Capítulo 17 Aspectos adicionais dos equilíbrios aquosos Professor Élcio Barrak Luiz Antonio Rosa Machado 17103 EEL José Henrique Fonseca Franco 17086 EEL

17.1 - O efeito do íon comum 17.2 – Soluções-tampão 17.3 - Titulações ácido-base 17.4 - Equilíbrios de solubilidade 17.5 - Fatores que afetam a solubilidade 17.6 - Precipitação e separação de íons 17.7 - Análise qualitativa para elementos metálicos

17.1 – O efeito do íon comum A dissociação de um ácido fraco ou uma base fraca é reprimida pela presença de um eletrólito forte que fornece um íon comum ao equilíbrio. Exemplo: Considerando um equilíbrio formado por água e ácido acético, HC2H3O2. Se adicionarmos NaC2H3O2, teremos um íon comum ao sistema anterior: C2H3O2- que provocaria uma diminuição na concentração de H+.

17.2 – Soluções-tampão Um tampão resiste às variações de pH porque ele é composto tanto por ácidos quanto por bases fracas. A expressão da constante de dissociação do ácido correspondente é: H X ( a q ) + -

17.2 – Soluções Tampão Capacidade de tampão e pH: A capacidade de tampão é a quantidade de ácido ou base que um tampão pode neutralizar antes que o pH comece a variar significativamente. Esta capacidade depende da quantidade de ácido e base da qual o tampão é feito. O pH do tampão depende de Ka para o ácido e das respectivas concentrações relativas de ácido e base que o tampão contém.

17.2 – Soluções-tampão Equação de Henderson-Hasselbach.

17.2 – Soluções-tampão

17.2 – Soluções-tampão

17.3 – Titulações ácido-base A titulação é um dos processos mais utilizados em química analítica quantitativa. É uma técnica volumétrica em que através da medição rigorosa de volumes é possível determinar a concentração de uma solução utilizando outra solução cuja concentração é conhecida (solução padrão). Neste processo adiciona-se uma solução, que é colocada na bureta (titulante), à outra solução que se encontra no erlenmeyer (titulado) ocorrendo entre as duas uma reação ácido-base.

17.3 – Titulações ácido-base O ponto de equivalência em uma titulação é o ponto no qual o ácido e a base estão presentes em quantidades estequiométricas. O ponto final em uma titulação é o ponto observado. A diferença entre o ponto de equivalência e o ponto final é chamada de erro de titulação.

17.3 – Titulações ácido-base Titulação ácido forte - base forte Considere a adição de uma base forte (por exemplo, NaOH) a uma solução de um ácido forte (por exemplo, HCl). No ponto de equivalência, a quantidade de base adicionada é estequiometricamente equivalente à quantidade de ácido originalmente presente. Logo, o pH é determinado pela solução de sal. Portanto, pH = 7. Para detectar o ponto equivalência, usamos um indicador que muda de cor quando próximo a 7,00.

17.3 – Titulações ácido-base Titulação ácido forte - base forte

17.3 – Titulações ácido-base Titulação ácido fraco - base forte Neste tipo de titulação, o ponto de equivalência se dá em um pH superior a 7, devido à hidrólise do ânion do ácido fraco, que é uma hidrólise que origina íons OH–. Considere a titulação de HC2H3O2 com NaOH À medida que a base forte é adicionada, ela consome uma quantidade estequiométrica de ácido fraco: HC2H3O2(aq) + NaOH(aq)  C2H3O2-(aq) + H2O(l) Após o ponto de equivalência, o pH é dado pela base forte em excesso.

17.3 – Titulações ácido-base Titulação ácido fraco - base forte

17.3 – Titulações ácido-base Titulação ácido forte - base fraca Neste tipo de titulação, o ponto de equivalência se dá em um pH inferior a 7, devido à hidrólise do cátion resultante ser ácida. Como a base é fraca, o seu ácido conjugado será forte, que facilmente reagirá com a água, formando íons H3O+. Um exemplo deste tipo de titulação é a titulação da amônia com o ácido clorídrico: HCl(aq) + NH3(aq) → NH4Cl(aq) + H2O(l)

17.3 – Titulações ácido-base Titulação ácido forte - base fraca

17.3 – Titulações ácido-base Titulações de ácidos polipróticos Nos ácidos polipróticos, cada próton ionizável dissocia-se em etapas. Consequentemente, em uma titulação existem n pontos de equivalência correspondentes a cada próton ionizável. Exemplo da titulação do H3PO3 com NaOH: O primeiro próton dissocia-se para formar H2PO3- e o segundo para formar HPO32-

17.3 – Titulações ácido-base Titulações de ácidos polipróticos

17.4 – Equilíbrios de Solubilidade A constante do produto de solubilidade (Kps): A solubilidade é a quantidade em gramas de substância que se dissolve para formar uma solução saturada. A solubilidade molar é a quantidade de matéria do soluto dissolvida para formar um litro de solução saturada. BaSO4(s) Ba2+(aq) + SO42-(aq) Kps = [Ba2+] [SO42-]

17.4 – Equilíbrios de Solubilidade A solubilidade de uma substância pode variar consideravelmente à medida que as concentrações dos outros solutos variam. A constante do produto de solubilidade tem apenas um único valor para certo soluto a certa temperatura. A concordância entre a solubilidade medida e a calculada a partir de Kps é normalmente melhor para sais cujos íons têm cargas (1+ e 1-).

17.5 – Fatores que afetam a solubilidade Efeito do íon comum Formação de íons complexos pH Anfoterismo

17.5 – Fatores que afetam a solubilidade Efeito do íon comum: A solubilidade de um sal ligeiramente solúvel é diminuída pela presença de um segundo soluto que fornece um íon comum. CaF2(s) Ca2+(aq) + 2 F-(aq)

17.5 – Fatores que afetam a solubilidade Formação de íons complexos: A regra geral é de que a solubilidade de sais metálicos aumenta na presença de bases de Lewis (receptores de elétrons) apropriadas como NH3, CN- ou OH-. 23/30

17.5 – Fatores que afetam a solubilidade Formação de íons complexos: 24/30

17.5 – Fatores que afetam a solubilidade pH: Quanto mais ácida é a solução, maior a solubilidade de CaF2, porque o íon F- é uma base conjugada do ácido fraco HF. A transformação de F- em HF, pelo H+ adicionado, leva o equilíbrio à direita. Portanto: CaF2(s) Ca2+(aq) + 2 F-(aq) F-(aq) + H+(aq) HF(aq) CaF2(s) + 2H+(aq) Ca2+(aq) + 2HF(aq) 25/30

17.5 – Fatores que afetam a solubilidade Anfoterismo:

17.6 – Precipitação e separação de íons O quociente de reação (Q) pode ser relacionado com a constante do produto de solubilidade (Kps) para saber se o soluto se dissolverá, como segue: Se Q > Kps, a precipitação ocorre até que Q = Kps. Se Q = Kps, existe o equilíbrio. Se Q < Kps, o sólido se dissolve até que Q = Kps.

17.7 – Análise qualitativa para elementos metálicos

17.7 – Análise qualitativa para elementos metálicos.

Referências bibliográficas http://pt.wikipedia.org/wiki/Solução_tampão Acessado dia 23/05/2009 http://pt.wikipedia.org/wiki/Titulação Acessado dia 24/05/2009 http://www.e-escola.pt/topico.asp?id=302 Acessado dia 24/05/2009 http://www.e-escola.pt/ftema.asp?canal=quimica&id=102 Acessado dia 24/05/2009 Brown, Theodore L., LeMay, H. Eugene, Bursten, Bruce E. e Burdge, Julia R. Química: A Ciência Central. Copyright: 2005. 9ª edição.