BALC - Aula 8 - PH, POH e Solução Tampão
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Definição de Arrhenius:
ácidos: liberam apenas H+ (H3O+) como cátion;
bases (ÁLCALIS): liberam apenas OH- como ânion;
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Brønsted-Lowry:
ácidos: doadores de H+;
bases: recebedores H+ (não precisam ter OH-);
Substâncias Anfóteras: podem ter comportamento ácido ou básico,
dependendo da situação.
Pares conjugados (ácido-base):
HA(aq) + H2O(ℓ) ⇄ H3O+(aq) + A-(aq)
ácido + base ⇄ ácido + base
Lewis:
ácidos: receptores de par de elétrons;
bases: doadores de par de elétrons;
ácido + base sal + água
obs.: ácidos e bases de Lewis não precisam conter
prótons
(definição mais geral que as de Arrhenius e
Brønsted-Lowry).
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[H3O + ][OH− ]
K eq =
[H2 O]2
K eq × [H2 O]2 = [H3O + ][OH− ]
K w = [H3O + ][OH− ] = 1,0 ×10 -14 (a 25º C)
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→ H 3O + ( aq ) + OH − ( aq )
H 2O(l ) + H 2O( l ) ←
• A 25°C, em água pura, temos:
b) Solução ácida:
[H+] > 10-7 mol/L
[OH-] < 10-7 mol/L
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Escala de pH
Sabemos que, em água pura, estabelece-se o equilíbrio abaixo:
H2O(ℓ) + H2O(ℓ) ⇄ H3O+(aq) + OH-(aq)
Na maioria das soluções aquosas, temos:
0 < [H+] < 1 mol/L
A escala de pH foi definida de modo a expressar essas concentrações:
pH = -log[H3O+]= -log[H+]
pOH = -log[OH-]
Água neutra (25°C) pH = pOH = 7,0
Sol. ácidas, [H+] > 1,0 x 10-7 pH < 7,0
Sol. básicas, [H+] < 1,0 x 10-7 pH > 7,0
Efeito da temperatura no pH
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O que é pH neutro ?
Depende da temperatura
Temp. ºC Constante de equilíbrio pK PH neutro
0 1,15 x 10-15 14,99 7,49
20 6,82 x 10-15 14,17 7,09
25 1,10 x 10-14 13,997 6,9985
30 1,47 x 10-14 13,83 6,92
40 2,95 x 10-14 13,53 6,77
60 8,51 x 10-14 13,02 6,51
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O que é pH neutro ?
Depende da concentração do sal
Concentração de NaCl à pK PH neutro
25º C
0 13,999 7,00
0,1 M 13,711 6,86
0,5 M 13,674 6,84
1,0 M 13,714 6,86
3,0 M 13,989 6,99
5,0 M 14,465 7,23
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• Entretanto, para processos em que não seja adequado usar o medidor de pH (uma
reação com reagentes tóxicos, por exemplo) ou por simplicidade, são usados
frequentemente alguns corantes que mudam de cor em diferentes faixas de pH
(indicadores), que são menos precisos (menos exatos) que os medidores de pH.
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Métodos Potenciométricos
Medição
ionômetro
Eletrodo de Eletrodo
referência indicador Instrumento
de medição
solução
contendo
o analito
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Escala de pH
pH: um modo de expressar acidez -- a concentração
de H+ em solução.
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[H+] e pH
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[H+] e pH
Se o pH da Coca-Cola é 3.12, [H+] é ____________.
Como pH = - log [H+] então
log [H+] = - pH
Faça o antilog
[H+] = 10-pH
[H+] = 10-3,12 =
7,6 x 10-4 M
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Cálculo e uso de pH
pH = -log[H3O+]
pOH = -log[OH-]
[H3O+] = 10-pH
[OH-] = 10-pOH
pH + pOH = 14
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Ácidos fortes
• Os ácidos fortes mais comuns são HCl, HBr, HI, HNO3, HClO3,
HClO4 e H2SO4;
• Os ácidos fortes sofrem ionização em solução aquosa:
HNO3(aq) +H2O(ℓ) H3O+(aq) + NO3-(aq)
HNO3(aq) H+(aq) + NO3-(aq)
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Bases fortes
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Ácidos fracos
• os ácidos fracos são apenas parcialmente ionizados em solução;
• quanto maior Ka (constante de acidez) mais forte será o ácido, ou seja,
mais íons estarão presentes no equilíbrio em relação às moléculas
não ionizadas;
• para encontrar a molaridade do H3O+(aq) numa solução de ácido fraco,
devemos levar em conta o equilíbrio:
HA(aq) + H2O(ℓ) ⇄ H3O+(aq) + A-(aq)
(M-x) x x
[H 3 O + ][A − ] [H + ][A − ] x2
Ka = = =
[HA] [HA] M-x
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Bases fracas
+
[NH4 ][OH− ]
Kb =
[NH3 ]
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Indicadores de pH
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Indicadores Ácido-Base
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Indicadores de pH
• Para Ostwald, em sua “teoria
Indicador
Intervalo de Viragem
em unidades de pH
Mudança de cor de
ácido para base
iônica dos indicadores”, os
indicadores são bases ou
Alaranjado de metila 3,1 a 4,6
Vermelho para amarelo ácidos fracos cuja cor das
alaranjado
moléculas não dissociadas
difere da cor dos respectivos
Verde de bromocresol 3,8 a 5,4 Amarelo para azul
íons;
• São substâncias químicas que
Vermelho de metila 4,2 a 6,3 Vermelho para amarelo
fornecem indicação visual
dependendo da acidez (pH)
do meio;
Azul de bromotimol 6,0 a 7,6 Amarelo para azul
Vermelho de fenol 6,6 a 8,6 Amarelo para vermelho • São usados atualmente tanto
em solução aquosa quanto
Fenolftaleína 8,0 a 9,8 Incolor para vermelho
em outras apresentações
(papel indicador, por
Timilftaleína 9,8 a 10,6 Incolor para azul exemplo).
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fenolftaleína
HO OH -O O O O OH
O
Br Br
C Br Br H+
O
OH-
C C OH
SO³ SO³
O O
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Soluções Tampão
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Solução-tampão
• a maioria das soluções aquosas se • cada solução-tampão atua em um
torna rapidamente mais ácida (ou pH diferente;
alcalina) pela adição de ácido (ou
base); • para calcularmos esse valor de pH,
a concentração do ânion do sal ou
• uma solução-tampão usa o a concentração do ácido usamos a
princípio da hidrólise para tentar equação de Henderson-
manter o pH invariável quando a Hasselbach:
ela são adicionados íons H+ ou OH-
. Essa propriedade é de grande
importância biológica.
[ácido]
Ex.: HCO3-/H2CO3 e HPO42-/H2PO43- − log[H+ ] = −logK a − log
[ânion do sal]
controlam o pH no sangue. ou
[ânion do sal]
pH = pKa + log
[ácido]
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Soluções Tampão
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Soluções Tampão
HCl é adicionado à água pura
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A Equação de Henderson-Hasselbalch
[A-]
-logKa= -log[H3O+] - log
[HA]
[A-]
pKa = pH - log
[HA]
[A-]
pH = pKa + log
[HA]
[base conjugada]
pH = pKa + log
[ácido]
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LEITURAS
• Química Nova na Escola – no 13, pag.18 2001
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LEITURAS
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MEDIDA DE pH
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pH DO SANGUE
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EQUILÍBRIO ÁCIDO-BASE
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TAMPÃO BICARBONATO
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ACIDOSE E ALCALOSE
•Acidose:
• A redução do pH
•Alcalose:
• aumento do pH
•Ambas são consequências de alterações da
concentração do íon hidrogênio no organismo.
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