EQUILÍBRIO EM FASE AQUOSA

Apresentação em tema: "EQUILÍBRIO EM FASE AQUOSA"— Transcrição da apresentação:

1 EQUILÍBRIO EM FASE AQUOSA
Equilíbrio ácido e base Equilíbrio de solubilidade

2 HCl + H2O →H3O+ + Cl- ou HCl + H2O →H+ + Cl-
Equilíbrio químico - acido e base: Arrhenius Ácido: substância que aumenta a concentração do íon hidrônio, H3O+, em solução aquosa. HCl + H2O →H3O+ + Cl- ou HCl + H2O →H+ + Cl- Base: substância que aumenta a concentração do íon hidróxido, OH-, em água. NaOH + H2O →OH- + Na+

3 Equilíbrio químico - acido e base: Bronsted-Lowry
Ácido: espécie que possui a tendência de doar um próton. Base: espécie que possui a tendência de aceitar um próton. HCl H2O H3O Cl- Ácido conjugado Base conjugada Ácido Base

4 AUTO-IONIZAÇÃO DA ÁGUA
Bronsted-Lowry: uma mesma substância pode ser considerada como ácido e com base. Água pode agir com doadora e aceptora de prótons e assim é chamada de anfiprótica H2O H2O H3O OH- Reação de auto-protólise ou auto-ionização Kw = [H3O+][OH-] Ácido Base Ácido conjugado Base conjugada

5 Kw = [H3O+][OH-] Kw: constante do produto iônico da água Kw = 1,00 x 10-14, à 25 oC [H3O+][OH-] = 1,00 x 10-14

6 Solução neutra: [H3O+]=[OH-] [H3O+]2 = 1,00 x 10-14
Assim as concentração de [H3O+] é 1,00 x 10-7 M e de [OH-] é 1,00 x 10-7 M.

7 Acido forte: dissocia-se totalmente em água HCl H+ + Cl- [H+] = CHCl
Base forte: dissocia-se totalmente em água NaOH Na+ + OH- [OH-] = CNaOH Exemplo: Quais as molaridades de H3O+ e OH- numa solução 0,2 M de HCl preparada em água?

8 ESCALA DE pH e pOH pH: Concentrações de íons H+ é comumente expressa em termos de pH da solução pH = - log[H+] pOH: Concentrações de íons OH- é comumente expressa em termos de pH da solução pOH = - log[OH-]

9 pH + pOH = 14

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12 Soluções ácidas: Sabor azedo (pH<7,0)

13 Soluções básicas: escorregadia ao tato (pH>7,0)

14 Soluções neutras: Sabor azedo (pH=7,0)

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17 pH - solo Indica se o solo é fértil ou não, 0< pH<14
Ideal para agricultura: 5,5 < pH < 5,8 ideal Varia de acordo com sua composição (rochas), concentração de sais, metais, ácidos, bases e substâncias orgânicas pH de um solo pode ser modificado através do uso de substâncias alcalinas como o calcário

18 Chuva ácida pH < 5,6 Origem: da presença de gases NO2, SO2, CO2

19 pHmetros: medir a concentração hidrogeniônica

20 DISSOCIAÇÃO DE ÁCIDOS E BASES FRACAS
Ácidos e as bases fracas que não se dissociam totalmente em solução aquosa. Equilíbrio entre as espécies não dissociadas e seus íons correspondentes

21 Constante de ionização ou dissociação para qualquer ácido fraco:
HA + H2O H3O+ + A- 100% Dissocia-se apenas 0,1 % ,05% ,05% Ka = [H3O+][A-] [HA] Ka: constante de ionização dos ácidos pKa = -log Ka

22 Constante de ionização ou dissociação para qualquer base fraca:
B + H2O BH+ + OH- 100% Dissocia-se apenas 0,1 % ,05% ,05% Kb = [BH +][OH-] [B] Kb: constante de ionização das bases pKb = -log Kb

23 RELAÇÃO ENTRE Ka e Kb Ka x Kb = [H3O+] [OH-] Ka x Kb = Kw pKa + pKb = pKw

24 Exemplo: Um estudante preparou uma solução de ácido acético 0,50 M e mediu o pH desta solução, encontrando-o igual a 2,88. Calcule o Ka para o ácido acético?

25 DISSOCIAÇÃO DE ELETRÓLITOS POLIPRÓTICOS
Ácido poliprótico: é um composto que pode doar mais de um próton Exemplo: Ácido sulfúrico (H2SO4) e ácido carbônico (H2CO3): podem doar dois prótons Ácido fosfórico (H3PO4): podem doar três prótons

26 Exemplo: Dissociação do ácido carbônico
H2CO3 + H2O H3O+ + HCO3- Ka1 = [H3O+] [HCO3-] Ka1 = 4,3 x10-7 [ H2CO3] HCO3- + H2O H3O+ + CO32- Ka2 = [CO32-][H3O+] Ka2 = 5,6 x10-11 [ HCO3-]

27 pH permanece constante quando ácido e bases fortes são adicionados
SOLUÇÃO TAMPÃO pH permanece constante quando ácido e bases fortes são adicionados Solução constituída de mistura de um ácido fraco com uma base conjugada ou de uma base com o ácido conjugado Exemplos: Solução tampão ácida: solução de ácido acético (H3CCOOH) e acetato de sódio (H3CCOONa) Solução tampão básica: solução de amônia (NH3) e cloreto de amônia (NH4Cl)

28 pH = 4,74 pH = 4,74 SOLUÇÃO TAMPÃO CH3COOH/ CH3COONa consegue manter o pH constante após a adição de HCl e de NaOH

29 A ÁGUA NÃO É UMA SOLUÇÃO TAMPÃO pois houve variação de pH na adição de HCl e de NaOH

30 Equação de Henderson-Hasselbalch
Determinação do pH de um tampão ácido é dada pela equação: pH = pKa + log [sal] [ácido] Solução tampão ácida: solução de ácido acético (H3CCOOH) e acetato de sódio (H3CCOONa) pH = pKa + log [H3CCOONa] [H3CCOOH] Tampão ácido: pH<7

31 Equação de Henderson-Hasselbalch
Determinação do pOH de um tampão básico é dada pela equação: pOH = pKb + log [sal] [base] Solução tampão básica: solução de amônia (NH3) e cloreto de amônia (NH4Cl) pOH = pKb + log [NH4Cl] [NH3] Tampão Básico: pH>7

32 pH de soluções de sais Se medirmos o pH de uma solução de sal, em geral não encontramos o valor “neutro” do pH = 7 Exemplo 1: uma solução 0,3 M de acetato de sódio tem pH ~ 9,0 !! ácido fraco e base forte Exemplo 2: Por outro lado, uma solução 0,15 M de NH4Cl (aq) tem pH ~ 5,0 !! ácido forte e base fraca É descrito como o fenômeno de hidrólise

33 pH de soluções de sais: fenômeno de hidrólise
Acetato de sódio (H3CCOONa) e cloreto de amônio (NH4Cl) Tipo de sal pH da solução Ácido forte-base forte 7 Ácido fraco-base forte >7 Ácido forte-base fraca < 7 Ácido fraco-base fraca Depende do sal

34 HIDRÓLISE DE ÂNIONS : Sais de ácidos fracos e bases fortes Exemplo acetato de sódio (CH3COONa) - Na+: dissociação do NaOH - CH3COO- : dissociação do ácido acético A espécie que sofre hidrólise é o ânion do ácido fraco Reação de hidrólise: CH3COO- + H2O ↔ CH3COOH + OH- Kh = [CH3COOH] [OH-] Kh: constante de hidrólise [H3CCOO-] Kh = Kw Ka

35 HIDRÓLISE DE CÁTIONS : Sais de ácidos fortes e bases fracas Exemplo cloreto de amônia (NH4Cl ) - NH4+ : dissociação da amônia (NH3) - Cl- : dissociação do ácido clorídrico (HCl) A espécie que sofre hidrólise é o cátion da base fraca Reação de hidrólise: NH4+ + H2O ↔ NH3 + H3O+ Kh = [NH3] [H3O+] Kh: constante de hidrólise [NH4+ ] Kh = Kw Kb

36 Ka = 1,8 x 10-5 ácido acético - Kb = 1,8 x 10-5 amônia (NH3)
SAIS DE ÁCIDOS FRACOS E BASES FRACAS HIDRÓLISE DE CÁTION E DE ÂNION: Soluções deste tipo sal podem ser ácidas, neutras ou básicas: Cátion e o ânion do sal sofrem hidrólise. Se Ka = Kb então pH da solução neutro Acetato de amônio – CH3COONH4 Ka = 1,8 x 10-5 ácido acético - Kb = 1,8 x 10-5 amônia (NH3) Kh-ânion = Kw igual a Kh-cátion = Kw Ka Kb

37 Ka = 4,9 x 10-10 ácido cianídrico - Kb = 1,8 x 10-5 amônia (NH3)
HIDRÓLISE DE CÁTION E DE ÂNION: SAIS DE ÁCIDOS FRACOS E BASES FRACAS cianeto de amônia –NH4CN Ka = 4,9 x ácido cianídrico - Kb = 1,8 x 10-5 amônia (NH3) Kh-ânion = Kw Kh-cátion = Kw Ka Kb Kh-ânion = 2,0 x Kh-cátion = 5,6 x 10-10 Kh-ânion > Kh-cátion – pH da solução é básico

38 Ka = 6,7 x 10-4 ácido fluorídrico - Kb = 1,8 x 10-5 amônia (NH3)
HIDRÓLISE DE CÁTION E DE ÂNION: SAIS DE ÁCIDOS FRACOS E BASES FRACAS fluoreto de amônia – NH4F Ka = 6,7 x 10-4 ácido fluorídrico - Kb = 1,8 x 10-5 amônia (NH3) Kh-ânion = Kw Kh-cátion = Kw Ka Kb Kh-ânion = 1,5 x Kh-cátion = 5,6 x 10-10 Kh-ânion < Kh-cátion – pH da solução é ácido

39 METODOLOGIA DE DETERMINAÇÃO DE pH
Equipamento: pHmetro Procedimento: 1. Ligar o pHmetro e esperar 5 minutos para estabilização; 2. Verificar os níveis de eletrólitos (solução de KCl e Hg2Cl2) dentro do eletrodos. 3. Calibrar o pHmetro com tampões 7 e 4 (para soluções ácidas) ou 7 e 10 (para soluções básicas).

40 METODOLOGIA DE DETERMINAÇÃO DE pH
4. Acertar as temperaturas. 5. Usar água destilada para lavar o eletrodo, antes de fazer qualquer medida e secar com papel higiênico. 6. Determiar o pH da amostra fazendo a leitura com precisao de 0,01 unidades de pH.

41 DETERMINAÇÃO DE pH EM DIFERENTES TIPOS DE AMOSTRAS
- Leitura direta em produtos líquidos como água, sucos, vinhos e bebidas em geral, e que não contenham CO2; Bebidas com gás carbônico, como refrigerante, devem ser submetidas a agitação mecânica ou a vácuo antes de se tomar a medida de pH, pois o CO2 pode formar o ácido carbônico e abaixar o pH;

42 DETERMINAÇÃO DE pH EM DIFERENTES TIPOS DE AMOSTRAS
- Bebidas com polpa em suspensão devem ser agitadas para misturar a polpa decantada e medir o pH imediatamente, antes da polpa se separar novamente, ou utilizar um agitador magnético para conseguir um resultado homogêneo, já que a polpa e o líquido pode ter pHs diferentes.

43 DETERMINAÇÃO DE pH EM DIFERENTES TIPOS DE AMOSTRAS
- Em produtos sólidos e secos, como farinhas, pão, macarrão e biscoito, é preparado um extrato em suspensão de 10 g do produto em 100 mL de água, e toma-se o pH do líquido sobrenadante após a decantação.

44 DETERMINAÇÃO DE pH EM DIFERENTES TIPOS DE AMOSTRAS
- Produtos sólidos, mas com bastante umidade, como queijo fresco, devem ser macerados e homogeneizados, e os eletrodos são enfiados dentro da massa da amostra em pelo menos três lugares diferentes para se tirar uma medida média do pH.

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51 Curva de Titulação de 50 mL de ácido acético 0,100 M (ácido fraco) com NaOH 0,100 M (base forte).

52 TITULAÇÕES ÁCIDO – BASE- NEUTRALIZAÇÃO
ANÁLISE TITRIMÉTRICA OU VOLUMETRIA Procedimento de análise que é usado para se determinar a quantidade de um ácido pela adição de uma quantidade equivalente de uma base, ou vice-versa. Substâncias participantes de reação de titulação Titulante: substância adicionada ao titulado numa titulação e que tem concentração conhecida – solução reagente - bureta. Titulado: solução que reage com titulante e que queremos determinar a concentração. Indicador: substância que é muda a cor quando passa de meio ácido para básico e vice-versa.

53 Titulante Titulado

54 CLASSIFICAÇÃO DE ANÁLISE VOMUMÉTRICA
Em função da solução padrão utilizada na titulação: Acidimetria: quando usamos soluções padrões ácidas (pH<7) Titulante: ÁCIDO Amostra: Básica

55 CLASSIFICAÇÃO DE ANÁLISE VOMUMÉTRICA
Em função da solução padrão utilizada na titulação: Alcalimetria: quando usamos soluções padrõesbásicas (pH >7) Titulante: Básico Amostra: Ácida

56 Titulações: Ácido forte – base forte Ácido fraco – base forte Ácido forte – base fraca Calcula-se a quantidade de analito através da quantidade de titulante adicionado

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58 número de moles do H+ = número de moles do OH-
Ponto de Equivalência Ponto da titulação em que a quantidade da solução padrão adicionada é quimicamente equivalente à substância com o qual reage. número de moles do H+ = número de moles do OH- Determinação da quantidade de ácido que é quimicamente equivalente a quantidade de base

59 INDICADORES ÁCIDO-BASE
Determinação do ponto de equivalência Modificam a cor quando passam de meio ácido para meio básico Ácidos ou bases orgânicas fracas, solúvel em água

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61 Identificação de soluções ácidas: pelo indicador azul de tornasol

62 Identificação de soluções básicas: pelo indicador fenoftaleína

63 TITULAÇÃO ÁCIDO FORTE COM BASE FORTE
Construção da curva de titulação: A curva de titulação é obtida plotando um gráfico Volume do titulante adicionado em função do pH. Considere a titulação de 50,0 mL de uma solução de HCl 0,1 M com uma solução de NaOH 0,1 M. Calule o pH da solução resultante após adição dos seguintes volumes de NaOH: a) VNaOH = 0 mL; b) VNaOH = 25,0 mL; c) VNaOH = 50,0 mL; d) VNaOH = 75,0 mL.

64 CURVA DE TITULAÇÃO: ÁCIDO FORTE COM BASE FORTE
Cálculo do pH: VNaOH = 0 mL Neste caso no erlenmeyer tem apenas 50,0 mL de uma solução de HCl 0,1 M [H+] = CHCl [H+] = 0,1 M pH = -log[H+] assim pH = 1

65 CURVA DE TITULAÇÃO: ÁCIDO FORTE COM BASE FORTE
Cálculo do pH: b) VNaOH = 25,0 mL (ANTES DO PONTO DE EQUIVALÊNCIA) Neste caso no erlenmeyer temos excesso de HCl 0,1 M e assim o pH da solução resultante será: [H+] = CHCl (EXCESSO)  pH = 1,48 

66 CURVA DE TITULAÇÃO: ÁCIDO FORTE COM BASE FORTE
Cálculo do pH: c) VNaOH = 50,0 mL (NO PONTO DE EQUIVALÊNCIA) Neste caso no erlenmeyer temos que de [HCl] IGUAL a [NaOH] e assim o pH da solução resultante será: Os ions [H+] e [OH-] vem apenas da dissociação da água [H+] x [OH-] = 1,0 x 10-14 [H+] = 1,0 x 10-7 pH = 7

67 CURVA DE TITULAÇÃO: ÁCIDO FORTE COM BASE FORTE
Cálculo do pH: VNaOH = 75,0 mL (APÓS DO PONTO DE EQUIVALÊNCIA) Neste caso no erlenmeyer temos excesso de NaOH 0,1 M e assim o pOH da solução resultante será: [OH-] = CNaOH (EXCESSO) pOH = 1,70 e pH = 12,30

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69 TITULAÇÃO ÁCIDO FRACO COM BASE FORTE
Considere a titulação de 50,0 mL de uma solução de H3CCOOH 0,1 M com uma solução de NaOH 0,1 M. Calule o pH da solução resultante após adição dos seguintes volumes de NaOH: a) VNaOH = 0 mL; b) VNaOH = 25,0 mL; c) VNaOH = 50,0 mL; d) VNaOH = 75,0 mL.

70 CURVA DE TITULAÇÃO: ÁCIDO FRACO COM BASE FORTE
Cálculo do pH: a) VNaOH = 0 mL Neste caso no erlenmeyer tem apenas 50,0 mL de uma solução de H3CCOOH 0,1 M HC2H3O2 + H2O →C2H3O2- + H+ Ka = [C2H3O2- ] x [H+] [HC2H3O2] [H+]2 = Ka x [HC2H3O2] pH = 2,87

71 CURVA DE TITULAÇÃO: ÁCIDO FRACO COM BASE FORTE
Cálculo do pH: a) VNaOH = 25,0 mL (ANTES DO PONTO DE EQUIVALÊNCIA) Neste caso no erlenmeyer temos excesso de H3CCOOH 0,1 M e assim o pH da solução resultante será: [H+] = CH3CCOOH (EXCESSO)  HC2H3O2 + H2O →C2H3O2- + H+ Ka = [C2H3O2- ] x [H+] [HC2H3O2]

72 CURVA DE TITULAÇÃO: ÁCIDO FRACO COM BASE FORTE
[H+] = Ka x [HC2H3O2] [C2H3O2- ] pH = 4,75

73 CURVA DE TITULAÇÃO: ÁCIDO FRACO COM BASE FORTE
Cálculo do pH: c) VNaOH = 50,0 mL (NO PONTO DE EQUIVALÊNCIA) O cálculo do pH neste ponto consiste na determinação do pH de um sal de ácido fraco e base forte (SAL). C2H3O2- + H2O → HC2H3O2 + OH- Kh = [HC2H3O2] x [OH-] Kh = Kw [C2H3O2- ] Ka [OH-]2 = Kh x [HC2H3O2-] pOH= 5,28 e pH = 8,72

74 CURVA DE TITULAÇÃO: ÁCIDO FRACO COM BASE FORTE
Cálculo do pH: VNaOH = 75,0 mL (APÓS O PONTO DE EQUIVALÊNCIA) Neste caso no erlenmeyer temos excesso de NaOH 0,1 M e assim o pH da solução resultante será: [OH-] = CNaOH (EXCESSO) pOH = 1,70 e pH = 12,30

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76 TITULAÇÃO BASE FRACA COM ÁCIDO FORTE
Considere a titulação de 50,0 mL de uma solução de NH4OH 0,1 M com uma solução de H3CCOOH 0,1 M. Calcule o pH da solução resultante após adição dos seguintes volumes de HCl 0,1 M: a) VHCl = 0 mL; b) V HCl = 25,0 mL; c) V HCl = 50,0 mL; d) V HCl = 75,0 mL.

77 CURVA DE TITULAÇÃO: BASE FRACA COM ÁCIDO FORTE
Cálculo do pH: a) VHCl= 0 mL Neste caso no erlenmeyer tem apenas 50,0 mL de uma solução de NH4OH 0,1 M NH4OH + H2O → NH OH- Kb = [NH4+] x [OH-] [NH4OH] [OH+]2 = Kb x [HC2H3O2] pOH = 2,87 pH = 11,13

78 CURVA DE TITULAÇÃO: BASE FRACA COM ÁCIDO FORTE
Cálculo do pH: b) VHCl= 25,0 mL (ANTES DO PONTO DE EQUIVALÊNCIA) Neste caso no erlenmeyer temos excesso de NH4OH 0,1 M e assim o pH da solução resultante será: NH4OH + H2O → NH OH- Kb = [NH4+] x [OH-] [NH4OH] [NH4OH] = VNH4OH x MNH4OH - VHCl x MHCl VNH4OH + VHCl

79 CURVA DE TITULAÇÃO: ÁCIDO FRACO COM BASE FORTE
Cálculo do pH: [NH4+] = VHCl x MHCl VNH4OH + VHC Kb = [NH4+] x [OH-] [NH4OH] l [OH-] = Kb x [NH4OH] [NH4+ ] pOH = 4,75 pH = 9,25

80 CURVA DE TITULAÇÃO: BASE FRACA COM ÁCIDO FORTE
Cálculo do pH: c) VHCl= 50,0 mL (NO PONTO DE EQUIVALÊNCIA) O cálculo do pH neste ponto consiste na determinação do pH de um sal de ácido fraco e base forte (SAL). NH4+ + H2O → NH3 + H+ Kh = [NH3] x [H+] Kh = Kw [NH4+ ] Kb [NH4+ ] = V NH4OH x M NH4OH VNH4OH + VHCl [H+]2 = Kh x [NH4+ ] pH= 5,28

81 CURVA DE TITULAÇÃO: BASE FRACA COM ÁCIDO FORTE
Cálculo do pH: d) VHCl= 75,0 mL (APÓS O PONTO DE EQUIVALÊNCIA) Neste caso no erlenmeyer temos excesso de HCl 0,1 M e assim o pH da solução resultante será: [H+] = CHCl (EXCESSO) [H+] = VHCl x MHCl - VNH4OH x MNH4OH VNH4OH + VHCl pH= 1,70

82 CURVA DE TITULAÇÃO: BASE FRACA COM ÁCIDO FORTE

83 APLICAÇÕES DA VOLUMETRIA DE NEUTRALIZAÇÃO
Determinação de acidez em vinagre, bebida alcoólica; Determinação de teor de nitrogênio (Kjeldahl) : alimentos, solo, adubo e planta Determinação de nitratos e fosfato Índice de saponificação de óleos e gorduras Determinação da pureza da vitamina C

84 APLICAÇÕES DA VOLUMETRIA DE NEUTRALIZAÇÃO
Determinação de acidez em vinagre e em bebida alcóolica Cálculo: Acidez total (g/100 g de ácido acético) = (Vo x M x PM)/(10 x V) Onde: Vo: Volume gasto na titulação de hidróxido de sódio, em mL M: Molaridade da solução de hidróxido de sódio PM: Peso molecular do ácido acético (60) V: Volume total da amostra

85 Determinação de teor de nitrogênio (Kjeldahl)
Fundamento: O nitrogênio da amostra é deslocado e transformado em sal de amônio (mineralização ou digestão). A seguir, em meio alcalino (adição de NaOH 40%) e aquecimento desloca-se o NH3, recebendo-o em ácido bórico com solução indicadora, vermelho de metila + verde de bromocresol, (destilação por arraste a vapor). Por titulação com ácido clorídrico (0,1N), determina-se a quantidade de amônio que reagiu com ácido bórico.

86 Determinação de teor de nitrogênio (Kjeldahl):
Cálculo da concentração de nitrogênio

87 Extratores de Kjeldahl