Química – 12.º Ano
Eq. Ácido/Base
8. COMPORTAMENTO ÁCIDO-BASE DE SOLUÇÕES
AQUOSAS DE SAIS
⇓
HIDRÓLISE
Como explicar o comportamento ácido –base de alguns sais?
Exemplo 1:
Porque razão uma solução aquosa de cloreto de amónio
apresenta pH ácido?
NH4Cl(aq)
1) Cl- + H2O
⇓
NH4+(aq) + Cl-(aq)
?
Base conjugada de um ácido muito forte
reagir com a água (ião muito estável) .
2) NH4+ +
H2O
⇓
(HCl), logo não vai
?
Ácido conjugado de uma base relativamente fraca (NH3), logo
vai sofrer ionização.
NH4+(aq) + H2O(l)
NH3(aq) + H3O+ (aq)
⇓
Ka(NH4+)
caracter ácido
=?
Kw = Ka(NH4+) x Kb(NH3)
a 25ºC
Ka(NH4+) =(1,0.10-14)/(1,8.10-5) = 5,(5).10-10
⇓
Constante de Hidrólise do Sal:
18
Kh
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Eq. Ácido/Base
Exemplo 2:
Prever o caracter químico de uma solução aquosa de acetato de
sódio.
Na+(aq) + CH3COO-(aq)
NaCH3COO(aq)
1) Na+ + H2O
⇓
?
Ião muito estável, não reage.
2) CH3COO- + H2O
⇓
?
Base conjugada de um ácido relativamente fraco (ácido
etanóico), logo vai sofrer ionização.
CH3COO- (aq) + H2O(l)
CH3COOH(aq) + OH_ (aq)
⇓
caracter básico
19
Química – 12.º Ano
Eq. Ácido/Base
Exemplo 3:
Prever o caracter químico de uma solução aquosa de cloreto de
sódio.
NaCl(aq)
Na+(aq) + Cl-(aq)
1) Na+ + H2O
⇓
?
Ião muito estável , não reage.
(O Na tem baixa energia de dissociação e além disso o Na+
resulta da dissociação de uma base muito forte.)
2) Cl- + H2O
⇓
?
Base conjugada de um ácido muito forte
reagir com a água (ião muito estável).
(HCl), logo não vai
Não existe hidrólise
⇓
Caracter Químico Neutro
Exemplo 4:
Qual será o caracter químico de uma solução aquosa de acetato
de amónio?
R: Depende das constantes de equilíbrio das reacções de ionização dos iões acetato e amónio.
20
Química – 12.º Ano
Eq. Ácido/Base
9. SOLUÇÕES TAMPÃO
Composição Química: misturas constituídas por um par
conjugado de ácido-base em quantidades apreciáveis.
Ex:
• NH3 + NH4Cl ⇒ base fraca + sal contendo o seu ácido
conjugado
• HCN + NaCN ⇒ ácido fraco + sal contendo a sua base
conjugada
• NaH2PO4 + Na2HPO4 ⇒ sais constituídos por um par
conjugado de ácido-base
Comportamento químico: Oferecem resistência a modificar o
seu valor de pH quando lhes são adicionadas pequenas
quantidades de ácido ou base forte ou ainda quando sofrem um
processo de diluição.
Estas soluções são muito importantes em processos que
necessitem um controle apertado de pH. Ex:
• Banhos electrolíticos na indústria.
• O pH do sangue deve variar entre 7,35 e 7,45.
Uma solução tampão muito utilizada é a mistura de volumes
iguais de ácido acético e de acetato de sódio, com
concentrações de 1,0 mol/L.
CH3COOH(aq) + NaCH3COO(aq)
NaCH3COO(aq)
Na+(aq) + CH3COO-(aq)
21
Química – 12.º Ano
Na+ + H2O
⇓
Eq. Ácido/Base
?
Ião muito estável, não reage.
Assim, em solução estabelece-se o equilíbrio:
CH3COO-(aq) + H3O+(aq)
(1) CH3COOH (aq) + H2O(l)
A reacção química inicia-se com a presença de um produto de reacção
relevante CH3COO-(aq), encontrando-se por isso inibida, isto é, o grau de
conversão dos reagentes em produtos de reacção não é tão elevado quanto
seria se não existissem à partida, produtos de reacção. Este
comportamento dos sistemas químicos deve-se ao facto de eles evoluírem
de modo a que o valor da constante de equilíbrio seja atingido; se já
existir uma determinada concentração de pelo menos um dos produtos da
reacção, para que K se atinja não é necessário que o reagente sofra uma
conversão tão elevada. Assim, tem-se:
[ ]i
CH3COO-(aq) + H3O+(aq)
0,5
CH3COOH (aq) + H2O(l)
0,5
[H O ]× [CH COO ]
=
+
Ka
[H
3
3
−
3
[CH 3COOH ]
]
O+ = Ka ×
[CH 3 COOH ]
[CH
3
COO
−
]
Aplicando o operador p (-log), fica:
pH = pK a
[CH COO ]
+ log
−
3
[CH 3COOH ]
22
Química – 12.º Ano
Eq. Ácido/Base
Se adicionar uma base ao sistema, progride a reacção directa.
Assim,
[ ]i
[ ]eq
CH3COO-(aq) + H3O+(aq)
0,5
0,5 + x
CH3COOH (aq) + H2O(l)
0,5
0,5 - x
Sendo:
[ CH3COOH ]eq = 0,5 – x ≅ 0,5
[ CH3COO- ]eq = 0,5 + x ≅ 0,5 (pois Ka é baixo)
a 25ºC:
pH = - log (1.8.10-5) + log 1
pH = 4,74 + 0
pH = 4,74
Se adicionar um ácido ao sistema, progride a reacção inversa.
Assim,
[ ]i
[ ]eq
CH3COO-(aq) + H3O+(aq)
0,5
0,5 - x
CH3COOH (aq) + H2O(l)
0,5
0,5 + x
Sendo:
[ CH3COOH ]eq = 0,5 + x ≅ 0,5
[ CH3COO- ]eq = 0,5 - x ≅ 0,5 (pois Ka é baixo)
a 25ºC:
pH = - log (1.8.10-5) + log 1
pH = 4,74
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Química – 12.º Ano
Eq. Ácido/Base
Expressão geral para cálculo do pH para uma solução tampão ácido:
pH = pK a +
[sal ]
[ácido ]
Expressão geral para cálculo do pOH para uma solução tampão
alcalina:
pOH = pK b +
24
[sal ]
[base ]