Slide - Equilíbrio Químico da Água e O Ph das Soluções Aquosas - Química Geral 2022-1

Equilíbrio Químico da Água e o pH das soluções aquosas REAÇÃO REAL DE IONIZAÇÃO DA ÁGUA H2O H+ + OH- Por conveniência didática H2O + H2O H3O+ + OH- H2O + H2O H3O+ + OH- Reação simplificada, por conveniência didática: PRODUTO IÔNICO DA ÁGUA - Kw H2O H+ + OH- 1.000 g (~1 dm3 ) 18 [ H2O] 55,555 mol.dm3 [H+] x [OH-] [ H2O] Keq Kw = [H+] x [OH-] Como a concentração de moléculas de H2O na água pura é muito elevada, e praticamente constante, não interfere no equilíbrio da reação. Assim, quem vai mandar no equilíbrio da reação são apenas as concentrações molares de H+ e OH- VALOR de Kw X TEMPERATURA TEMPERATURA Kw = [H+] · [OH-] 0 o C 0,114 x 10 -14 25 o C 1,008 x 10 -14 40 o C 2,971 x 10 -14 100 o C 9,615 x 10 -14 * Com o aumento da temperatura aumenta o valor de Kw • Isso indica que aumentando a temperatura, desloca o a posição do equilíbrio para o lado dos produtos • Isso indica que é uma reação endotérmica Cálculo das concentrações de H+ e de OH- na água pura, a 25 oC Kw = [H+] x [OH-] = 1,008 X 10 -14 X = [H+] = [OH-] ~ 1,0 X 10 -7 mol/L X x X = 1,008 X 10 -14 X2 = 1,008 X 10 -14 X2 = 1,008 X 10 -14 Quando moléculas de água dissociam, produzem a mesma concentração “x” de H+ e de OH- A escala de pH seria: 0 pH 7,0 14 ácido básico neutro -log 1,0 X 10 -7 1 ) Quais seriam as concentrações de H+, de OH-, o pH neutro e a escala de pH a 0,0 oC ? 2 ) Quais seriam as concentrações de H+, de OH-, o pH neutro e a escala de pH a 100 oC ? 1 ) Quais seriam as concentrações de H+, de OH-, o pH neutro e a escala de pH a 0,0 oC ? 2 ) Quais seriam as concentrações de H+, de OH-, o pH neutro e a escala de pH a 100 oC ? Considerando Kw = [H+] x [OH-] = 0,1114 x 10-14 → [H+] = [OH-] = 3,3377 x 10-8 mol/L Se considerar Kw = [H+] x [OH-] ~ 1 x 10-15 → [H+] = [OH-] = 1 x 10-7,5 mol/L Resp: 0 pH 7,5 15 ácido básico neutro 0 pH 6,5 13 ácido básico neutro A escala de pH seria: Considerando Kw = [H+] x [OH-] = 9,615 x 10-14 → [H+] = [OH-] = 3,101 x 10-7 mol/L Se considerar Kw = [H+] x [OH-] ~ 1 x 10-13 → [H+] = [OH-] = 1 x 10-6,5 mol/L Resp: A escala de pH seria: EXERCÍCIOS 3) Calcular a concentração molar de OH- numa solução que tem 3,28 x10-4 mol/L de H+ [OH-] = 3,07 x10-11 mol/L 4) Calcular a concentração molar de H+ numa solução que tem 1,25 x10-8 mol/L de OH- [H+] = 8,06 x10-7 mol/L Resp: . . . Resolver . . . EXERCÍCIOS 3) Calcular a concentração molar de OH- numa solução que tem 3,28 x10-4 mol/L de H+ 3,28 x10-4 x [OH-] = 1,008 X 10 -14 [OH-] = 1,008 X 10 -14 3,28 x10-4 [OH-] = 3,07 x10-11 mol/L [H+] x [OH-] = 1,008 X 10 -14 Resp: 4) Calcular a concentração molar de H+ numa solução que tem 1,25 x10-8 mol/L de OH- [H+] = 8,06 x10-7 mol/L Resp: . . . Resolver . . . A concentração molar de H+ nas soluções • EM GERAL – A [ H+ ] das soluções variam muito: • São muito elevadas nas soluções concentradas de ácidos fortes • São extremamente baixas nas soluções concentradas em bases fortes Entretanto ... • Na Natureza (na água do solo, dos lagos, dos rios, do mar, da atmosfera, das células das plantas, do sangue, etc), a [ H+ ] dificilmente assume valores extremos, ficando geralmente na faixa entre 1 e 10 -14 mol dm-3 [H+] = 0,001 mol/L ou 1 X 10 -3 mol/L Exemplos: [H+] = 0,000000000001 mol/L ou 1 X 10 -13 mol/L [H+] = 0,00001 mol/L ou 1 X 10 -5 mol/L [H+] = 0,000000001 mol/L ou 1 X 10 -9 mol/L [H+] = 0,0001 mol/L ou 1 X 10 -4 mol/L [H+] = 0,1 mol/L ou 1 X 10 -1 mol/L Como sempre são números pequenos e complicados para se falar e se escrever, SÖRENSEN propôs um índice mais simples de falar e escrever, que seria apenas a potência do 10 expressa como um número positivo. Exemplo: Ao invés de 0,00001 mol/L ou 1 X 10 -5 mol/L Escrever apenas o número 5 que seria a potencia (“p”) do 10 na concentração molar do H+, ou seja: apenas o valor do pH. Em 1909 SÖRENSEN – Conceito de pH • ou Potencial Hidrogêniônico • Para se obter a potência do 10 , com valor positivo, é preciso usar a função log na base 10: pH = - log [H+] pH = log 1 [H+] = log 1 – log [H+] = zero A ESCALA do pH a 25 °C Note que a escala de pH não é adequada para indicar a acidez de soluções muito concentradas em ácido ([H+] >1 mol/L) ou base ([OH-] > 1 mol/L). Por exemplo, a [H+] no ácido clorídrico concentrado comercial é cerca de 12 mol/L (muito maior que 1 mol/L), mas a escala de pH só vai até zero (que corresponderia ao máximo de 1 mol/L). Lógico! Pois a escala de pH foi idealizada para se falar da acidez ou Lógico! Pois a escala de pH foi idealizada para se falar da acidez ou basicidade de soluções aquosas da natureza! basicidade de soluções aquosas da natureza! pH: 0 7 14 Meio: Ácido Neutro Básico [H+]= 1 M 10 -7 M 10 -14M pH e pOH pH e pOH [H+] x [OH-] = Kw pH + pOH = pKw pOH = 14 - pH A soma de pH mais pOH de uma mesma solução sempre tem que dar 14, a 25 °C. Portanto, se você conhece o valor do pH, o valor do pOH é o que falta para chegar a 14. E vice-versa. Se multiplicar ambos lados por -log 1·10-14 pH + pOH = 14 x (-log) EXERCÍCIOS 1) Calcular: a) o pH; b) o pOH; de uma solução que tem 3,28 x10-4 mol/L de H+ pH = - log [H+] pH = - log 3,28 x10-4 pH = 3,48 pH + pOH = 14 a) b) 3,48 + pOH = 14 pOH = 10,52 Resp: [H+] pH pOH [OH-] 1,0 0 14 1x10-14 0,1 1 13 1x10-13 0,01 2 12 1x10-12 1x10-3 3 11 1x10-11 1x10-4 4 10 1x10-10 1x10-5 5 9 1x10-9 1x10-6 6 8 1x10-8 1x10-7 7 7 1x10-7 1x10-8 8 6 1x10-6 1x10-9 9 5 1x10-5 1x10-10 10 4 1x10-4 1x10-11 11 3 1x10-3 1x10-12 12 2 0,01 1x10-13 13 1 0,1 1x10-14 14 0 1,0 A escala do pH e pOH Observe que a cada variação de 1 unidade de pH corresponde à variação de 10 vezes na concentração molar de H+ e de OH- da solução; 2 unid. de pH = 100 vezes a [H+] 3 unid. de pH = 1.000 x a [H+] 4 unid. de pH = 10.000 x a [H+] 5 unid. de pH = 100.000 x a [H+] etc Portanto, fique atento quando Portanto, fique atento quando se fala em pH !!!! se fala em pH !!!! Pequenas variações de pH Pequenas variações de pH significam grandes variações significam grandes variações da acidez!!! da acidez!!! CONCEITOS DE CONCEITOS DE ÁCIDOS E BASES ÁCIDOS E BASES Conceito 1 (Antigo e incompleto) Conceito de ARRHENIUS (1887) –ÁCIDOS na água dissocia H+ –BASES na água dissocia OH- Reação de neutralização, pelo conceito de Arrhenius: H+ + OH- → HOH (água) Exemplo: HCl + NaOH = NaCl + H2O (ácido) (base) (sal) (água) CONCEITOS DE ÁCIDOS E BASES CONCEITOS DE ÁCIDOS E BASES ARRHENIUS (1887) MAS não funciona para entender bioquímica, fisiologia vegetal, que praticamente não tem ácidos e bases inorgânicos funciona relativamente bem para ácidos e bases inorgânicos Conceito do século retrasado! Conceito do século retrasado! Para entender disciplinas tais como bioquímica e fisiologia vegetal, você precisa dominar conceitos de ácido e base mais avançados, principalmente os de: Bronsted Bronsted-Lowry Lowry e Lewis Lewis Portanto, estude muito sobre esses dois conceitos, em livros, sites confiáveis, vídeos de boa qualidade, etc Veja alguns detalhes a seguir CONCEITOS DE ÁCIDOS E BASES CONCEITOS DE ÁCIDOS E BASES HCl NH3 NH4Cl + É ácido ou É ácido ou é base? é base? Amônia Ácido clorídrico Cloreto de amônio = CONCEITOS DE ÁCIDOS E BASES CONCEITOS DE ÁCIDOS E BASES (sal) é uma Base! O que é que neutraliza um ácido, produzindo sal? Que não é explicada pelo conceito de Arrhenius! Conceitos de ácido e base de Conceitos de ácido e base de B R Ö N S T E D & L O W R Y ( 1 9 2 3 ) B R Ö N S T E D & L O W R Y ( 1 9 2 3 ) –ÁCIDOS em qualquer meio Doa Prótons –BASES em qualquer meio Aceita Prótons Exemplo: HCl + :NH3 + NH4 + Cloreto: Base conjugada do HCl Ácido clorídrico: ácido conjugado da base Cl- Amônia: Base conjugada do ácido NH4 + / Íon amônio: ácido conjugado Da base NH3 1o par 2o par Reação de neutralização: Ácido1 + Base2 = Base1 + Ácido Pares ácido Pares ácido-base de base de brönsted brönsted-Lowry Lowry Veja que neste conceito, não se fala na formação de sal + água, como produtos. Cl - • Conceito de LEWIS (1923) – ÁCIDOS em qualquer meio Recebe par de elétrons para fazer ligação covalente dativa – BASES em qualquer meio Doa par de elétrons para fazer ligação covalente dativa B F * * * * * * F F H N * * * * * H H * * * * * * H H * * H N B F * * * * * * F F * * * + Amônia (base) BF3 Ácido H3NBF3 (sal) CONCEITOS DE ÁCIDOS E BASES CONCEITOS DE ÁCIDOS E BASES de Lewis Lewis Bases de Lewis neutralizadas com Bases de Lewis neutralizadas com HCl HCl, , podem formar cloridratos muito solúveis. podem formar cloridratos muito solúveis. Morfina (pouco solúvel em água) Muito solúvel em solvente orgânico : H + H + Cloridrato de Morfina (Muito solúvel em água) Tem par de eletrons livres Em solução com HCl tem dissolvido H+ e Cl- Cl- o H+ faz ligação covalente dativa no par de elétrons livres, transformando a molécula num cátion (hidrato) Ao evaporar o solvente (água) o Cl- “encosta” no hidrato (ligação iônica) formando um cloridrato (sal solúvel em água) Veja exemplo da morfina: Procure dentro de cada uma das moléculas (apresentadas nos exemplos a seguir), se tem partes das mesmas que podem funcionar como ácidos ou bases. Marque em cada molécula qual é a parte que Marque em cada molécula qual é a parte que pode funcionar como ácido, e qual pode pode funcionar como ácido, e qual pode funcionar como base funcionar como base Indentificar se a parte marcada é ácido ou base de Arrhenius, de Bronsted-Lowry, de Lewis, ou se pode ser definida por mais de um desses conceitos EXERCÍCIOS AMINOÁCIDOS Alanina Arginina Asparagina Ácido aspártico Cisteina Ácido glutâmico Glutamina Glicina Histidina Isoleucina Leucina Lisina Metionina Fenilalanina Prolina Serina Treonina Triptofano Tirosina Valina Aminoácidos e Proteínas glicina alanina ligação amídica ou peptídica dipeptídeo Alcalóides Xantina Cafeína Teobromina Nicotina Cocaína Morfina A FORÇA DE ÁCIDOS E BASES DE ACORDO COM BRÖNSTED & LOWRY –Força de Ácidos = Capacidade de doar prótons. Portanto, quanto maior a capacidade de doar prótons, mais forte é o ácido. –Força de Bases = Capacidade de aceitar prótons Portanto, quanto maior a avidez em aceitar prótons, mais forte é a base. A força depende do par conjugado: Se Se um um ácido ácido é forte, forte, sua sua base base conjugada conjugada é fraca fraca. E vice vice-versa versa. Ex: HCl HCl (ácido (ácido forte) forte) Cl Cl- (sua (sua base base conjugada conjugada é fraca) fraca) HCl é forte: está “doido” pra se livrar (dissociar) do H+, se transformando em Cl- Sua base conjugada (Cl-) deve ser fraca (não pode ser ávida por prótons). Senão pegaria o próton de volta e viraria HCl de novo ! GRAU DE IONIZAÇÃO 0 5 % 50 % 100 % FRACOS MÉDIOS FORTES Ex.: Carbônico Bórico Orgânicos Ex.: Sulfuroso Fosfórico Fluorídrico Ex.: Perclórico, Clorídrico, Nítrico, Sulfúrico Grau de ionização = n°. de moléc. ionizadas n°. Total de moléculas x 100 CLASSIFICAÇÃO DA FORÇA DOS ÁCIDOS E BASES: CLASSIFICAÇÃO DA FORÇA DOS ÁCIDOS E BASES: É comum no ensino médio aprender que a força pode ser medida pelo grau (%) de ionização, geralmente simbolizado pela letra alfa (α). MAS ... O GRAU DE IONIZAÇÃO (α) NÃO É CONFIÁVEL, pois o α de eletrólitos fracos varia com a concentração da solução. Você vai verificar isso quando fizer e comparar os resultados dos exercícios sobre ácido acético (no final dessa aula) Portanto, só é possível Portanto, só é possível comparar os valores de comparar os valores de α de soluções muito de soluções muito concentradas. concentradas. Veja a seguir Por isso, Por isso, a força a força de um ácido de um ácido ou de uma base ou de uma base é mais mais apropriadamente apropriadamente medida medida pelo pelo valor da valor da constante constante de equilíbrio de equilíbrio da reação de dissociação do da reação de dissociação do ácido (K ácido (Ka), ou da base (K ), ou da base (Kb) CONSTANTE DE IONIZAÇÃO • PARA COMPARAR A FORÇA DE DOIS ÁCIDOS –Fixar uma mesma base de referência para reagir com os ácidos (receber os prótons). Por exemplo, pode se usar a H2O para aceitar os prótons de ambos ácidos –Comparar o valor das constantes de ionização Exemplo: HSO4 - + H2O H3O+ + SO4 2- H3CCOOH + H2O H3O+ + H3CCOO- [H3O+] x [SO4 2-] [HSO4 - ] KHSO4 - 1,2 x 10 -2 [H3O+] x [H3CCOO -] [H3CCOOH] K Ac. Ac. 1,8 x 10 -5 KHSO4 - Kac.ac. HSO4 - é mais forte CONSTANTE DE IONIZAÇÃO CONSTANTE DE IONIZAÇÃO x x FORÇA DE ELETRÓLITOS FORÇA DE ELETRÓLITOS de forma geral: de forma geral: K < 1 FRACOS K > 10 FORTES 1 < K < 10 MÉDIOS EXEMPLOS DE CONSTANTES DE ALGUNS ÁCIDOS (Ka) ÁCIDO FÓRMULA Ka pKa CLORÍDRICO HCl ∞ - NÍTRICO HNO3 ∞ - FLUORÍDRICO HF 6,8 ∙ 10 -4 3,17 FÓRMICO CHCOOH 1,78 ∙ 10 -4 3,75 LÁCTICO C2H5OCOOH 1,38 ∙ 10 -4 3,86 BENZÓICO C6H5COOH 6,60 ∙ 10 -5 4,18 ACÉTICO CH3COOH 1,8 ∙ 10 -5 4,74 CIANÍDRICO HCN 4,8 ∙ 10 -10 9,32 pKa = - log10 Ka Note que quanto mais forte o ácido, maior é seu Ka e menor o seu pKa, . . . e vice-versa ∞ = Valor extremamente elevado Exemplos de CONSTANTES de algumas BASES BASES FÓRMULA Kb pKb HIDRÓXIDO de SÓDIO NaOH ∞ - HIDRÓXIDO DE POTÁSSIO KOH ∞ - HIDRÓXIDO DE AMÔNIO NH4OH 1,74 ∙ 10 -5 4,76 PIRIDINA CH3COOH 1,48 ∙ 10 -9 8,83 ANILINA HCN 3,80 ∙ 10 -10 9,42 pKb = - log10 Kb Note que quanto mais forte a base, maior é seu Kb e menor o seu pKb, . . . e vice-versa ∞ = Valor extremamente elevado Cálculo do pH de soluções de Ácidos Fortes Exemplo: HCl (Ka = ∞) 1) Calcular o pH de sol. HCl 0,1 mol·dm-3 2) Calcular o pH de sol. HCl 0,01 mol·dm-3 3) Calcular o pH de sol. HCl 0,001 mol·dm-3 4) Calcular o pH de sol. HCl 1·10-6 mol·dm-3 5) Calcular o pH de sol. HCl 1·10-8 mol·dm-3 6) Calcular o pH de sol. HCl 1·10-9 mol·dm-3 7) Calcular o pH de sol. HCl 1·10-10 mol·dm-3 Veja a seguir discussão sobre a resolução desses exercícios H2O ⇌ Kw OH- + H+ H+ Cl Cl- 100% Kw Ka = ∞ HCl HCl + H+ + OH- H2O H+ Cl Cl- 100% Kw Ka = ∞ HCl HCl + H+ + OH- H2O H+ Cl Cl- 100% Kw Ka = ∞ HCl HCl + H+ + OH- H2O H+ Cl Cl- 100% Kw Ka = ∞ + H+ + OH- H2O HCl HCl É PRECISO LEMBRAR QUE O ÁCIDO DISSOCIA H+, MAS ELE ESTÁ DISSOLVIDO NA ÁGUA, QUE TAMBÉM DISSOCIA H+. PORTANTO, PARA CALCULAR O pH SERIA PRECISO SOMAR AS DUAS CONCENTRAÇÕES DE H+ . ENTRETANTO, É PRECISO CONSIDERAR TRÊS SITUAÇÕES: ENTRETANTO, É PRECISO CONSIDERAR TRÊS SITUAÇÕES: 1a) Quando a molaridade do ácido está acima de 1 x10-6. Nesses casos, a elevada [H+] vinda do ácido desloca o equilíbrio da água praticamente todo para a esquerda. Desse modo, a [H+] que vem da agua será desprezível. Por isso, o pH pode ser calculado considerando apenas a [H+] vinda da dissociação do ácido. Se somar com a [H+] da água, não fará diferença! Por exemplo, no exercício n. 1, : pH = - log 0,1 pH = - log [H+] pH = 1,00 H2O OH- + H+ 0,1 mol/L HCl HCl Cl Cl- + H+ 100% Kw Ka = ∞ 0,1 mol/L 0,1 mol/L O,1 x [OH-]água = 1 X 10 -14 [H+]água = [OH-]água O,1 x [H+]água = 1 X 10 -14 [H+]água = 1 X 10 -13 Não fará diferença! Veja que se somar com 0,1 do ácido = 0,1000000000001 H2O OH- + H+ HCl Cl- + H+ 100% Kw Ka = ∞ 2a) Quando a molaridade do ácido está abaixo de 1 x10-9. Nesses casos, a baixíssima [H+] vinda do ácido não chega a deslocar o equilíbrio da água de forma significativa. Desse modo, a [H+] que vem da agua a 25 °C será 1 x 10-7 mol/L. Por isso, o pH pode ser calculado considerando apenas a [H+] vinda da dissociação da água. Se somar com a baixíssima [H+] do ácido, não fará diferença! Por exemplo, no exercício n. 7 : 1 x10-10 mol/L pH = - log ~1·10-7 pH = - log [H+] pH ~ 7,00 1000 vezes menor que o que já tem na água. Desprezível ! Se somar com 1·10-10 do ácido = 1 x10-10 mol/L 1 x10-10 mol/L ~ 1·10-7 mol/L Então, no exercício n. 7 teríamos: ~ 1,001·10-7 mol/L H2O OH- + H+ HCl Cl- + H+ 100% Kw Ka = ∞ 3a) Quando a molaridade do ácido está entre 1·10-6 e 1·10-9. Nesses casos, a [H+] vinda do ácido e a [H+] que vem do equilíbrio da água NÃO SÃO DESPREZÍVEIS. Além disso, se a concentração [H+] do ácido for um pouco maior, a [H+] que vem da água será um pouco menor e vice-versa. Desse modo, se não somar as duas concentrações, serão obtidos valores de pH absurdos. Por isso, o pH deve ser calculado somando a [H+] vinda da dissociação da água mais a [H+] do ácido Por exemplo, no exercício n. 5 : 1 x10-8 mol/L 1 x10-10 mol/L 1 x10-8 mol/L [H+]água [H+]HCl + [H+] Uma vez que a [H+]água depende da [H+]HCl e também de Kw, é preciso colocar tudo isso numa mesma equação. Para calcular o pH Veja a seguir, a resolução do exercício n.5 +1 x2 - 1 .10-8 x - 1 .10-14 = 0 X = - ( b) +/- b2 – (4 · a · c) 2 · a X’ = [H+] = 9,51·10-8 mol/L X’’ = -1,05·10-7 + 1,8·10-5 + 2,0·10-7 2 pH = - log 9.51·10-8 = 6,98 pOH = 14 - 6,98 = 7,02 X= - (- 1·10-8) +/- (- 1·10-8)2 – (4 · +1 · -1,0·10-14) 2 · (+1) + 1·10-8 +/- 4,01·10-14 2· (+1) Esta segunda raiz da equação de 2° não serve, pois não existe concentração de H+ negativa [H+]HCl + [H+]água [H+] = Quando a água dissocia, [H+]água = [OH-]água [H+] = [H+]HCl + [OH-]água Kw = [H+]água x [OH-]água → [OH-]água = Kw / [H+] [H+] [H+]HCl + [H+] = Kw 1 [H+] [H+]HCl + [H+] = Kw [H+]2 = [H+]HCl + Kw . [H+] = [H+]HCl - Kw . [H+] 1[H+]2 - 0 Equação de 2° onde: a = +1 b = - 1. 10-8 a b c c = - 1. 10-14 Exemplo: Resolução do exercício n. 5, do Exemplo: Resolução do exercício n. 5, do HCl HCl Resultados para ÁCIDO CLORÍDRICO 1. Ionização = 100%; pH = 1,00; pOH = 13,00 2. Ionização = 100%; pH = 2,00; pOH = 12,00 3. Ionização = 100%; pH = 3,00; pOH = 11,00 4. Ionização = 100%; pH = 6,00; pOH = 8,00 5. Ionização = 100%; pH = 6,98; pOH = 7,02 6. Ionização = 100%; pH = 6,998 ~7,00; pOH~ 7,00 7. Ionização = 100%; pH ~ 7,00; pOH = ~7,00 Cálculo do pH de soluções de Ácidos Fracos 8) Calcular o pH, pOH e a % de ionização de moléculas de Hac ionizadas numa sol. de Ác.Acético 0,1 mol·dm-3 9) Idem para solução de Ác.Acético 0,01 mol·dm-3 10) Idem para solução de Ác.Acético 0,001 mol·dm-3 11) Idem para solução de Ác.Acético 1·10-6 mol·dm-3 12) Idem para solução de Ác.Acético 1·10-8 mol·dm-3 13) Idem para solução de Ác.Acético 1·10-9 mol·dm-3 14) Idem para solução de Ác.Acético 1·10-10 mol·dm-3 Exemplo: ácido acético, Ka = 1,8 · 10-05 C C H H H O OH C C H H H O O - [H+] + “HAc” “Ac-” Para calcular o pH PARA RESOLVER ESSES EXERCÍCIOS DO ÁCIDO ACÉTICO, TAMBÉM É PARA RESOLVER ESSES EXERCÍCIOS DO ÁCIDO ACÉTICO, TAMBÉM É PRECISO CONSIDERAR AS TRÊS SITUAÇÕES JÁ DESCRITAS PARA OS PRECISO CONSIDERAR AS TRÊS SITUAÇÕES JÁ DESCRITAS PARA OS EXERCÍCIOS DO EXERCÍCIOS DO HCl HCl : 1a) Quando a molaridade do ácido está acima de 1x10-6: 2a) Quando a molaridade do ácido está abaixo de 1x10-9: 3a) Quando a molaridade do ácido está entre 1 x10-6 e 1x 10-9: Para exercícios que se enquadram nesta 1ª situação, calcular como no exemplo do exercício n.13 (veja a seguir) Para exercícios que se enquadram nesta 2ª situação: NOTE que nos resultado do exercício n. 11 (apresentado mais adiante) a % de ionização de 94,99% já está bem próximo de 100%. Logo, para soluções ainda mais diluídas pode-se considerar que o ácido está dissociando ~100%. Sendo assim, calcular da mesma forma que foi feito para o exercício n.7 do HCl. Levando em conta a explicação acima (descrita para a 2ª situação), considerar que nessa faixa de concentração o ácido acético também estará dissociando praticamente 100%. Portanto, calcule de forma semelhante ao explicado para o HCl (exercício n. 5). A rigor, para calcular o valor exato precisaria usar uma equação de 4° grau. Mas seria muito trabalhoso para se chegar a resultados muito parecidos. Resolução do exercício n.8 Resolução do exercício n.8 1 HAc 1 Ac- + 1 H+ REAÇÃO: CONCENTRAÇÕES ANTES DO EQUILÍBRIO 0,1 mol/L 0,0 mol/L 0,0 mol/L 0,1 – x mol/L x mol/L x mol/L CONCENTRAÇÕES DEPOIS DO EQUILÍBRIO [H+] x [Ac-] KHAc = [HAc] x · x 1,8 .10-5 = 0,1 - x 1,8 .10-5 · (0,1 – x) = x2 Ka = 1.8 · 10-5 +1 x2 + 1,8 .10-5 x - 1,8 .10-6 = 0 X = - ( b) +/- b2 – (4 · a · c) 2 · a a = + 1 b = +1,8 ·10-05 c = - 1,8 ·10-06 X’ = [H+] = [Ac-] =1,33·10-3 mol/L X’’ = -1,35·10-3 - 1,8·10-5 + 2,68·10-3 2 HAc = 0,1 – x = 9,87·10-2 moll/L pH = - log 1.33·10-3 = 2,88 pOH = 14 - 2,88 = 11,12 Se a concentração antes do equilíbrio: 0,1 mol/L 100% a concentração “x” que ionizou = 1.33·10-3 mol/L ? = 1,33% de moléculas de HAc ionizadas X= - (+ 1,8·10-5) +/- (- 1,8·10-5)2 – (4 · 1 · 1,8·10-6) 2 · (a) - 1,8·10-5 +/- 7,20·10-6 2· (+1) Esta raiz não serve, pois não existe conc. negativa de H+ Resultados para ÁCIDO ACÉTICO 8) Ionização = 1,33%; pH = 2,88; pOH = 11,12 9) Ionização = 4,15%; pH = 3,38; pOH = 10,72 10) Ionização = 12,55%; pH = 3,90; pOH = 10,10 11) Ionização = 94,99%; pH = 6,02; pOH = 7,98 12) Ionização ~ 100%; pH = 6,98; pOH = 7,02 13) Ionização ~ 100%; pH ~ 7,00; pOH ~ 7,0 14) Ionização ~ 100%; pH ~ 7,00; pOH ~ 7,0 Observe que soluções mais diluídas (menos concentradas) têm maior proporção de moléculas dissociadas. Lei da dilução de Ostwald LEI DE OSTWALD LEI DE OSTWALD HAc H+ + Ac- Antes Equil. (M mol)/v (0 mol)/v (0 mol)/v Após Equil. (M – x)/v x/v x/v [H+] x [A-] [HA] KHA = X2 (M -X) X V KHA = 1 Al+ Kb= + 3 OH- 1 Al(OH)3 100% 0,001 0,001 0,003