Baixe equilibrio ionico e outras Notas de estudo em PDF para Química, somente na Docsity!
Por que precisamos conhecer este assunto?
Os ácidos e bases são os dois tipos mais comuns de substâncias existentes no
laboratório e no mundo quotidiano. Precisamos saber como reconhecê-los, quais são as
suas reacções características. Veremos que o controle da acidez das águas da chuva, das
águas naturais dos lagos e rios, e da água corrente fornecida nas cidades é necessário
para a sociedade humana.
Quase todos os produtos de consumo que nos rodeiam como; tecidos sintéticos, metais,
plásticos – fizeram uso de ácidos e bases no decorrer da sua fabricação. No laboratório,
muitas das reacções que os químicos realizam para estudar as propriedades das matérias
ou identificar e criar novas classes de matéria envolvem ácidos e bases.
Teoria de ácido – base
Evolução de conceitos
Durante bastante tempo, ácidos e bases foram definidos tendo em conta algumas
propriedades detectadas pelos sentidos: um ácido era azedo (como por exemplo
vinagre) e uma base escorregadia ao tacto (como por exemplo o sabão).
Estas definições apresentavam, contudo, muitas insuficiências. Foram necessários os
trabalhos de Arrhenius e de Ostwald, para dar origem a uma teoria sobre ácidos e bases
baseada na composição e em grupos funcionais dessas substâncias.
▲ 1 – Dissociação ( Ionização)
Suponha que você coloque sal de cozinha em um copo com água.
Que acontece?
Como você sabe, o sal se dissolve.
De acordo com Arrhenius, determinadas substâncias, quando dissolvidas em água, são
capazes de se dissociar (separar) dando origem a partículas com cargas positivas (os
catiões), e partículas com cargas negativas (os aniões).
▲ 1.1 - Dissociação electrolítica (Iónização):
é a decomposição (separação) de um electrólito em iões.
XY → X+^ + Y -
▲ 1.2 - Os electrólitos que se dissociam de uma forma completa dizem-se fortes.
Exemplo -1: NaCl → Na +^ + Cl –
▲ 1.3 - Os electrólitos que se dissociam de uma forma incompleta dizem-se fracos.
♦ Nestas soluções estabelece-se um equilíbrio entre as partículas não dissociadas
e iões resultante desta dissociação.
Exemplo – 2:
Numa solução de ácido acético (HCH3COO) estabelece-se o equilíbrio seguinte:
HCH 3 COO + H 2 O ↔ H +^ + CH 3 COO -
Uma solução electrolítica é electricamente neutra, ou seja, o número total de
cargas positivas na solução deve ser igual ao número total de cargas negativas.
Exemplo -
Represente o processo de dissociação (ionização) dos compostos seguintes em água:
A. NaBr b) K 2 SO 4 c) CaCl 2 d) Al 2 (SO 4 ) 3
Resolução:
a) NaBr + H 2 O → Na +^ + Br -
b) K 2 SO 4 + H 2 O → 2K +^ + SO 4 2-
c) CaCl 2 + H 2 O → Ca 2+^ + 2Cl -
d) Al 2 (SO 4 ) 3 + H 2 O → 2Al 3+^ + 3 SO 4 2-
Eletrólito: substância cuja solução conduz corrente elétrica. Iões: partículas com carga positiva ou negativa
HCH 3 COO + NH 3 CH 3 COO -
+ NH 4 +
♦ Na reacção directa o HCH3COO comporta-se como um
ácido de Bronsted
entregando o H+^ ao NH 3 que se comporta como uma base recebendo este protão
(H+^ ).
♦ Na reacção inversa (da direita para esquerda) o catião NH 4 +^ cede o H +
comportando-se como um ácido, ao passo que o anião CH 3COO-^ recebe o H+
comportando-se como uma base.
♦ Os pares HCH 3COO / CH 3COO-^ e NH 3 / NH 4 +^ são chamados de pares ácido-
base
conjugados, ou seja:
♦ O HCH 3COO é o ácido conjugado da base CH 3COO-^.
♦ O NH 3 é a base conjugada do ácido NH 4 +
✓ Os ácidos segundo a teoria de Bronsted são na maior parte dos casos moléculas
neutras (HCI, H2O etc.) ou catiões (NH 4 +^ +, H 3O +, etc.) ..
✓ As bases podem ser aniões (Cl-^ , OH-^ , etc.) ou moléculas neutras (NH3,
H2O,etc.).
Ex- (para1.5): Escreve as fórmulas dos ácidos ou bases conjugadas das seguintes partículas em solução aquosa: a) H 2 S b)CO 3 2-^ c)OH -^ d) H 3 O +^ e) SO 4 2-^ f) Cl -
Resolução:
a) H 2 S + H 2 O ↔ HS -^ + H 3 O +^ o HS-^ é a base conj. do ácido H 2 S.(HS -^ /H 2 S).
b) CO 3 2-^ + H 2 O ↔ HCO 3 -^ + OH -^ o HCO 3 -^ é o ácido conj. da base CO 3 2-^. ( HCO 3 - / CO 3 2-^ )
c) OH –^ é a base conjugada do ácido H 2 O. (OH – /H 2 O)
d) H 3 O +^ é o ácido conjugado da base H 2 O. (H 3 O +^ /H 2 O) e) SO 4 2-^ é a base conjugada do ácido HSO 4 - .( SO 4 2-^ / HSO 4 - ) f) Cl-^ é a base conjugada do ácido HCl. (Cl-^ /HCl)
▲ 1.5.1. Se um determinado ácido for fraco, a sua base conjugada será forte, e vice-
versa.
▲ 1.6 – Constante do produto iónico da água (KW )
Na água ocorre a seguinte reacção reversível:
H 2 O ↔ H +^ + OH -
Aplicando a lei de acção das massas ao equilíbrio, vem
Pesquisa de turma: teoria de ácido – base segundo Lewis
Medições efectuadas a 25 ºC indicam que;
Note-se que a quantidade de moléculas de água que sofre ionização não é extremamente
elevada pelo que se pode considerar
Esta constante de equilíbrio (KW ) é o produto iónico da água
Que a 25 ºC é
Ou seja
O produto iónico da água aumenta com a temperatura isto é, só depende da
temperatura.
Só a 25 ºC é que K W é igual a 1,0x10 -
▲ 1.7 - Se numa solução a concentração de H+^ for igual a concentração de OH - ,
a
solução será Neutra.
[H +^ ] = [OH -^ ] => Solução Neutra.
▲ 1.8 - Se numa solução a concentração de H+^ for maior que a concentração de OH -^ ,
a
solução será Ácida.
[H+^ ] > [OH -^ ] => Solução Ácida.
▲ 1.9 - Se numa solução a concentração de H +^ for menor que a concentração de OH - ,
a
solução será Básica.
[H+^ ] < [OH - ] => Solução Básica.
Devemos sempre nos recordar que o valor de Kw vária com a temperatura, só 25°C é
que Kw = 1,0xl0-
.
EQUILÍBRIO DE ÁCIDO – BASE
Vimos atrás que os electrólitos que se dissociam nas suas soluções de uma forma
incompleta dizem-se Fracos, e que nestas soluções estabelece-se um equilíbrio entre as
moléculas não dissociadas e os iões resultante desta dissociação.
Por exemplo numa solução de ácido acético,HCH3COO (que é um ácido fraco)
estabelece-se o equilíbrio seguinte:
HCH 3 COO + H 2 O. H +(aq) + CH 3 COO - (aq)
Cuja constante de equilíbrio de dissociação (Kd) é dada por
▲ 2.3 - O grau de dissociação (simbolizado habitualmente por α) é
definido
como sendo o quociente (divisão) do número de mol ionizados (x) pelo número
total de mol posto na soluçãoW (C).
▲ 2.4 - Lei de diluição de Ostwald.
♦ Ostwald teve a ideia de exprimir as concentrações que aparecem na expressão da
constante de equilíbrio em termos de grau de dissociação (ionização).
Considere o equilíbrio de dissociação iónica no caso mais simples, do electrólito do tipo HX
vem o esquema:
HX ↔ H+^ + X –
Concentração inicial C 0 0
Variação da concentração - x + x + x
Conc. no equilíbrio (fim) C – x x x
Sendo implica que o numero de moleculas dissociadas logo teremos:
HX ↔ H +^ +
X –
Conc. no equilíbrio (fim) C – αC αC αC
Se o grau de dissociação for consideravelmente inferior a 1 ( ou se K, é bastante
pequeno, o valor de α também será pequeno) em cálculos aproximados pode-se
considerar que 1- α ≈ 1 e vem a expressão simplificada:
♦ Esta relação é conhecida como expressão da lei da diluição de Ostwald e mostra
que o grau de dissociação esta inversamente proporcional a raiz quadrada da concentração do
electrólito.
Cálculos das concentrações das espécies em equilíbrio.
Nos cálculos de equilíbrio a que considerar os seguintes casos (em alguns casos
usaremos o ácido acético no lugar de outros ácidos fracos):
▲ 2.5 - Solução de acido acético (HCH 3 COO) em água.
Quando a molécula de HCH3COO se dissocia, forma-se um H +^ e
um CH 3COO -^ ,
considerando que o H+^ fornecido pela agua é desprezível e que a
única fonte dos
iões H +^ é o acido acético.
Nesta solução a:
E que estas concentrações podem ser calculadas através da seguinte expressão:
Ex- (para 2. 5):
Dada uma solução de HCH 3 COO á 0,01M. Sabendo que Ka (HCH 3 COO) = 1,8x10 - 5 a) Qual é a concentração (no equilíbrio) dos iões H+^ e CH 3 COO –^ nesta solução?
b) calcule o grau de dissociação (ionização) deste ácido.
Resolução:
1º Método:
a) HCH 3 COO + H 2 O. H +(aq) + CH 3 COO-(aq )
Concentração inicial 0,01 0 0
Variação da concentração - x + x + x
Conc. no equilíbrio (fim) 0,01 – x x x
Como [ H+^ ] = [ CH 3 COO - ] então a [ CH 3 COO -^ ] = 4,2x10 -4M.
2º Método:
▲ 2.6 - Solução contendo o acido (HCH 3 COO) e o sua base
conjugada (CH 3 COO -^ ).
Despreza-se por ser extremamente pequena
▲ 2.8 - Quando se mistura um acido forte
com um ácido fraco, considera-se como fonte
dos iões H +^ o ácido forte, sendo desprezado a
contribuição de H +^ proveniente do
ácido fraco.
HX (fraco) ↔ H+^ + X-
HY (forte) → H +^ + Y-
Ex- (para 2.8) : Calcule a [CH 3 COO -^ ] de uma solução que contem simultaneamente 0,100 M de H CH 3 COO e 0,050 M de HCl. Dada Ka(HCH 3 COO) = 1,8x10 -
Resolução:
De acordo com 2.7 podemos escrever que [H + ] = [HCl] = 0,05M
HCH 3 COO + H 2 O. ↔ H + (aq) + CH 3 COO - (aq)
▲ 2.9 - Em uma solução contendo dois ácidos fracos, será considerada como
fonte
primária de H+^ o mais forte dos dois, a não ser que as duas K sejam muito próximas.
Ex. (para 2.9): Calcule a concentração de CN-^ de uma solução que! é simultaneamente 0,100 M de HCH 3 COO (Ka = 1,8x10 -5^ ) e 0,200 M HCN (K; = 4,8x10-10^ )
Resolução:
HCH 3 COO + H 2 O. ↔ H +(aq) + CH 3 COO - (aq) Ka = 1,8x10 -
HCN + H 2 O. ↔ H +(aq) + CN - (aq) Ka = 4,8x10 -
Este problema é semelhante ao anterior o HCH 3 COO (por ser mais forte) predomina sobre o HCN (que é mais fraco) na formação de [H+^ ] que se calcula através da expressão seguinte:
▲ 3.1 - Para calcular a [H +] usa-se a expressão:
Despreza-se por ser extremamente pequena
Ex: (para 3.1.2): Calcule a [H+^ ] na solução aquosa de 0,010 M de ácido cloroacetico (HCH 2 CICOO). Dada Ka = 1,36x10 -
Resolução:
ACIDEZ E BASICIDADE DE SOLUÇÕES AQUOSAS – PH e POH.
Como a concentração de H +^ constitui um critério para a determinação da acidez,
basicidade ou neutralidade de uma solução, mais a maior parte dos sistemas aquosos, os
valores da concentração de H+^ são extremamente pequenos, por esta razão foi
introduzido o termo PH (também usaremos o termo POH).
▲ 3.2 - O PH e POH de uma solução são definidos pela relação:
▲ 3.3 - Em uma solução:
* Neutra PH=7 * Ácida PH < 7 * Básica PH > 7
Á 25 ºC PH+POH=
3.4 - Cálculos de PH de Ácidos e de Bases Fortes ou Fracos.
▲ 3.4.1- PH de uma solução aquosa de ácidos fortes.
✓ O ácido forte é aquele que se dissocia quantitativamente (completamente) em
iões. Por isso, para um ácido forte (HCl0 4, HCI, HBr, HI, HN0 3, H 2SO 4 etc.)
[H+^ ] = Ca
E para ácido diprótico [H+] = 2xC a
Ex-(para 3.4.1): Calcule o PH de uma solução aquosa de: a) HCI 0,01 b) H 2 S0 4 0,01 M
a. Sendo o HCl um ácido forte teremos que [H +^ ] = [HCl] = 0,01M
cada um, cujas concentrações finais podem ser calculadas através da expressão:
C 1•V 1 = C 2•V 2
Caso V 1 = V 2 teremos que
Sendo que
Ex- (para 3.4.4): Calcule o PH da solução obtida por mistura de volumes iguais de HCl 0,5 M e HCI0 4 0,1 M.
Resolução: Depois da mistura os ácidos passam a ter as seguintes concentrações:
Obs-3: O mesmo raciocínio é aplicado também para bases fracas e fortes.
3.5 - Comportamento Ácido-Base de soluções Aquosas de
Sais. Hidrólise
Ácidos reagem com as bases, com a formação de um sal e água (reacção de
neutralização) ou seja na solução [H +^ ] = [HO-^ ].
♦ Existe sais cujas soluções têm carácter ácido e outras têm carácter básico.
Isto deve-se ao que se seus iões reagem com água provocando um deslocamento no seu
equilíbrio, e as concentrações de H+^ e de OH –^ deixam de ser iguais, portanto a solução
deixam de ser neutra.
▲ 3.5.1 – Hidrolise é a reacção dos iões de um sal com o solvente – água – com
a formação de H+^ ou de OH -.
✓ Quando o NaCH3COO é dissolvido em água sofre a seguinte dissociação:
NaCH 3 COO + H2O → Na +^ + CH 3 COO –
A espécie Na+^ é um ácido conjugado de uma base bastante forte (NaOH), pelo que não
reagirá com a água. No entanto, algo de diferente de passa com o ião CH3COO-^ que é
uma base conjugada forte do HCH3COO (ácido fraco), e reagirá com a água (hidrólise)
de acordo com a reacção:
CH 3 COO -^ + H 2 O ↔ HCH 3 COO + OH -
A presença do OH-^ justifica a basicidade desta solução e a constante de equilíbrio para
esta reacção de hidrólise é:
Se multiplicarmos e dividirmos esta expressão por [H +] vem
▲ 3.5.2 – A constante de hidrólise (K h) esta relacionado com o grau de hidrólise
( h ), através da seguinte expressão:
▲ 3.5.3 - Quando se mistura uma solução equivalentes de:
1º:Ácido Forte + Base Forte =solução neutra → PH =7.
2°: Ácido Forte + Base Fraca = solução acida → PH < 7.
3°: Ácido Fraco + Base Forte = solução básica → PH> 7.
4°: Ácido Fraco + Base Fraca = depende da força do ácido ou da base.
A solução aquosa de um dado sal apresentará características ácidas, básicas ou neutras,
de acordo com o carácter ácido ou básico dos iões que constituem o sal e da sua força
relativa perante a água.
▲ 3.5.4 - A expressão para o cálculo do PH de um sal pode ser deduzida através
do seguinte raciocínio:
Considere o equilíbrio de hidrólise:
NH 4 +^ ↔ H +^ +
NH 3
Conc. no equilíbrio (fim) C – hC hC hC
Ex-3.5.4 - (para 1º): Qual é o PH de uma solução de cloreto de amónio (NH 4 CI) 0,20 M. Dado K (^) b(NH 3 ) = 1,8x10 -
Resolução: NH 4 CI → NH 4 +^ + Cl -^ reacção de dissociação
- O Cl –^ provem de um ácido forte (HCl), portanto será uma base conjugada fraca e não reagira com água.
Qual é o PH de uma solução aquosa 0,10 M de hidrogénocarbonato de sódio (NaHCO 3 ). Dada a K (^) a 1 (H 2 CO 3 ) = 4,2x10 -7^ e Ka 2 (H 2 CO 3 ) = 5,6x10 -^.
Dissociação: HX -^ + H 2 O ↔ H+^ + X 2-^ K (^) a 2 = 5,6x10 -
Nota-se que Kh > K 2 ,ou seja, a solução será básica devido o OH-^ produzido em maior quantidade na hidrolise.
▲ 3.7 - Se na solução de um sal tanto o catião como o anião se hidrolisam, a
concentração hidrogénionica pode ser calculada através da seguinte expressão:
Ex-(para 3.7): Qual é o PH de uma solução 0,100 M de NH 4 OCN. Ka (HOCN) =2,2x10 -4^ Kb (NH 3 ) = 1,8x10 -^.
Resolução: OCN -^ + H 2 O ↔ HOCN + OH -
NH 4 +^ + H 2 O ↔ NH 3 + H 3 O +
3.8 -Soluções reguladora do PH - Solução Tampão
Comentário-5 :
♦ O PH de soluções vulgares vária de modo apreciável, quando se diluem ou
quando se adiciona pequenas quantidades de ácido ou de base forte.
Há soluções que possuem propriedade de conservarem constante o PH – soluções
tampão.
▲ 3.8.1 - Soluções Tampão são soluções que possuem propriedades de
manter constante ou quase constante o valor do PH perante a diluição ou adição
de pequenas quantidades de ácido ou base forte.
▲ 3.8.2 - A característica principal de uma solução tampão é que na sua
constituição, contem um ácido fraco com a sua base conjugada (ou base fraca com o
seu ácido conjugado).
♦ Quando a elas se acrescenta uma pequena quantidade de ácido forte, quase todo H +
acrescentado se combina com a quantidade equivalente de base fraca para formar o respectivo
ácido conjugado.
♦ Quando do outro lado, se acrescenta uma pequena quantidade de base forte, quase todo
OH- acrescentado se combina com a quantidade equivalente do ácido fraco para formar a
respectiva base conjugada.
▲ 3.8.3 - Cálculo do PH de uma solução tampão
O PH de uma solução tampão pode ser calculado através do seguinte raciocínio:
Para o ácido HX o seu equilíbrio de dissociação é
HX ↔ H +^ + X –
Ou seja o PH de uma solução tampão é dado por:
Esta expressão é conhecida como Equação de Henderson - Hasselbalch.
- Nota-5: Se [ácido] = [base-conjugada] => PH = PK (^) a
Ex-(para 3.8.3):
Calcule o PH antes e depois da adição de HCI 0,10 M a uma solução na qual as concentrações de ácido fórmico (HCHO 2 ) e do ião formiato (CHO 2 -^ ) são iguais 1,00M. Ka(HCHO 2 ) = 1,8x10 -
Solução:
✓ PH antes da adição do HCl:
Para o ácido fórmico PKa = - log1,8x10 - 4^ = 3,
Usando a equação de Henderson – Hasselbalch:
✓ PH depois da adição de HCI (H+^ ):
o ácido clorídrico (HCI) reagira com a base conjugada (CHO 2 - ):
H +^ + CHO 2 -^ ↔ HCHO 2
Inicio: 0,10 1,00 1,
Fim 0 0,9 1,
O novo PH será:
cor 1 cor 2
Se adicionarmos a esta solução uma gota de um ácido, por exemplo HCl o equilíbrio
acima indicado deslocar-se-á para esquerda e fazendo com que a solução apresente a
cor 1 devido as moléculas de HIn formada.
Pelo contrário se adicionarmos a solução uma base, os iões OH -^ proveniente da base
reagirão com os iões H+^ proveniente da dissociação do indicador formando moléculas
de água, o equilíbrio de dissociação do indicador deslocar-se-á para direita no sentido
da formação de aniões In-^ e a solução apresentará a cor 2.
✓ Exercício de titulação -1: titulação de ácido forte e base forte.
Calcule o pH de uma solução HCl 0,100 M, quando a 25,0 ml se adicionou: a) 10,0 ml de NaOH 0,1 M. b) 25,0 m de NaOH 0,1 M,
c) 35,0 ml de NaOH 0,1 M.
Revolução:
a. 1º calcula-se a concentração do ácido e da base após a mistura:
2º Calcula-se as concentrações das espécies após a reacção:
HCl + NaOH → NaCl + H 2 O
Inicio 0,07 0,03 0
Reacção - 0,03 - 0,03 + 0,
Fim 0,04 0 0,
3º Calcula-se o PH através da concentração restante do ácido clorídrico:
[H+^ ] = C (^) M(HCl) = 0,04 sendo PH = -log [H +^ ] implica que PH = -log 0,
PH = 1,4.
b. 1º calcula-se a concentração do ácido e da base após a mistura:
2º Calcula-se as concentrações das espécies após a reacção:
HCl + NaOH → NaCl + H 2 O
Inicio 0,05 0,05 0
Reacção - 0,05 - 0,05 + 0,
Fim 0 0 0,
3º: nesta altura, a solução será constituída por iões Na +^ e Cl –^ dispersos na água
sendo, pois, determinante para o cálculo de PH da solução, o equilíbrio:
H 2 O ↔ H+^ + OH-
Uma vez que os iões H+^ e OH -^ , na solução são proveniente exclusivamente deste equilíbrio, fácil de concluir que neste ponto (ponto de equivalência) o PH é 7 (ler 1.6 2 1.7).
c. 1º calcula-se a concentração do ácido e da base após a mistura:
2º Calcula-se as concentrações das espécies após a reacção:
HCl + NaOH → NaCl + H 2 O
Inicio 0,04 0,06 0
Reacção - 0,04 - 0,04 + 0,
Fim 0 0,02 0,
3º Calcula-se o PH através da concentração restante do hidróxido de sódio:
[OH-] = C (^) M(NaOH) = 0,02 sendo POH = -log [OH - ] implica que POH = -log 0,
PH = 1,7.
✓ Exercício de titulação -2: titulação de ácido fraco e base forte.
Calcule o pH de uma solução HCH 3 COO 0,100 mol M, quando a 30 ml se adicionou, a) 15 ml de NaOH 0,1 M; b) 30 ml de NaOH 0,1 M; c) 45 ml de NaOH 0,1 M. Dado Ka (HCH 3 COO) = 1,8x10 -
Resolução:
a. 1º calcula-se a concentração do ácido e da base após a mistura:
2º Calcula-se as concentrações das espécies após a reacção:
HCH 3 COO + NaOH → NaCH 3 COO + H 2 O
Inicio 0,07 0,03 0
Reacção - 0,03 - 0,03 + 0,
Fim 0,04 0 0,
3º analisando a composição do sistema (no fim) vemos que temos quantidade do ácido ,HCH 3 COO, e do seu sal ( base conjugada) , NaCH 3 COO, ou seja estamos perante uma solução tampão e o PH da solução é dado por: (ler 3.8.3)
b. 1º calcula-se a concentração do ácido e da base após a mistura:
2º Calcula-se as concentrações das espécies após a reacção:
