Química – 12º Ano
EQ. ÁCIDO - BASE
5. Cálculo do pH de ácidos e bases fracos:
– Ácido Fraco
ex: Uma solução aquosa de ácido acético de concentração 0,10 mol/L, a 25ºC.
Na solução coexistem 2 equilíbrios:
H3O+(aq) + OH–(aq)
Kw = 1,0 x 10–14
(1)
2H2O(l)
(2)
CH3COOH(aq) + H2O(l) ⇔ H3O+(aq) + CH3COO–(aq)
Ka = 1,8 x 10–5
NOTA:
Como Ka(CH3COOH) >>> Kw
podemos dizer que:
[H3O+]total ≈ [H3O+]ácido = [CH3COO–]
Assim,
[H3O+]2
1,8 x10-5 = –––––––––––––
0,10 – [H3O+]
Como 1ª aproximação temos que: 0,10 – [H3O+] ≈ 0,10
logo,
[H3O+]2 = 0,10x1,8x10-5 = 1,8x10-6 ó
ó [H3O+] = 1,34x10–3 mol/L ⇒ Com este valor deve-se corrigir a 1ª aproxi mação.
[H3O+]2
1,8 x10-5 = –––––––––––––––
0,10 – 1,34x10-3
⇒ [H3O+] = ….
e pode prosseguir-se com este processo iterativo para um valor de pH mais
rigoroso.
→ Base Fraca
Idêntico ao do ácido fraco.
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6. Contribuição da água pura para o pH de soluções de ácidos e de
bases sempre muito diluídas.
Nos exemplos anteriores
[H30+]total = [H30+]ácido + [H30+]H2O ≈ [H30+]ácido
Vejamos o seguinte caso:
– Qual o pH de uma solução aquosa de HCl de concentração 1,0x10-8 mol/L?
H3O+(aq) + Cl–(aq)
0
0
HCl(aq) + H2O(l)
[ ]i/mol.dm 1,0x10–8
––
–3
[ ]f/mol.dm–3
0
1,0x10–8
––
1,0x10–8
o pH = -log (1,0x10-8) pH = 8 ⇒ Solução alcalina (??)
Rigorosamente temos:
[H30+]total = [H30+]ácido + [H30+]H2O
[OH–] = [H30+]H2O = x
Kw = [OH–] . [H30+]total
Kw = [OH–] . ([H30+]ácido + [H30+]H2O)
Kw = x . ([H30+]ácido +
Kw = x . (1,0x10-8 +
x)
x)
x2 + 1,0.10–8x – 1,0.10-14 = 0
Resolvendo :
x = 9,51.10–8 V
Impossível
[OH–] = [H30+]H2O = 9,51.10–8mol/L < 10–7 (Como seria de esperar pelo Princípio
de Le Chatelier).
+
-8
-8
-8
[H30 ] = 1,0.10 + 9,51.10 = 10,5.10 mol/L
pH = 6,98 (< a 7 como seria de esperar).
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7. Misturas de Ácidos ou de Bases:
Quando se juntam dois electrólitos do mesmo tipo (ácidos ou bases), podem
surgir dois “problemas”:
1º – A operação acarreta a diluição das soluções iniciais,
∴ [HA] ↓ ⇒ [H3O+] ↓ ⇒ pH ↑
2º – A adição de iões comuns (H3O+ ou OH–) provoca o deslocamento do
equilíbrio no sentido da reacção inversa, diminuindo assim a ionização
de cada ácido ou base.
(a) Mistura de Ácidos Fortes:
Como ambos são fortes, considera-se que nenhum inibe significativamente a ionização do outro, continuando os dois a sofrer ionização
total.
[H3O+]total = [H3O+]ac1 + [H3O+]ac2
(b) Mistura de Bases Fortes:
(igual ao anterior)
[OH–]total = [OH–]base1 + [OH–]base2
(c) Mistura deÁcido Forte com Ácido Fraco
(ou Base Forte com Base Fraca)
Ex: Mistura de HCl(aq) com CH3COOH(aq)
(1) HCl(aq) + H2O(l) →H3O+(aq) + Cl–(aq)
H3O+(aq) + CH3COO–(aq)
(2) CH3COOH(aq) + H2O(l)
Como
[H3O+]1 >>> [H3O+]2 ⇒ A ionização do ácido acético vai ser inibida e,
o equilíbrio desloca-se para a esquerda.
Assim, [ H3O+]total = [H3O+]1 + [H3O+]2 ≈ [H3O+]1
( o mesmo se passa para as bases)
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