7 - Constante de Ionização do Ácido Fraco e de Dissociação da Base Fraca Cálculos de pH

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Química – Bacharelado 
(curso) 
 
Química Analítica 1 
(disciplina) 
 
 
Henrique Emilio Zorel Junior 
(professor) 
Universidade Tecnológica Federal do Paraná 
Câmpus Pato Branco 
Diretoria de Graduação e Educação profissional – DIRGRAD 
Departamento Acadêmico de Química – DAQUI 
Coordenação de Química – COQUI 
2 
Comportamento de Ácidos e Bases fracas 
em solução e Cálculos de pH 
 
É bom relembrar: 
 
- Classificação de ácidos e bases; 
- Ionização do ácido; 
- Dissociação da base; 
- Cálculos de concentração; 
- Estequiometria; 
- Equilíbrio Químico. 
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Orientações 
 
Como parâmetro para definição do limite de conteúdo a ser estudado, 
sugere-se como referência o livro Introdução à Semimicroanálise 
Qualitativa, do Prof. Baccan e colegas, item II.7. EQUILÍBRIOS 
ENVOLVENDO ÁCIDOS E BASES FRACAS. Editora Unicamp: 1988, 
2ª ed., pg. 50 a 58. 
 
Livros com conteúdo semelhante citados como bibliografia básica e 
complementar da disciplina no plano de ensino também podem ser 
seguidos. 
 
O estudo desse conteúdo NÃO elimina a necessidade de domínio dos 
conteúdos anteriores. 
 
Utilizem as listas de exercícios para fixação dos conceitos. 
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Introdução 
 
Os ácidos e bases fracas comportam-se em solução de maneira diferente 
dos ácidos e bases fortes, o que pode ser visualizado nas equações abaixo: 
 
 
Ácido Forte (qualquer) HX(aq) H
+
(aq) + X
-
(aq) 
 
Ácido Fraco (qualquer) HX(aq) H
+
(aq) + X
-
(aq) 
 
E 
 
Base Forte (qualquer) BOH(aq) B
+
(aq) + OH
-
(aq) 
 
Base Fraca (qualquer) BOH(aq) B
+
(aq) + OH
-
(aq) 
 
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Introdução 
 
O que se observa nas equações químicas anteriores é que os ácidos 
e bases fortes se ionizam e dissociam, respectivamente, de forma 
total. Ou seja, considera-se que essas substâncias estão apenas na 
forma de espécies iônicas em solução. 
 
Observa-se que o mesmo não ocorre com os ácidos e bases fracas, 
sendo que a ionização e a dissociação ocorrem de forma parcial, 
estabelecendo um equilíbrio químico entre as espécies iônicas e as 
substâncias de origem. 
 
Essa diferença DEVE ser notada e assimilada uma vez que ela 
retrata o comportamento das espécies e conduz à 
procedimentos matemáticos diferentes. 
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Determinação do pH de uma solução de ácido 
fraco (os ácido fortes já foram vistos). 
 
Pela equação química abaixo 
 
HX(aq) H
+
(aq) + X
-
(aq) 
 
Temos: 
 
 
O termo Keq pode ser substituído por Ka em referência ao ácido, ficando: 
 
 
 
 
Onde Ka é a Constante de Ionização do ácido fraco (tabelado). 
[H+] x [X-] 
[HX] 
Keq = 
[H+] x [X-] 
[HX] 
Ka = 
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https://educacao.uol.com.br/disciplinas/quimica/acidos-bases-constante-k-de-equilibrio-e-sua-relacao-com-a-forca-desses-compostos.htm 
Tabela: Constante de Ionização de alguns ácidos a 25 °C 
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Cálculo – Método 1 
 
Determine o pH de uma solução de ácido acético 0,1 mol L-1. 
 
A tabela anterior indica que a Ka = 1,74x10
-5 
 
HX(aq) H
+
(aq) + X
-
(aq) 
 
 início 0,1 0 0 
 equilíbrio 0,1 – x x x 
 
 
 
 1 
 
[H+] . [X-] 
[HX] 
Ka = 
x . x 
0,1 – x 
1,74x10-5 = 
Basta determinar x, que é 
[H+], para depois determinar 
o pH. 
 
Realize o cálculo 
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Cálculo – Método 2 (mesmos dados do método 1) 
 
Determine o pH de uma solução de ácido acético 0,1 mol L-1. 
 
A tabela anterior indica que a Ka = 1,74x10
-5 
 
HX(aq) H
+
(aq) + X
-
(aq) 
 
 início 0,1 0 0 
 equilíbrio 0,1 – x x x 
 
 
 2 
[H+] . [X-] 
[HX] 
Ka = 
x . x 
0,1 
1,74x10-5 = 
Considerando que a quantidade (x) 
dissociada é muito pequena em relação 
à concentração inicial, podemos 
desprezar o “x” no divisor. 
Determine o pH e compare com 
o valor obtido pelo Método 1. 
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Cálculo – Método 3 (mesmos dados dos métodos 1 e 2) 
 
Partindo do método 2 
[H+] . [X-] 
[HX] 
Ka = 
Ka . [HX] [H
+]2 = (Ka . [HX])
1/2 [H+] = 
Aplicando – log nos dois lados da igualdade, temos 
- log (Ka . [HX])
1/2 - log [H+] = - log [H+] = 
- log [H+] = 
pH = 
(- log (Ka . [HX])) 
2 
1 
((- log Ka ) + (-log [HX])) 
2 
1 
2 
1 ((- log Ka ) + (-log [HX])) 
Conhecendo o Ka e a [HX], 
determine o pH e compare o 
valor obtido com os métodos 
1 e 2. 
3 
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Sobre o ajuste matemático 
 
No Método 2 desconsideramos o valor de “x” em relação a concentração 
inicial do ácido, por considerar essa valor muito pequeno. Mas existe uma 
regra: 
 
Desvio = 
Onde 
 
Desvio = grau de ionização (%) 
x = concentração de íon H+ 
[HX] = concentração inicial do ácido 
 
Convencionalmente, se 
 
Desvio ≤ 5 desconsidera o valor de “x” 
Desvio > 5 não desconsidera o valor de “x” 
x 
[HX] 
. 100 
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Estabelecendo correlações matemáticas. 
 
Como visto anteriormente: 
 
 
 
 
 
Analogamente 
pH = - log [H+] [H+] = 10-pH 
pOH = - log [OH-] [OH-] = 10-pOH 
pKa = - log [Ka] 
Ka = 10
-pKa 
Muitas tabelas apresentam o valor de 
pKa e não de Ka. Com essa 
correlação é fácil determinar o valor 
desejado e necessário para proceder 
os cálculos. 
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Desafio 
 
Agora que você já entendeu o comportamento do ácido 
fraco em solução e como proceder os cálculos de pH, 
desenvolva o mesmo raciocínio para a base fraca. 
 
Para as etapas de cálculo, trabalhe com o hidróxido de 
amônio com concentração 0,1 mol L-1 e Kb = 1,8x10
-5. 
 
Onde Kb é a constante de dissociação da base fraca. 
 
Montem sempre a equação química!!! 
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Resolvam as listas de exercícios 
disponibilizadas e tragam as dúvidas.