Ácido base 3

Prévia do material em texto

Determine o pH resultante da mistura de 20 ml de uma 
solução 0,1 M de ácido acético (CH3COOH) com 10 ml de 
NaOH 0,1 M 
. É necessário calcular as concentrações após a mistura uma vez que estas se alteraram uma vez que o 
número de moles se manteve e o volume final aumentou
40ml NH3 0,1M 20 ml HCl 0,1M 
Demonstração do Problema 6 c - soluçãoTampão
Determine o pH resultante da mistura de 40 ml de uma solução 0,1 M de amónia NH3 
com 20 ml de ácido Cloridríco 0,1 M 
Mc
Mc
HCL
NH
0333,0
2040
201,0
0667,0
2040
401,0
3








A reação de uma base fraca com um ácido forte é uma 
Reação de Neutralização que se processa por etapas
NH3 + H2O NH4
+ + OH- Kb=1,76 x10-5
HCl + H2O Cl
- + H3O
+ reacção completa (total) 
H3O
+ OH- 2H2O Ke=1/Kw=1x10
14
NH3 + HCl NH4
+ + Cl- reacção completa (total)
A reação final é completa (total) pois resulta da soma das reacções sendo a sua 
constante de equilíbrio o produto das constantes de equilíbrio das reações parcelares
Reação de Neutralização (completa)
NH3 + HCl NH4
+ + Cl-
0,0667 0,0333M 0 0 Início
0,0667-0,0333M 0 0,0333M 0,0333 M Final
Ficamos assim depois da reação de neutralização com uma base fraca e com o seu ácido conjugado, temos
portanto uma solução cujo pH não varia significativamente com a adição de pequenas quantidades de ácido ou
Base - Solução Tampão-
Para o calculo do pH tanto se pode usar o Ka como o Kb no entanto é preciso determinar
a concentração de equilíbrio do ácido e da base conjugada para as substituir no Ka ou no Kb do mesmo par
conjugado ácido/ Base. Deste modo:
equação 1 NH3 + H2O NH4
+ + OH- Kb=1,76 x10-5
0,0334M
equação 2 NH4
+ + H2O NH3 + H3O
+ Ka=1x10-14/Kb= 5,68x10-10
0,0333M
onde se podem descrever os seguintes balanços de massas:
[NH3]=0,0334 - [OH
-]+[H3O
+] dado que na equação 1 a base desaparece numa quantidade equivalente ao OH- formado e na equação 2
forma-se a base fraca numa quantidade equivalente ao H3O
+
[NH4
+]=0,0333]-[H3O
+] + [OH- ] dado que na equação 2 o ácido desaparece numa quantidade equivalente ao H3O+ e na equação 1
é formado numa quantidade equivalente ao OH-
Se substituirmos estas expressões no ka ou kb teremos uma equação do terceiro grau no entanto sabemos que:
a ionização do ácido pode desprezar-se quando C acido/Ka1000 podendo desprezar-se [H3O+] nas expressões das 
concentrações de equilíbrio.
a ionização do base pode desprezar-se quando C base/Kb1000 podendo desprezar-se [OH-] nas expressões das 
concentrações de equilíbrio. Assim para este caso concreto:
Cacide/Ka= 0,0333M/5,68x10
-101000 peut être ignoré [H3O
+]
Cbase/Kb= 0,0334M/1,76x10
-51000 peut être ignoré [HO-] 
Deste modo:
[NH3]=0,0334 - [OH
-]+[H3O
+]
[NH4
+]=0,0333]-[H3O
+] + [OH- ]
Fazendo os cálculos pelo Ka
NH4
+ + H2O NH3 + H3O
+
25,91068,5
1068,5
0334,0
0333,01068,5
][
][
][
][
]][[
10
10
10
3
4
3
4
33













LogpH
NH
NHKa
OH
NH
OHNH
Ka
Ka