Aula 05-EQUILIBRIO IONICO EM SOLUÇÃO AQUOSA-LAIS

Aula 05-EQUILIBRIO IONICO EM SOLUÇÃO AQUOSA-LAIS


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UNIVERSIDADE FEDERAL DO RIO DE JANEIRO
INSTITUTO DE QUÍMICA
DEPARTAMENTO DE QUÍMICA INORGÂNICA
COMPLEMENTOS DE QUÍMICA -IQG116
Profª Laís Ferreira de Castro
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Contatos
 E-mail pessoal: 
laisfcastro@gmail.com
laisferreiradecastro@hotmail.com
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 Princípios de Química: Questionando a Vida Moderna e o Meio Ambiente / Peter Atkins, Loretta Jones; tradução Ricardo Bicca de Alencastro.\uf02d3.ed.\uf02dPorto Alegre: Bookman, 2006.
	Capítulo 10- Ácidos e Bases
	Capítulo 11- Equilíbrios em água
Bibliografia recomendada
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Tópicos abordados na aula
Introdução
Conceito de pH e pOH
Ionização de ácidos e bases fracos
Efeito do íon comum
Indicadores
Soluções Tampão
Produto de solubilidade
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Introdução
Vimos qualitativamente na aula de ácidos e bases que os íons hidrônio, H3O+, estão presentes na água.
Agora devemos expressar quantitativamente essa concentração e verificar como ela está relacionada com a concentração do ácido ou da base na solução.
A molaridade dos íons H3O+ pode variar em muitas ordens de grandeza nas soluções: em algumas pode ser maior do que 1mol/L e, em outras, menor do que 10-14mol/L.
Então, os químicos evitam a dificuldade de lidar com essa faixa extensa de valores usando logaritmos.
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Conceito de pH
Indica-se a molaridade do íon hidrônio em solução em termos do pH da solução, isto é, o logaritmo negativo (na base 10) da molaridade dos íons hidrônio: 
pH = -log [H3O+]
Assim, o pH da água pura, em que a molaridade dos íons H3O+ é 1x10-7mol/L, em 25°C, é
pH = -log (1x10-7) = 7
pH: potencial hidrogeniônico
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A escala de pH foi introduzida pelo químico dinamarquês Soren Sørensen, em 1909, em seu trabalho de controle de qualidade da fabricação de cervejas, e é agora usada na ciência, medicina e engenharia.
O valor negativo do logaritmo é usado para permitir que a maior parte dos valores de pH sejam números positivos.
A maior parte das soluções usadas em química tem pH no intervalo de 0 a 14, mas valores fora dessa faixa são possíveis
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O sinal negativo na definição do pH significa que, quanto maior for a concentração molar de H3O+, menor será o pH:
O pH da água pura é 7.
O pH de uma solução ácida é menor do que 7.
O pH de uma solução básica é maior do que 7.
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Exemplo: Calcule o pH para as seguintes situações
Sangue humano, no qual a molaridade dos íons H3O+ é igual a 4,0x10-8mol/L
Solução aquosa de HCl 0,020M
Solução aquosa de KOH 0,040M
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Para converter o pH em molaridade de H3O+, invertemos o sinal do pH e tomamos seu antilogaritmo:
[H3O+] = 10-pH mol.L-1
Exemplo: Qual é a concentração de íon hidrônio em uma solução cujo pH é 4,83?
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Conceito de pOH
O pOH é conveniente para expressar as molaridades dos íons OH- em solução, sendo definido como:
pOH = -log [OH-]
pH: potencial hidroxiliônico
Assim, o pOH da água pura, em que a molaridade dos íons OH- é 1x10-7mol/L, em 25°C, é
pOH = -log (1x10-7) = 7
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pH e pOH
Os valores de pH e pOH estão relacionados.
A partir da constante de autoprotólise da água:
Kw = [H3O+][OH-]
Tomando o logaritmo de ambos os lados:
log[H3O+]+log[OH-]=logKw
Multiplicando os dois lados por -1:
-log[H3O+]-log[OH-] = -logKw
pH + pOH = pKw
pH + pOH = 14
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Ionização de ácidos e bases fracos
Uma substância é classificada como ácido forte se o equilíbrio de transferência de próton encontra-se fortemente a favor da doação para a água.
 Então, uma substância com pKa <0 (correspondendo a Ka > 1 e normalmente Ka>> 1) é um ácido forte.
Uma substância com pKa>0 (correspondendo a Ka< 1) é classificada como ácido fraco; para tais espécies, o equilíbrio de transferência de próton encontra-se a favor do ácido não-ionizado.
Uma base forte é uma espécie que está totalmente protonada em água.
Uma base fraca está apenas parcialmente protonada em água.
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Soluções de Ácidos Fracos
Calcular o pH de uma solução de um ácido fraco
A concentração inicial do ácido é a concentração em que ele foi preparado, como se as moléculas ácidas não tivessem doado prótons.
No caso do ácido forte, a concentração de H3O+ em solução é igual à concentração inicial do ácido forte porque todas as moléculas do ácido estão desprotonadas.
Entretanto para encontrar a molaridade de H3O+ nas soluções de ácidos fracos, temos de levar em conta o equilíbrio entre o ácido HA e a base conjugada A-.
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Exemplo: Calcule o pH e a percentagem de deprotonação de 0,10M de CH3COOH(aq) sabendo que a constante Ka do ácido acético é 1,8x10-5.
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Soluções de Bases Fracas
Calculamos o pH das soluções de bases fracas da mesma forma que calculamos o pH das soluções de ácidos fracos.
Exemplo: Calcule o pH e a percentagem de protonação de uma solução 0,20M de metilamina, CH3NH2, em água. A constante Kb é 3,6x10-4.
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Efeito do íon comum
O efeito do íon comum é a redução da solubilidade de um sal pouco solúvel por adição de um sal solúvel que tenha um íon em comum com ele.
Supondo que temos uma solução saturada de cloreto de prata em água:
AgCl(s) \u21cc Ag+(aq) + Cl-(aq)
Kps = [Ag+][Cl-]
Se adicionarmos NaCl, a concentração dos íons Cl- aumenta.
Assim o equilíbrio é deslocado para a esquerda, favorecendo a formação do AgCl.
Então a solubilidade do AgCl é menor em uma solução de NaCl do que em água pura.
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A remoção de um íon tem o efeito oposto: serve para dissolver precipitados.
Exemplo: Estime a solubilidade do cloreto de prata em 0,10M de NaCl(aq).
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Indicadores
Um indicador ácido-base é um corante, solúvel em água, cuja cor depende do pH.
A mudança de cor ocorres porque é um ácido fraco que tem uma cor na forma de ácido HIn e outra na forma de base conjugada In-.
Como é um ácido fraco, o indicador participa de um equilíbrio de transferência de próton:
HIn(aq) + H2O(l) \u21cc H3O+(aq) + In-(aq)
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Os indicadores mudam de cor próximo a pH = pKIn
O indicador escolhido deve ter seu ponto final próximo ao ponto estequiométrico da titulação.
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O papel indicador universal (PIU), são tiras de papel que apresentam distintas cores para cada pH de 1 a 14. Quando pingamos uma gota da solução no papel ocorre diferentes reações com as substancias presentes no papel e muda de cor conforme o pH de cada solução, existe uma tabela que serve para compararmos a cor encontrada com o seu respectivo pH.
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Papel de tornassol
O papel de tornassol é um papel onde está presente uma tinta orgânica que muda de cor na presença de ácidos e bases, é usado apenas para indicar se uma solução é acida ou básica, existem dois tipos de papel de tornassol o azul e o vermelho, o primeiro fica vermelho quando pingamos uma gota de solução acida e o segundo fica azul quando pingamos uma Gota de solução básica, Isso ocorre porque os íons reagem mudando o arranjo dos átomos e assim mudando a cor da tinta presente no papel.
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Medidor de pH
O medidor de pH ou pHmetro consiste em um eletrodo acoplado a um potenciômetro. O medidor de pH é um milivoltímetro com uma escala que converte o valor de potencial do eletrodo em unidades de pH. Este tipo de elétrodo é conhecido como eletrodo de vidro, que na verdade, é um eletrodo do tipo &quot;íon seletivo&quot;. 
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Soluções Tampão
Solução tampão ou tampão é uma solução em que o pH tende a permanecer constante mesmo após a adição de ácidos ou bases fortes.
Tampão ácido: é uma solução, em água, de um ácido fraco e sua base conjugada na forma de sal. Estabiliza as soluções com pH<7. Ex: ácido acético e acetato de sódio (HAc/NaAc).
Tampão básico: é uma solução, em água, de uma base fraca e seu ácido conjugado na forma de sal. Estabiliza as soluções com pH>7. Ex: amônia e cloreto de amônio (NH3/NH4Cl).
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Nos processos biológicos
Nos processos biogeoquímicos
Na indústria de alimentos
Importância do sistema Tampão
pH do sangue deve estar entre 7,37 e 7,45
Acidose (baixo pH) e Alcalose (alto pH)
CO2/H2CO3/HCO3- (Respiração)
H2PO4-/HPO42-(Processo enzimáticos)
Ácidos e bases controlam acidez e alcalinidade de vários produtos alimentícios (aditivos).
pH da água/Lixiviação do sedimento;
Chuva ácida/ solo (tampão);
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Cristina Oliveira
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