Misturas acido fortes ou bases fortes e fracos - grau de dissociação

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Química analítica farmacêutica – aula 6
Universidade Federal do Rio de Janeiro
Instituto de Química
MISTURAS DE ÁCIDOS FORTES (OU BASES FORTES)
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O valor do pH (ou pOH) será calculado a partir da concentração total
de H+ (ou de OH-) na solução (SOMA DAS CONCENTRAÇÔES DE
CADA ACIDO OU CADA BASE).
Exemplo: Calcular o pH da solução obtida pela mistura de 100,00
mL de HCl 0,30 M com 200,00 mL de HNO3 0,45M.
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MISTURAS DE ÁCIDOS FORTES (OU BASES FORTES)
Exemplo: Calcular o pH da solução obtida pela mistura de 100,00
mL de HCl 0,30 M com 200,00 mL de HNO3 0,45M.
Resolução:
Vf = 300,00mL
[HCl] = 0,30 x 100,00/300,00 = 0,10M
[HNO3] = 0,45x200,00/300,00 = 0,30M
[H+] final = [H
+] HCl + [H
+] HNO3 = 0,10 + 0,30 = 0,40 M
pH= - log [H+] = - log 0,40  pH = 0,40
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MISTURAS DE ÁCIDOS FORTES COM BASES FORTES)
Quando se mistura um ácido com uma base, eles imediatamente
reagem entre si pela reação de neutralização. O pH da solução vai
depender de quem estiver em excesso.
EXCESSO de ácido  solução ácida  pH7  pH= - log [H+]
EXCESSO de base  solução básica  pH7  [H+] = 10-pH
QUANTIDADES EQUIVALENTES  solução neutra  pH=7  [H+] = 10-pOH
Exemplo: Calcular o pH da solução formada pela mistura de 2,0 mL
HNO3 com pH = 3 e 3,0 mL de NaOH com pH = 10.
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Exemplo: Calcular o pH da solução formada pela mistura de 2,0 mL HNO3 com pH =
3 e 3,0 mL de NaOH com pH = 10.
Resolução: Concentrações iniciais :
HNO3  pH= 3  [H
+] = 10-3 M
NaOH  pH= 10  pOH=4  [OH-] = 10-4 M
Após a mistura, volume final = 5,0 mL
[H+] = [ HNO3 ] = 2 x 10
-3 /5,0 = 4 x 10-4 M
[OH-] = [ NaOH ] = 3 x 10-4 /5,0 = 0,6 x 10-4 M
HNO3 + NaOH = Na
+ + NO3
- + H2O
i 4,0 x 10-4 0,6 x 10-4
r - 0,6 x 10-4 - 0,6 x 10-4
f 3,4 x 10-4 -
[H+] final = 3,4 x 10-4 M  pH= 3,47
MISTURAS DE ÁCIDOS FORTES COM BASES FORTES
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ÁCIDOS E BASES FRACAS
São eletrólitos fracos, ou seja, sofrem dissociação parcial em
solução aquosa permanecendo, na maior parte, na forma não
dissociada.
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1. ÁCIDOS MONOPROTICOS FRACOS
HA + H2O = H3O + A
-
HAc = H+ + Ac-
Ka = H+ + Ac-/[Hac]
Exemplos:
ácido formula Ka
Acido acético CH3COOH 1,75 x 10 -3
Acido benzoico C2H5COOH 6,30 x 10 -5
Acido fórmico HCOOH 1,76 x 10-5
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Calcule o pH de solução de ácido acético 10 -3 M , Ka = 1,75 x 10 -5
1 Resolução:
Hac = H+ + Ac-
i 10 -3 - -
r x x x
f 10 -3- x x x
Ka = H+ + Ac-/[Hac]
1,75 x 10 -5 = x2 / (10-3 – x)  x= 1,26 x 10 -4 M = [H+] = [Ac-]
pH= - log (1,26 x 10 -4 ) = 3,9
Se Ca ≥10 3 Ka  Ca –x semelhante Ca
2 Resolução:
pKa = -log Ka  -log 1,75 x 10 -5 = 4,75
pH = ½ pKa – ½ log Ca
pH = 2,38- ½ log 0,001  2,38 – (-3/2). log 10 = 2,38 –(-1,5) = 3,88  3,9
Presenca de ácidos fortes
Ex: HAC + HCl
Hac = H+ + Ac- HCl = H+ + Cl-
Efeito do íons comum
[H+] aumenta desloca o equilíbrio para esquerda
Presenca de bases fracas
Ex: HAC + NaOH
Hac = H+ + Ac- NaOH = Na+ + OH-
Na verdade, HAC + NaOH = Ac- + Na+ + H2O
A [Ac-] produzida é maior que se o Hac estivesse sozinho. A
dissociação do ácido forte é maior na presença de base forte.
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FATORES QUE AFETAM O EQUILÍBRIO
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FATORES QUE AFETAM O EQUILÍBRIO
Efeito do ion comum
Ex: HAC + NaAc
Hac = H+ + Ac- NaAc = Na+ + Ac- (Efeito do íons comum)
O ácido fraco se dissocia menos na presença de seu sal.
GRAU DE DISSOCIAÇÃO
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 = numero de moléculas dissociadas / numero total de moléculas
 = numero de mols dissociadas / numero de mols total
 = C dissociadas / Ca
PORCENTAGEM DE DISSOCIAÇÃO:  % =  100% 
Exemplo 1: Calcular o pH e % de dissociação do Hac 0,10M, Ka 1,75 x 10-5 .
Hac = H+ + Ac-
i 10 -3 - -
r x x x
f 10 -3- x x x
Ka = H+ + Ac-/[Hac]
1,75 x 10 -5 = x2 / (0,1 – x)  x= 1,32 x 10 -3 = [H+] = [Ac-] = 2,9
Ca  10 3 Ka 
 %= 1,32 x 10-3 x 100 / 0,1   = 1,32 % 
Exemplo 2: Calcular o pH e % de dissociação do Hac 0,001 M, Ka 1,75 x 10-5 .
Quanto + concentrado for o ácido menor o grau de dissociação 
[H+] = [Ac-] = 1,26 x 10-4 M  % = 1,26 x 10-4/ 1,0 x 10-3 x 100 = 12,6% 
MISTURAS DE BASES FRACAS E FORTES
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Exemplo: Calcular o pH e a % de dissociação das soluções a seguir:
a) Hidrazina 5,0 x 10-3 M  Kb = 9,5 x 10-7 M
b) 50,00 ml de KOH 0,10M + 50,00 mL de hidrazina 0,01M
N2H4 + H2O = N2H5
+ + OH-
i 5,0 x 10-3 x x
eq 5,0 x 10-3 - x x x
9,5 x 10-7 = x2 / (5,0 x 10-3 –x)  x2 = 4,75 x 10-9  x= 6,9 x 10-5 M = [OH-] = [N2H5
+]
 % = 6,9 x 10-5/ 5,0 x 10-3 x 100 = 1,4%
pOH = 4,16 e pH=9,84 
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ACIDOS POLIPROTICOS
São aqueles que apresenta mais de um H+ ionizável. O número
de etapas é igual ao número de hidrogênios ácidos do ácido
políprotico. Ex: H3PO4, H2S,H2CO3...
Cada etapa de dissociação ocorre em extensão menor que a
anterior (KnKn-1) devido à crescente dificuldade de retirar
prótons de espécies aniônicas.
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EQUILIBRIO DE ÁCIDOS DIPRÓTICOS
H2A = H
+ + HA  Ka1
HA = H+ + A-  Ka2
Ka1Ka2
Se Ka1≥ 10
3 Ka2 pode-se considerar que a 1 etapa de dissociação 
será a principal geradora de H+ na solução.
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CALCULO DE PH DE SOLUÇÃO DE ÁCIDOS DIPRÓTICOS
Exemplo: Calcular o pH e as concentrações de todas as espécies em equilíbrio numa
solução de H2CO3 0,1 M Ka1= 4,2 10
-7 e Ka2= 4,8 x 10-11.
1 etapa - H2CO3 = H
+ + HCO3-
i 0,1 x x
eq 0,1 - x x x
Ka1= [H
+] x [HCO3- ] / [H2CO3]  4,2 10
-7 = x2 / 0,1 –x  x = 2,05 x 10 -4M.
pH= 3,69
2 etapa - HCO3
- = H + + CO3-
2
i 2,05 x 10 -4 2,05 x 10 -4 -
eq 2,05 x 10 -4 - y 2,05 x 10 -4 + y y
Ka2= [H
+] x [CO3-
2 ] / [HCO3
-]  4,8 10 -11 = (2,05 x 10 -4 + Y ) Y/ 2,05 x 10 -4 – y
Y= Ka2  y= CO3
-2 = 4,8 10 -11 ; HCO3
- = 2,1 10 -4 ; [H2CO3] = 0,10- 2,05 x 10 -4
= 9,98 x 10-2 = 0,10M
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EQUILIBRIO DE ÁCIDOS TRIPRÓTICOS
H3PO4 = H
+ + H2PO4
-  Ka1 = 7,5 x 10 
-3.
H2PO4
-1 = H+ + HPO4
-2  Ka2 = 6,2 x 10 
-8.
HPO4
2- = H+ + PO4
-3  Ka1 = 4,8 x 10 
-13.
Calcular o pH e as concentrações das espécies em equilíbrio 
numa solução 0.10M H3PO4.