produto das concentrações dos iões no equilíbrio, estando estes 
elevados aos respectivos coeficientes dos iões. 
 
Comparando o valor do produto iónico PI, com o produto de solubilidade Ks (cujo valores estão tabelados) 
podemos prever se no equilíbrio haverá formação de precipitado ou não. 
Generalizando, se: 
PI < Ks não ocorre a formação de precipitado 
PI= Ks temos uma solução saturada 
PI > Ks ocorre a formação de precipitado 
 
Ex: Haverá ou não formação de precipitado quando se misturam volumes iguais de cloreto de cálcio (CaCl2) 0,05M 
e sulfato de sódio (Na2SO4) 0,004 M? dados: Ks(CaCO3)=9.10-6 
Dados 
[CaCl2]=0,05 M CaCl2 + H2O → Ca2+ + 2 Cl- [Ca2+]i=[CaCl2]=0,05 M 
[Na2SO4]=0,004 M Na2SO4 + H2O → 2Na+ + SO42- [SO42-]i=[Na2SO4]=0,004 M 
V1=V2 Ca2+ + SO42- → CaSO4 [Ca2+]f=
଴,଴ହ
ଶ
= 0,025ܯ 
Ks(CaCO3)=9.10-6 CaCO3 → Ca2+ + SO42- [SO42-]f=
଴,଴଴ସ
ଶ
= 0,002ܯ 
Vt= V1+V2 
Com base nestas concentrações determina-se o produto iónico: 
PI=[Ca2+].[SO42-] 5.10-5 > 9.10-6 
PI=0,025 x0,002 PI > Ks ocorre a formação de precipitado 
PI=0,00005 
PI= 5.10-5