Aspectos adicionais dos equilíbrios aquosos Capítulo 17 Aspectos adicionais dos equilíbrios aquosos Alunos: Renato Vezzani Franzé – 14466 Roberto Massi de Oliveira – 14467 Prof. Élcio

Sumário: Efeito do íon comum; Soluções-tampão; Titulações ácido-base; Equilíbrios de solubilidade; Fatores que afetam a solubilidade; Precipitação e separação de íons; Análise qualitativa para elementos metálicos; Referências bibliográficas.

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. Esse fenômeno é chamado efeito do íon comum.

Exemplo: Ácido acético (HC2H3O2) e acetato de sódio (NaC2H3O2).   HC2H3O2(aq) H+(aq) + C2H3O2-(aq) NaC2H3O2(aq) Na+(aq) + C2H3O2-(aq) Explicação: a adição de NaC2H3O2 provoca o aumento de C2H3O2-(aq) na solução, deslocando o equilíbrio para a esquerda, no sentido do reagente (HC2H3O2).

Soluções-tampão:   Soluções-tampão ou tampões são aquelas soluções que contêm um par conjugado ácido-base fraco e que podem resistir drasticamente às variações de pH com adições de pequenas quantidades de ácido ou base forte. Composição: - Ácido + sal do ácido; - Base + sal da base. Ação: - Neutraliza OH- e H+.

Exemplo: Supondo um ácido HX e um sal MX. HX(aq) H+(aq) + X-(aq) [H+] = Ka[HX]/[X-] pH = - log [H+] Se íons OH- são adicionados à solução, eles reagirão com os íons H+, produzindo H2O. HX(aq) + OH-(aq) H2O(l) + X-(aq) Caso a quantidade de HX e X- sejam grandes quando comparadas com a de OH-, a razão [HX]/[X-] não varia muito, tornando a variação do pH pequena.

Essa reação também pode ser representada ao se usar H3O+: Se íons H+ são adicionados, eles reagem com o componente básico do tampão. H+(aq) + X-(aq) HX(aq) Essa reação também pode ser representada ao se usar H3O+: H3O+(aq) + X-(aq) HX(aq) + H2O(l) A reação faz com que [X-] diminua e [HX] aumente. Desde que a variação na razão [HX]/[X-] seja pequena, a variação no pH também será pequena.

- pH do tampão: é dado pela equação de Henderson-Hasselbalch. - Capacidade de tampão: é a quantidade de ácido ou base que um tampão pode neutralizar antes que o pH comece a variar apreciavelmente e ela depende da quantidade de ácido ou base de que o tampão é feito. - pH do tampão: é dado pela equação de Henderson-Hasselbalch. pH = pKa + log [base]/[ácido] Onde [base] e [ácido] são as concentrações do par ácido-base conjugado no equilíbrio, pH = - log [H+] e pKa = - log Ka.

Titulações ácido-base: Em uma titulação ácido-base, uma solução contendo concentração desconhecida de base é lentamente adicionada a um ácido (ou o ácido é adicionado à base). Os indicadores ácido-base podem ser usados para sinalizar o ponto de equivalência de uma titulação. Para se determinar tal ponto de equivalência e o indicador apropriado, utiliza-se a curva de titulação de pH, como veremos nos casos específicos a seguir.

Titulação ácido forte – base forte: Conforme o gráfico, vemos que o pH varia rapidamente de 4 a 10, próximo ao ponto de equivalência. Conseqüentemente, o indicador para o caso em questão pode mudar de cor em qualquer lugar nessa faixa. A fenolftaleína é o indicador mais adequado a essas características.

Titulação ácido fraco – base forte: As curvas de titulação de pH desse tipo diferem da anterior de três maneiras notáveis: 1 – A solução de ácido fraco tem um pH inicial maior que a solução de um ácido forte na mesma concentração. 2 – A variação de pH na parte de crescimento mais rápido da curva é menor no caso do ácido fraco. 3 – O pH no ponto de equivalência está acima de 7 para a titulação ácido fraco – base forte.

Titulação de ácidos polipróticos: Quando ácidos fracos contêm mais de um H ionizável, como no ácido fosforoso (H3PO3), a reação com OH- ocorre em uma série de etapas. Quando as etapas de neutralização de um ácido ou base poliprótica estão suficientemente separadas, a substância exibe uma curva de titulação com pontos de equivalência múltiplos.

Exemplo de titulação:

Equilíbrio de solubilidade: Tratam-se de equilíbrios envolvidos na dissolução ou precipitação de compostos iônicos nas reações heterogêneas. Pela consideração dos equilíbrios de solubilidade, podem-se fazer suposições quantitativas sobre quanto de certo composto se dissolverá, além de usar esses equilíbrios para analisar os fatores que afetam a solubilidade.

- Constante do produto de solubilidade (Kps): A constante do produto de solubilidade é o indicador do quão solúvel é o sólido em água. Supondo a equação: BaSO4(s) Ba2+(aq) + SO42-(aq) O cálculo da constante é expresso por: Kps = [Ba2+][SO42-] Observação: os sólidos, os líquidos e os solventes não aparecem nas expressões da constante de equilíbrio para equilíbrios heterogêneos.

- Solubilidade e Kps: É importante distinguir cuidadosamente solubilidade e constante do produto de solubilidade. A solubilidade de uma substância é a quantidade que se dissolve para formar uma solução saturada e varia com a concentração dos outros solutos, já o Kps é a constante de equilíbrio entre um sólido iônico e sua solução saturada.

Fatores que afetam a solubilidade: A solubilidade de uma substância é afetada não apenas pela temperatura, mas também pela presença de outros solutos. Há três fatores que afetam a solubilidade de compostos iônicos: a presença de íons comuns, o pH da solução e a presença de agentes complexantes.

CaF2(s) Ca2+(aq) + 2 F-(aq) - Efeito do íon comum: a solubilidade de um sal ligeiramente solúvel é diminuída pela presença de um segundo soluto que fornece um íon comum. Exemplo: Solubilidade do CaF2 CaF2(s) Ca2+(aq) + 2 F-(aq) O efeito da concentração de NaF na solubilidade de CaF2 mostra o efeito do íon comum. Ou seja, a adição de F- na solução desloca o equilíbrio, diminuindo a solubilidade.

O efeito do pH na solubilidade do CaF2. - Solubilidade e pH: a solubilidade de quase todos os compostos iônicos é afetada quando a solução se torna suficientemente ácida ou básica. CaF2(s) Ca2+(aq) + 2F-(aq) F-(aq) + H+(aq) HF(aq) Total: CaF2(aq) + 2 H+(aq) Ca+(aq) + 2 HF(aq) O efeito do pH na solubilidade do CaF2.

- Exemplo: cálculo da constante de formação (Kf) para o Ag(NH3)2+ - Formação de íons complexos: um agrupamento de um íon metálico com as bases de Lewis ligadas a ele, como Ag(NH3)2+, é chamado íon complexo. A estabilidade de um íon complexo em solução aquosa pode ser julgada pelo valor da constante de equilíbrio para a sua formação a partir do íon metálico hidratado. - Exemplo: cálculo da constante de formação (Kf) para o Ag(NH3)2+ Kf = [Ag(NH3)2+] / [Ag+][NH3]2 = 1,7 x 107

- Anfoterismo: substâncias anfóteras são aquelas capazes de se comportar como ácido ou base. Esse fenômeno é normalmente explicado pelo comportamento das moléculas de água que circundam o íon metálico e que estão ligadas a ele por interações ácido-base de Lewis. À medida que NaOH é adicionado à solução de Al3+ (a) forma-se um precipitado de Al(OH)3 (b). À medida que mais NaOH é adicionado, Al(OH)3 se dissolve (c), demonstrando o anfoterismo de Al(OH)3.

Precipitação e separação de íons: As possíveis relações entre Q (quociente da reação) e Kps são resumidas abaixo: Q > Kps há precipitação até que Q = Kps; Q = Kps existe equilíbrio (solução saturada); Q < Kps dissolve-se o sólido até Q = Kps. Precipitação seletiva de íons: Os íons podem ser separados com base na solubilidade de seus sais. A separação de íons em uma solução aquosa usando um reagente que forma um precipitado com poucos íons é chamada precipitação seletiva.

Análise qualitativa para elementos metálicos: Antes do desenvolvimento da instrumentação analítica moderna, era necessário analisar misturas de metais em amostras por via úmida. (a) Solução contendo Zn+2(aq) e Cu+2(aq). (b) Quando H2S é adicionado à solução cujo pH é maior que 0,6, CuS precipita. (c) Após CuS precipitado ser removido, o pH é aumentado, permitindo que ZnS precipite.

Referências bibliográficas: Brown, Theodore L., LeMay, H. Eugene, Bursten, Bruce E. Química: A Ciência Central, Copyright: 2005. 9ª edição http://www.youtube.com Acesso em 28/09/2007