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)
NaC2H3O2(aq)
+
H
-
(aq)
Na
+
+ C2H3O2 (aq)
(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.
+
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.
- 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)
Ba
2+
2-
(aq) + SO4
(aq)
O cálculo da constante é expresso por:
2+
2-
Kps = [Ba ][SO4 ]
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.
- 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)
Ca
2+
-
(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.
- Solubilidade e pH: a solubilidade de quase
todos os compostos iônicos é afetada quando a
solução se torna suficientemente ácida ou básica.
CaF2(s)
Ca
+
F (aq) + H (aq)
Total:
CaF2(aq) + 2 H
+
(aq)
2+
-
+ 2F (aq)
HF(aq)
(aq)
Ca
+
(aq)
+ 2 HF(aq)
O efeito do pH na
solubilidade do CaF2.
- 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
+
+
2
Kf = [Ag(NH3)2 ] / [Ag ][NH3] = 1,7 x 10
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- 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
• Q = Kps
• Q < Kps
há precipitação até que Q = Kps;
existe equilíbrio (solução saturada);
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