Exercícios Resolvidos - Cálculo de pH, Titulação e Soluções Tampão

1 Escolha dois exemplos reais não genéricos usando a tabela de pKas e concentrações da base à sua escolha em que cada uma das três equações simplificadas são usadas com êxito Comprove que o resultado obtido é exato com uma diferença máxima de 002 unidades de pH comparando com o resultado da equação completa resolvida com o atingir meta 2 Deduza a equação completa e a simplificada para o cálculo de pH de uma solução preparada a partir de um sal que é a espécie anfiprótica proveniente de um sistema poliprótico a sua escolha outro exemplo que não o dado em aula Primeiramente faça uma análise qualitativa de como será o pH dessa solução Construa o diagrama de Flood correspondente e verifique acima de qual concentração a simplificação pode ser aplicada com sucesso 3 Considere um ácido diprótico 01 molL ou mesmo uma mistura de dois ácidos monopróticos com a mesma concentração sendo titulado com NaOH 01 molL Determine a máxima aproximação entre os pKas seja pKa1 e pKa2 no caso de ácido diprótico ou entre os pKas dos dois ácidos monopróticos que produzirão um ηeq10 nos dois casos a pKa1 2 ou seja um ácido forte e pKa2 b pKa1 e pKa2 90 4 Deduza a expressão para a capacidade tamponante β de um ácido genérico H2A com uma concentração total Ct e pKa1 3 e pKa28 Com essa expressão pronta obtenha as expressões para um ácido HA fraco e outra para soluções de ácido e base fortes 5 Temse fosfato de sódio dodecahidratado sólido no laboratório e soluções de HCl 6 molL e NaOH 6 molL Precisase preparar 250 mL de tampão de concentração total de fosfatos de 0500 molL e pH 250 Calcule as quantidades a serem pesadaspipetadas para a preparação desse tampão As provenientes de ácidos fracos e bases fracas são espécies hepáticas Levando dissolvidos em água ocorre um processo de equilíbrio completo A hidrólise do cátion produz uma base fraca e o hidrólise do ânion produz um ácido fraco Os íons H e OH formados recombinamse parcialmente Vamos pegar o acetato de amônio NH4 aq H2O l NH4OH aq H aq H3C COO aq H2O l H3C C OH aq OH aq Ka NH4OHHNH4 KhH3CCOOHOHH3CCOO onde Kh é chamada de constante de hidrólise onde que KhB é a dissociação ácida do cátion KbB E KhA é a constante de dissociação básica do ânion KaA Se KhB x Ka KhA Kb teremos H OH a solução será ácida Se KhB x Ka KhA Kb teremos H OH a solução será básica Se KhB x Ka KhA Kb teremos H OH a solução será neutra Kh Kb x Ka NH4OHHNH4 H3CCOOHOHH3CCOO KhB x KhA NH4OHH3CCOOHNH4H3COO Kh KhB KhA Kb é determinada a partir da relação entre Kwu e Kb da base fraca que dá origem ao cátion Ka é determinada a partir da relação entre Kwu e Ka do ácido fraco que dá origem ao ânion KwKa KwKa Kh Kwu KwKa KwKa Kh Kwu Kh KwKa Ka Kh Kw Ka Ka NH4OHCH3COOHNH4CH3COO KwKaKb NH4OHCH3COOHNH4CH3COO cos2 concentração molalítica CH3COOH2 Kw Ka Kb CH3COOH2 KwKa Kb H3O KwKa Kb H3O KwKa Kb como pH log H3O pH log KwKa Kb O pH depende das constantes de dissociação da base fraca e do ácido fraco que dão origem ao sal O pH independe da concentração do sal pH comportamento básico neutralidade comportamento ácido como o pH do sistema anfotérico