Slide - Tampão e Hidrólise Ácidos e Bases 2022-1

Tampão e Hidrólise 1 Ácidos e Bases IX. TITULAÇÃO E TAMPÃO Titulação é o método utilizado para determinar a concentração de um ácido, por exemplo, a partir de uma solução de base de concentração conhecida •Ex: o hidróxido (base) é adicionado em pequenas alíquotas até que o ácido seja totalmente consumido (neutralizado) TITULAÇÃO DE UM ÁCIDO FORTE COM BASE FORTE HCl(aq) + NaOH(aq)  NaCl(aq) + H2O(l) H+ (aq) + Cl- (aq) + Na+ (aq) + OH- (aq)  Na+ (aq) + Cl- (aq) + H2O(l) 2 Eletrodo de vidro Béquer contendo solução titulada (ácido) Agitador magnético Bureta com titulante (base) pHmetro 1. Qual é o volume de NaOH 0,100 mol/L que é necessário para neutralizar totalmente 10 mL de solução de HCl 0,1 mol/L? 2. Qual é o volume de NaOH 0,100 mol/L que é necessário para neutralizar totalmente 10 mL de solução de HCl 0,2 mol/L? 3. Qual é o volume de NaOH 0,100 mol/L que é necessário para neutralizar totalmente 10 mL de solução de H2SO4 0,1 mol/L? 4. Qual é o pH da solução quando o HCl foi totalmente neutralizado? E antes? E depois? 3 Titulação potenciométrica IX.1. TITULAÇÃO DE UM ÁCIDO FORTE COM UMA BASE FORTE Titulação de 10mL de HCl 0,1 mol/L com NaOH 0,1 mol/L •Coloca-se 10 mL de HCl em um béquer •A quantidade de HCl neste volume é: 0,1 mol - 1000mL x - 10mL x=0,0010 mol E o pH da solução é 1,0 •Preenche-se a bureta com a solução de NaOH 0,1 mol/L que é adicionada em alíquotas de 1,0 mL à solução de ácido: 0,1 mol - 1000mL y - 1mL y=0,0001 mol 4 VNaOH (mL) nHCl e nNaOH adicionados (mol) nH+ resta Vtotal (mL) [H+] [OH-] pH 0 0,0010 10 0,1 1,0 1 0,0009 11 0,082 1,087 2 0,0008 12 0,067 1,176 3 0,0007 13 0,054 1,269 4 0,0006 14 0,043 1,368 5 0,0005 15 0,033 1,477 --- --- --- --- 9 0,0001 19 0,0053 2,279 10 0 20 1x10-7 1x10-7 7,0 --- nOH- --- --- --- --- 11 0,0001 21 0,0048 11,68 12 0,0002 22 0,0091 11,96 13 0,0003 23 0,0130 12,12 0,0001mol 5 0 5 10 15 2 4 6 8 10 12 14 HCl 0,1M pH VNaOH 0,1M (mL) •O pH permanece baixo até alcançar o ponto de equivalência; •Ao redor do ponto de equivalência, há mudança brusca do pH (de ácido para alcalino); •Após o ponto de equivalência, o pH permanece sem muita variação em pH alto; •No ponto de equivalência nHCl = nNaOH MHCl .VHCl = MNaOH.VNaOH 0,1x0,010=0,1x0,010 6 7 Exemplo 12 Esboçar um gráfico de pH vs VNaOH (mL) da titulação de 10 mL de HNO3 0,01mol/L com solução de NaOH padronizado de 0,0100mol/L, até a adição de 15 mL de NaOH. Explique ressaltando alguns pHs importantes. pH VNaOH (mL) 2 4 6 8 10 12 2 4 6 8 10 12 14 0 8 IX.2. TITULAÇÃO DE UM ÁCIDO FRACO COM UMA BASE FORTE Titulação de 10mL de HAc 0,1 mol/L com NaOH 0,1 mol/L •Coloca-se 10 mL de HAc em um béquer •A quantidade de HAc neste volume é: 0,1 mol - 1000mL x - 10mL x=0,0010 mol •Preenche-se a bureta com a solução de NaOH 0,1 mol/L que é adicionada em alíquotas de 1,0 mL à solução de ácido: 0,1 mol - 1000mL y - 1mL y=0,0001 mol 10 VNaOH (mL) nHAc e nNaOH adicionados (mol) nHAc resta nAc- resta Vtotal (mL) [H+] [OH-] pH 0 - - 10 1,33x10-3 2,88 1 0,0009 0,0001 11 1,57x10-4 3,80 2 0,0008 0,0002 12 6,96x10-5 4,16 3 0,0007 0,0003 13 4,06x10-5 4,39 4 0,0006 0,0004 14 2,61x10-5 4,58 5 0,0005 0,0005 15 1,74x10-5 4,76 --- --- --- --- 9 0,0001 0,0009 19 1,93x10-6 5,71 10 ? 0,001 20 1,87x10-9 8,73 --- nOH- --- --- --- --- 11 0,0001 21 0,0048 11,68 12 0,0002 22 0,0091 11,96 13 0,0003 23 0,0130 12,12 0,0001mol [H+]= Ka[HAc)/[Ac-] 11 12 HAc  H+ + Ac-      HAc H Ac Ka -     total Ac V n Ac      total HAc V n HAc       Ac-  Ka HAc H   0 5 10 15 2 4 6 8 10 12 acidos fortes acidos fracos pH volume de OH - (ml) 13 14 Exemplo 13 Esboçar um gráfico de pH vs VNaOH (mL) da titulação de 10 mL de HCOOH 0,1M com NaOH 0,100M, até um volume total de 25 mL. Explique ressaltando alguns pHs importantes. (Dado: Ka=1,78x10-4) pH VNaOH (mL) 2 4 6 8 10 12 2 4 6 8 10 12 14 0 15 Outros exemplos de ácidos fracos Ácido Nomenclatura Constante do ácido pKa (=-logKa) HCOOH Ác. Fórmico 1,78x10-4 3,75 CH3COOH Ác. Acético 1,74x10-5 4,75 CH3CH2COOH Ác. Propiônico 1,35x10-4 3,87 CH3CH(OH)COOH Ác. Láctico 1,38x10-4 3,86 H3PO4 Ác. Fosfórico 7,25x10-3 2,13 H2PO4 - Fosfato biácido 1,38x10-7 6,86 HPO4 -2 Fosfato monoácido 3,95x10-13 12,4 H2CO3 Ácido carbônico 1,70x10-4 3,77 HCO3 - bicarbonato 6,31x10-11 10,20 19 •O pH permanece baixo até alcançar o ponto de equivalência; •Ao redor do ponto de equivalência, há mudança brusca do pH (de ácido para alcalino); •Após o ponto de equivalência, o pH permanece sem muita variação em pH alto; •No ponto de equivalência nHAc = nNaOH MHAc .VHAc = MNaOH.VNaOH 0,1x0,010=0,1x0,010 •Quando neutralizou metade do ácido acético, o vlor da [H+]=Ka pH=pKa onde pKa=-logKa •O pH é praticamente invariável quando o seu valor é próximo ao pKa do ácido Efeito tamponante é a capacidade de resistir a variação de pH quando ácidos ou bases são adicionados a uma determinada solução. Tal solução é chamada de TAMPÃO e é constituída por um ácido fraco contendo igual ou quantidade próxima do seu sal (base conjugada) 20 IX.3. TAMPÃO ÁCIDO-BASE É um sistema que tende a opor à mudança no seu pH quando se adiciona H+ ou OH-, ou seja, tende a manter o pH constante em torno de um valor, mesmo quando um ácido ou uma base é adicionado. Exemplo: o sistema ácido/base conjugada HAc(aq)  H+(aq) + Ac-(aq) Ácido base conjugada Observando a curva de titulação: •a região em que pH=pKa1,0, esse ácido funciona como tampão; •a capacidade tamponante é máxima quando pH=pKa; Se pH=pKa  [H+]=Ka Mas para que isso seja verdade [Ac-] tem que ser igual à [HAc] pois:      HAc H Ac K - a   e portanto, [H+]=Ka 21 •a condição de [Ac-]=[HAc] ocorre quando a metade do ácido está neutralizado, ou seja, quando adicionamos metade do volume de NaOH necessário para o ponto final HAc(aq)  H+(aq) + Ac-(aq) 50% 50% Por quê? ao adicionar uma pequena quantidade de H+, o pH diminui. Mas a reação desloca para a esquerda para consumir o H+ e o pH volta para o valor bem próximo ao inicial; Quando uma pequena quantidade de OH- é adicionado, o pH aumenta. Mas a reação desloca para a direita para consumir o OH- e o pH volta ao valor próximo ao inicial Essa capacidade de neutralizar o efeito das adições é máxima quando a [Ac-] e [HAc] são máximas ao mesmo tempo, ou seja, [Ac-]=[HAc] 22 O tampão funciona para a região onde pH=pKa 1,0, ou seja, pH=pKa -1,0 até pH=pKa +1,0 EQUAÇÃO DE HENDERSON-HASSELBALCH      HAc H Ac K - a             HAc log Ac log H HAc log H Ac K log - - a           HAc log Ac log K log H - - a        HAc log Ac pK pH - a   Eq. de Henderson-Hasselbalch  pH=pKa -1,0         10 1 10 HAc Ac 1 HAc Ac log 1 - -           10 HAc Ac -  23 Usando como exemplo o ácido acético:  pH=pKa +1,0            10 HAc Ac 10 HAc Ac 1 HAc Ac log - 1 - -      Ou seja, desde quando 90% do ácido está na forma de HAc até somente restar 10% nesta forma o sistema [Ac-]/HAc] funciona como tampão OS ÁCIDOS E BASES FORTES NÃO FUNCIONAM COMO TAMPÃO POIS NÃO EXISTE MEIOS DE CONSUMIR O H+ OU OH- ADICIONADOS E NEUTRALIZAR OS EFEITOS CAUSADOS Para preparar um tampão necessita-se: Saber o pH que se deseja manter constante; Escolher o ácido ou base que tem pKa (ou pKb) o mais próximo desse pH (ou pOH); Medir quantidade calculada de ácido e base conjugada (sal) ou medir o ácido e neutralizar parte dele; Se a quantidade de H+ ou OH- do meio que você deseja tamponar é alto, preparar o tampão mais concentrado 24 Ácido Nomenclatura Constante do ácido pKa HCOOH Ác. Fórmico 1,78x10-4 3,74 CH3COOH Ác. Acético 1,74x10-5 4,76 CH3CH2COOH Ác. Propiônico 1,35x10-4 3,87 CH3CH(OH)CO OH Ác. Láctico 1,38x10-4 3,86 H3PO4 Ác. Fosfórico 7,25x10-3 2,14 H2PO4 - Fosfato biácido 1,38x10-7 6,86 HPO4 -2 Fosfato monoácido 3,95x10-13 12,40 H2CO3 Ácido carbônico 1,70x10-4 3,77 HCO3 - bicarbonato 6,31x10-11 10,20 25 20 40 60 80 0 2 4 6 8 10 12 H3CCOOH 0,5M H3CCOOH 0,1M HCl 0,1M pH VNaOH 0,1M (mL) 26 X. REAÇÃO DE HIDRÓLISE Ânions vindos de ácidos fracos ou cátions, de bases fracas, sofrem hidrólise. Por exemplo, ao dissolver o sal NaAc na água: NaAc  Na+(aq) + Ac-(aq) Ac-(aq) + H2O(l)  HAc(aq) + OH-(aq)      H O Ac HAc OH K 2 - ' h   Como [H2O]=55,56mol/L      Ac HAc OH K - h   onde Kh=Kh’ x [H2O] 27 Determinação do valor de Kh                 a W - - - h K K [H ] x OH [H ] Ac HAc [H ] Ac OH [H ] HAc Ac HAc OH K            a W h K K K  Para acetatos: 10 5 14 a W h 5,75x10 1,74x10 1x10 K K K       28 Ac-(aq) + H2O(l)  HAc + OH-(aq) Início 0,05mol/L 55,56 0 0 equilíbrio 0,05-x  0,05 55,56 x x x=5,36x10-6 mol/L [OH-]=5,36x10-6 mol/L [H+]=KW/5,36x10-6 =1,87x10-9 mol/L  pH=8,73 29 Calculando o pH de uma solução de acetato de sódio 0,05 mol/L      11 2 10 - - h 2,88x10 x 0,05 x.x 5,75x10 Ac HAc OH K       30 Exemplo 14 Você preparou uma solução de HCOONa 0,05 mol/L. Que pH você espera para essa solução? (Dados: constante de ionização do ácido fórmico Ka=1,78x10-4) HCOO-(aq) + H2O(l)  HCOOH + OH-(aq) Início 0,05mol/L 55,56 0 0 equilíbrio 0,05-x  0,05 55,56 x x HCOONa(aq)  Na+ (aq) + HCOO- (aq) 0,05 0,05 0,05 31 Exemplo 15 Você preparou 100 mL de uma solução de NH4Cl pesando uma massa de 0,5349g desse sal para isso. Que pH você espera para essa solução? [Dados: massa molar de NH4Cl (53,49 g/mol); constante de ionização de NH4OH (1,74x10-5)] NH4 + (aq) + H2O(l)  NH4OH(aq) + H+(aq) Início 0,1 mol/L 55,56 0 0 equilíbrio 0,1-x  0,1 55,56 x x NH4Cl(aq)  NH4 + (aq) + Cl- (aq) 0,1 0,1 0,1 32 NH4 + (aq) + H2O(l)  NH4OH(aq) + H+(aq) Início 0,1 mol/L 55,56 0 0 equilíbrio 0,1-x  0,1 55,56 x x INDICADOR COLORAÇÃO ZONA DE SOLVENTE g/100mL Solução Ácida Solução Básica TRANSIÇÃO Azul de Timol (A) vermelho amarelo 1,2 - 2,8 água (*) 0,1 Tropeolina OO (B) vermelho amarelo 1,3 - 3,2 água 1,0 2,4-Dinitrofenol (A) incolor amarelo 2,4 - 4,0 etanol 50% 0,1 Amarelo de metila (B) vermelho amarelo 2,9 - 4,0 etanol 90% 0,1 Alaranjado de metila (B) vermelho amarelo 3,1 - 4,4 água 0,1 Azul de bromofenol (A) amarelo azul-violeta 3,0 - 4,6 água (*) 0,1 Alizarinossulfonato de sódio amarelo violeta 3,7 - 5,2 água 0,1 Vermelho de -naftila (B) vermelho amarelo 3,7 - 5,0 etanol 50% 0,1 -Etoxicrisoldina (B) vermelho amarelo 3,5 - 5,5 etanol 90% 0,1 Verde de bromocresol (A) amarelo azul 4,0 - 5,6 água (*) 0,1 Vermelho de metila (A) vermelho amarelo 4,0 - 6,2 água (*) 0,1 Púrpura de bromocresol (A) amarelo púrpura 5,2 - 6,8 água (*) 0,1 Vermelho de clorofenol (A) amarelo vermelho 5,4 - 6,8 água (*) 0,1 Azul de bromotimol (A) amarelo azul 6,0 - 7,6 água (*) 0,1 -Nitrofenol (A) incolor amarelo 5,0 - 7,0 água 0,1 Azolitmina vermelho azul 5,0 - 8,0 água 0,5 Vermelho de fenol (A) amarelo vermelho 6,4 - 8,0 água (*) 0,1 Vermelho neutro (B) vermelho amarelo 6,8 - 8,0 etanol 70% 0,1 Ácido rosólico (A) amarelo vermelho 6,8 - 8,0 etanol 90% 0,1 Vermelho de cresol (A) amarelo vermelho 7,2 - 8,8 água (*) 0,1 -naftolftaleína (A) róseo verde 7,3 - 8,7 etanol 70% 0,1 Tropeolina OOO (B) amarelo róseo-vermelho 7,6 - 8,9 água 0,1 Azul de Timol (A) amarelo azul 8,0 - 9,6 água (*) 0,1 Fenolftaleína (A) incolor vermelho 8,0 - 10,0 etanol 70% 0,1 -Naftolbenzeína (A) amarelo azul 9,0 - 11,0 etanol 90% 0,1 Timolftaleína (A) incolor azul 9,4 - 10,6 etanol 90% 0,1 Azul do Nilo azul vermelho 10,1 - 11,1 água 0,1 Amarelo de Alizarina (A) amarelo lilás 10,0 - 12,0 água 0,1 Amarelo de Salicil (A) amarelo alaranjado-marrom 10,0 - 12,0 etanol 90% 0,1 Diazovioleta amarelo violeta 10,1 - 12,0 água 0,1 Tropeolina O (B) amarelo alaranjado-marrom 11,0 - 13,0 água 0,1 Nitramina (B) incolor alaranjado-marron 11,0 - 13,0 etanol 70% 0,1 Azul de Porier azul violeta-vermelho 11,0 - 13,0 água 0,1 Ácido Trinitrobenzóico incolor alaranj.-vermelho 12,0 - 13,4 água 0,1 A: indicador ácido; B: indicador básico; (*) solúvel em água em presença de hidróxido de sódio. Tabela - INDICADORES ÁCIDO-BÁSICOS 33