unidade 3 - acidos e bases_2009 - 1a. parte
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QuQuíímicamica AnalAnalíítica Aplicada tica Aplicada
AgronomiaAgronomia –– Eng. Eng. FlorestalFlorestal
20092009
Prof. Evaldo Ferraz de OliveiraProf. Evaldo Ferraz de Oliveira
««««Quem não faz trabalhos prQuem não faz trabalhos prQuem não faz trabalhos prQuem não faz trabalhos prááááticos nem faz experiências nunca dominarticos nem faz experiências nunca dominarticos nem faz experiências nunca dominarticos nem faz experiências nunca dominaráááá a alquimiaa alquimiaa alquimiaa alquimia»»»». . . .
�� ا�� ���ن – Jābir ibn Hayy ān – (Geber)
Alquimista árabe do século VIII que introduziu a in vestigação experimental na Alquimia, lançando as b ases para a Química Moderna.
QuQuQuQuíííímica Analmica Analmica Analmica Analíííítica Aplicada tica Aplicada tica Aplicada tica Aplicada ---- 2008200820082008
Prof. Evaldo Ferraz de OliveiraProf. Evaldo Ferraz de OliveiraProf. Evaldo Ferraz de OliveiraProf. Evaldo Ferraz de Oliveira
As definiAs definiçções (teorias)ões (teorias)áácidocido--basebase
e e os equilos equilííbrios iônicosbrios iônicosem soluem soluçções aquosasões aquosas
Até o fim do século XIX, ácidos e bases foram defini dos em termos de propriedades comuns a todos os membros de cad a categoria (categorização clássica).
Época de surgimento dos termos:a) Ácido e sal – Antiguidadeb) Álcali – Idade Médiac) Base – Século XVII
Assim, um ácido (do latim acidus, azedo) era defini do como sendo uma substância cuja solução aquosa:
a) tem sabor “azedo” ou ácido; b) muda a coloração de pigmentos vegetais como o torna ssol
(corante extraído de certos liquens), o extrato de p au brasil(vermelho forte-amarelo) e o xarope de violetas (vermel ho-verde);
c) dissolve os metais (reage com metais “ativos” com desprendimento de hidrogênio); e
d) neutraliza as bases.
1) Breve panorama histórico das definições ácido-ba se
Por outro lado, uma base ou álcali (do árabe alkali, cinzas de vegetais) era definida como uma substância cuja solução aquosa:
• a) reverte a mudança de coloração produzida por ácidos em pigmentos vegetais, por exemplo, azula o tornassol vermelho;
• b) neutraliza os ácidos;
• c) tem tato “untoso” (a solução da’ uma sensação escorregadia, como o sabão, quando esfregada entre os dedos);
• d) tem sabor amargo.
EvoluEvoluçção histão históórica do conceito de rica do conceito de áácido e basecido e base
R. Boyle (1613) : Os acidos tem poder disolvente, colorem de vermelho a tintura de tornassol. Os álcalis se caracterizam por propriedades opostas a dos ácidos, poder detergente, suavidade ao tato, etc..
Lavoisier ( 1777) : Primeiro que pensou em sua constituição química. Os ácidos tem o oxigênio como elemento comum.
Berthollet ( 1787 ) : Demonstra que os ácidos HCN y H2S não tem O.
Liebig ( 1838 ) : Define os ácidos como compostos hidrogenados...
DefiniDefiniçções de ões de ÁÁcidos e Bases Mais Recentescidos e Bases Mais Recentes222.1.2.1.-- Arrhenius (1883)Arrhenius (1883)
Ácido: Substância que, em solução aquosa, se dissocia dando origem a
íons H+
HCl → H+ (aq) + Cl- (aq)
H2SO4→ 2H+(aq) + SO4-2(aq)
Base: Substância que, em solução aquosa, se dissocia dando origem a
íons OH-
NaOH→ Na+ (aq) + OH- (aq)
Ca(OH)2→ Ca+2(aq) + 2OH-(aq)
Neutralização : reação entre essas duas espécies iônicas formando água
H+ + OH- → H2O
Svante Arrhenius(1859-1927)
[http://www.nobel.se/chemistry/laureates/1903/index.html]
“Em reconhecimento aos extraordinários serviços que temprestado ao avanço da química por meio de sua teoriada dissociação eletrolítica”.
1903Terceiro Prêmio Nobel
de Química
* Não contempla substâncias com propriedades básicas que não contem íons hidroxila (p. ex.: NH3 líquido, aminas, CaCO3)* Não contempla substâncias com propriedades ácidas que não contem íons H+ (p. ex.: CO2, SO3)* Aplica-se somente às soluções aquosas.
Há necessidade de uma perspectiva mais geral
Limitações da definição de Arrhenius:
2.2.2.2.-- BrBrøønstednsted--LowryLowry (1923)(1923)
Ácido: Espécie com tendência a ceder um H+
Base:Espécie com tendência a aceitar um H+
CH3COOH (aq) + H2O (l) ⇄ H3O+ (aq) + CH3COO- (aq)
ácido base baseácido
Transferênciaprotônica
NH3 (aq) + H2O (l) ↔ NH4+ (aq) + OH- (aq)
* Não se limita a soluções aquosas.* Explica o comportamento básico da NH3
e aminas, p.ex.. Vantagens
Par ácido-base conjugado
Substância anfótera(pode atuar como
ácido ou como base)
Thomas Martin Lowry(1874-1936)
Johannes Nicolaus Brønsted(1879-1947)
Limitações da definição de Bronsted-Lowry:
Atribui as propriedades ácidas ao grupo químico H +.
A teoria de Arrhenius faz a transição entre a categorização constitucional, das teorias anteriores, para a categorização relacional. O aspecto relacional emerge com a introdução de que o comportamento ácido ou base surge em relação a uma outra substância, no caso a água. A água pode ser vista como o lugar onde se produz H+ ou OH-. O aspecto constitucional, no entanto, ainda está presente pois são H+ ou OH- que são produzidos.
Comentários:
2.3 - O equilíbrio iônico da água
Em 1894, Kohlrausch e Heideweiller concluíram que mesmo a mais pura das águas apresenta uma pequena condutividade elétrica.
2.3 - O equilíbrio iônico da água
i ≠ 0,mas
muito pequena
Água pura
H2O
Fato experimental: a água pura apresenta uma pequena condutividade elétrica!
Medida da condutividade elétrica da água
+ +
H2O H2O H3O+ OH-
Explicação para o fato experimental:
A condutividade elétrica da água pode ser explicada considerando-se seu caráter anfiprótico.
+ +
H2O H2O H3O+ OH-
Dissociação da água
Nesta reação são produzidos o íon hidrônio (H3O+) e o íon hidroxila (OH -).
+ +
Em um litro de água pura a 25 oC existem 1,0 x 10 -7
mols de íons H 3O+ e uma quantidade igual de íons hidroxila.
H2O H2O H3O+ OH-
O equação da dissociação da água
A natureza anfiprótica da água é bem ilustrada pela reação acima que pode ser representada por uma das seguint es
equações:
+ +
H2O H+ + OH-
I)
II) representação simplificada
O íon H+ em água
Embora se tenha tornado convenção, para maior simplicidade, usar o símbolo H+ para designar o íon hidrônio (H3O+), deve-se salientar que não existem prótons “nus”(livres) na água em quantidade significante; eles ocorrem somente na forma hidratada . Além disso o próprio íon H 3O+ encontra-se hidratado através de ligações pontes de hidrogênio adicionais, formando o íonH9O4
+.
O íon H+ em água
Cluster H5O2+
• Em água, H+(aq) forma “clusters” (agrupamentos).
• O cluster mais simples
H3O+(aq).
• Usa-se ou H+(aq) ou H3O
+(aq).
O O ííonon HH++ emem ááguagua
Cluster H9O4+
O equilO equilííbrio representado pelas equabrio representado pelas equaçções (I) ou ões (I) ou (II) existe em (II) existe em áágua pura e em todas as solugua pura e em todas as soluçções ões aquosas e deve satisfazer a equaaquosas e deve satisfazer a equaçção:ão:
2
2
3
]0[][]0[
H
OHHK
eq
−+ ⋅=
[H3O+] = concentração de equilíbrio do íon H 3O+ em mol ⁄ L;
[OH-] = concentração de equilíbrio do íon OH - em mol ⁄ L;
[H2O] = concentração de equilíbrio da H 2O em mol ⁄ L.
Como:
[H2O] = CH2O = 55,5mol/L = constante
a) [H2O] = CH2O - CH2Oíonizada
b) CH2O = 998g ÷ (18g/mol . 1L) = 55,5 mol/L
c) CH2Oíonizada = 0 (na verdade 10 -7 mol/L em água pura)
Podemos escrever
Keq . [H2O]2 = [H3O+] . [OH-]
constante
Representando a nova constante por Kw , teremos:
Esta constante é denominada constante de auto-ionização da água ou produto iônico da água e seu valor depende da temperatura (Tabela I).
Kw = [H 3O+] . [OH -]
51,52 x 1051,52 x 10--1414100100
2,92 x 102,92 x 10--14144040
2,09 x 102,09 x 10--14143535
1,47 x 101,47 x 10--14143030
1,01 x 101,01 x 10--14142525
0,68 x 100,68 x 10--14142020
0,45 x 100,45 x 10--14141515
0,12 X 100,12 X 10--141400
KwKwTemperatura(Temperatura( ooCC))
Tabela I - Valores de Kw a diferentes temperaturas ( oC).
Em água pura e em soluções aquosas diluídas, tais como a solução do solo ou soluções utilizadas em análise qualitativa inorgânica, a 25 oC o valor de Kwé constante e igual a 1.0 x 10 -14.
Kw = 1,0 x 10-14 (a 25oC)
Em água pura, todos os íons hidrônio (H 3O+) e hidroxila (OH -) se originam da dissociação da água.
[H3O+] = [OH -]
Kw = [H3O+]2
[H3O+] = Kw1/2 = (1,0x10-14)1/2 = 1,0x10-7 mol/L
Portanto, teremos:
Em água pura e em soluções neutras :
[H3O+] = [OH-] = 1,0x10 -7 mol/L
Conclusão:
H3O+
Fato experimental: quando um ácido é dissolvido em água pura a concentração de íons hidrogênio (H3O+) é aumentada para um valor que depende da concentração e do grau de ionização do ácido dissolvido.
ácido
Um aumento na ([H3O+]) resulta numa
correspondente diminuição da
concentração de íons hidroxila pois o
produto da [H 3O+] pela [OH-] é sempre
constante e igual a Kw.
[H3O+] = [ OH -]
[H3O+] > [ OH-]
Água pura
Conclusão: Em soluções ácidas ...
Fato experimental: soluções ácidas possuem [H3O+] > 10-7 mol/L e [ OH-] < 10-7mol;L
Solução ácida
Portanto, em soluções ácidas:
[H3O+] > [ OH-]
Soluções de ácidos em água
OH-
Fato experimental: quando uma base é dissolvida em água pura a concentração de íons hidroxila (OH-) aumenta.
Um aumento na ([OH -]) resulta numa
correspondente diminuição da
concentração de íons hidrônio pois o
produto da [H 3O+] pela [OH-] é sempre
constante e igual a Kw.
[OH-] = [ H3O+]
[OH-] > [ H3O+]
Água pura
Adição
de
NaOH
Solução alcalina ou básica
Fato experimental: soluções básicas possuem [ OH-] > 10-7 mol/L e [H3O+] < 10-7mol;L
Solução básica
Portanto, em soluções básicas:
[OH-] > [H3O+]
Soluções de álcalis em água
Soluções aquosas:
A acidez ou a alcalinidade de uma solução
pode ser expressa quantitativamente
em termos da [H 3O+]
ou da [OH -].
Cálculo da [H 3O+] ou da [OH -]
em soluções aquosas
Conhecendo-se qualquer uma dessa concentrações
pode-se calcular a outra utilizando-se a equação:
][]0[ 3−+ ⋅= OHHK w
][]0[
3 −
+ =OH
KH w
][]0[
3
−+
− =OH
KH w
ou seja
[H3 O+](mol/L) [OH -](mol/L) Classificação 1 0.00000000000001 0.1 0.0000000000001 0.01 0.000000000001 0.001 0.00000000001 0.0001 0.0000000001 0.00001 0.000000001 0.000001 0.00000001
Soluções Acídicas
0.0000001 0.0000001 Soluções Neutras 0.00000001 0.000001 0.000000001 0.00001 0.0000000001 0.0001 0.00000000001 0.001 0.000000000001 0.01 0.0000000000001 0.1 0.00000000000001 1
Soluções Básicas ou Alcalinas
Ilustração da relação Kw = [H 3O+].[OH -] em soluções aquosas a 25oC
Aci
dez
cres
cent
eB
asicidadecrescente
Um método mais simples de expressar a concentração hidrogeniônica e, portanto, a acidez ou alcalinidade de uma solução, éatravés da escala de pH.
A expressão da [H 3O+]
― pH ―
O termo pH foi introduzido em 1909 pelo bioquímico
dinamarquês S.P.L. Sörensen com o objetivo de evitar o
manuseio trabalhoso de números pequenos como 0.0000 01
ou 1.0 x 10 -6, usados para expressar a concentração
hidrogeniônica em fluidos biológicos.
O pH de uma solução pode ser definido como o logaritmo do inverso da concentração do íon hidrônio ou como o logaritmo negativo da concentração do íon hidrônio.
]log[][
1log 3
3
++ −== OH
OHpH
O operador p
― (p = - log) ―
O pH de uma solução está relacionado à [H3O+] pela seguinte equação:
A relação matemática entre [H 3O+] e o pH
)log(10]0[3
pHantiH pH −== −+
7
pH =
Em água pura e soluções neutras, a 25 oC,
[H3O+] = [OH -] = 10-7 mol ⁄ L.
A relação matemática entre [H 3O+] e o pH
― Exemplo 1 ―
Qual o pH da água pura?
[H3O+] = 10 mol ⁄ L 7-
7
Suponhamos que uma solução ácida contenha uma[H3O+] igual a 2,0 x 10 -4 mol ⁄ L.
A relação matemática entre [H 3O+] e o pH
― Exemplo ―
( )430103,0430103,04
3101010100,2]0[ −−−+ =×=×=H
Qual o pH dessa solução?
69897,34
310100,2]0[ −−+ =×=H ou seja [H3O+] ≈ 10- 3,70
3,70pH =
Log 10 2 = 0,30103
ou
2 = 100,30103
De modo semelhante, podemos definir o termo pOH como sendo o logaritmo negativo da concentração de íons hidroxila da solução:
pOH
]log[][
1log −
− −== OHOH
pOH
O termo pOH não é muito utilizado para expressar a ac idez ou a alcalinidade de soluções. Para esta final idade utiliza-se o valor de pH da solução.
A relação entre o pH e o pOH de uma mesma solução pode ser obtida da expressão de Kw da seguinte maneira:
][][ 3−+ ⋅= OHOHK w
])[]log([log 3−+ ⋅= OHOHKw
]log[]log[log 3−+ += OHOHKw
])log[(]log[log 3−+ −+−=− OHOHKw
pKw = pH + pOH
pH e pOH
Forma logarítmica do
Kw
No caso de soluções alcalinas ou de soluções de concentração hidroxiliônicaconhecida, é mais simples calcular o pOH da solução.
Observação
A escala de pH
A escala de acidez para soluções aquosas, expressa em termos de pH, varia de 0 a 14
e está esquematizada abaixo.
Água pura ou soluções diluidas
Soluções acídicas ←←←← ↑↑↑↑ →→→→ Soluções básicas
0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 pH
100 10-1 10-2 10-3 10-4 10-5 10-6 10-7 10-8 10-9 10-10 10-11 10-12 10-13 10-14 [H3O+]
A escala de pH
pH de alguns fluidos naturais e produtos comerciais
chuva ácida
chuva normal
urina
A escala de pH
Escala de cor em função do pH do meio para papel in dicador feito com extrato aquoso de repolho roxo
Antocianinas e a escala de pH
-
Antocianinas , pigmentos da classe dos flavonóides, responsáveis pela coloração azul, vermelha e roxa de diversos tecidos vegetais.
As transformações que ocorrem na estrutura das antocianinas, quando há variação no pH do meio, são responsáveis pelas mudanças de coloração observadas.
A acidez do solo
I.16 - A acidez do Solo
Em estudos de fertilidade de solos, um dos parâmetros avaliados é o grau de acidez ou de alcalinidade do solo. Por sua importância na compreensão de fenômenos que ocorrem no sistema solo-planta, autores de manuais de fertilidade do solo ― antes de se aprofundarem na exposição dos efeitos diretos e indiretos do pH sobre a disponibilidade de nutrientes para as plantas, ou de assuntos relacionados ― dedicam parágrafos e até mesmo várias páginas definindo ou revisando os conceitos vistos acima. Apesar de muitas vezes utilizarem terminologia própria da área de agronomia, nessas obras, os conceitos fundamentais são apresentados de forma semelhante à utilizada em nosso curso de Química Analí tica Aplicada , conforme podemos constatar nas transcrições abaixo.
A acidez do solo
“(...) A acidez dos solos brasileiros é classificada de vários modos, dependendo do Estado. Em São Paulo usa-se a seguinte classificação:
fortemente ácido - pH menor que 5.00
ácido - pH entre 5.00 e 5.50
medianamente ácido - pH entre 5.55 e 6.00
pouco ácido - pH 6.00
(...) Os solos brasileiros em alta proporção apresentam-se muito ácidos. Em outras palavras: a maioria dos solos brasileiros necessita de calagem, a prática destinada a corrigir a acidez. Isto é particularmente verdadeiro no cerrado onde se encontram solos dos mais velhos do mundo e onde por isso as bases foram muito lavadas e substituidas pelo hidrogênio.”
MALAVOLTA, Eurípedes. A Pratica da Calagem . Sorocaba, Grupo Pagliato, 1986. p.5. (Boletim Técnico no. 2).
Problemas numéricos
─ o cálculo do pH de soluções de ácidos e bases fort es ─
Em qualquer solução aquosa, a auto-ionização da água sempre contribui para a concentração
de íons hidrônio e hidroxila.
[H3O+] total = [ H3O+ ]ácido + [ H3O+ ]água
[H3O+] proveniente da dissociação do
ácidoHA + H2O → H3O
+ + A-
[H3O+] proveniente da dissociação da
águaH2O + H2O → H3O
+ + OH-
1) Soluções de ácidos fortes:
H3O+
H3O+
H3O+
H3O+
H3O+
H3O+
H3O+
Significativa em soluções ácidas concentradas e medianamente
diluídas
Insignificante em soluções ácidas concentradas e medianamente diluídas
OH-
+ [ H3O+ ]água
Problemas numéricos
─ o cálculo do pH de soluções de ácidos e bases fort es ─
[H3O+]total = [ H3O+ ]ácido
1) Soluções de ácidos fortes ⇔ ionizaçãototal (α% = 100%)
H3O+
H3O+
H3O+
H3O+
H3O+
H3O+
H3O+
Significativa em soluções ácidas concentradas e medianamente
diluídas
Insignificante em soluções ácidas concentradas e medianamente diluídas
OH-
a) Modelo matemático completo:
b) Modelo matemático simplificado:
H3O+H3O+
H3O+
H3O+
H3O+
H3O+
[H3O+] total = [ H3O+ ]ácido
Condições de validade do modelo
simplificado:
1) O ácido deve ser forte!
2) C ácido ≥ 10-6 mol / L
[ H3O+ ]ácido = C ácido
[H3O+] total = [ H3O+ ]ácido = Câcido
[H3O+] total = Câcido
Ácido forte monoprótico
Problemas numéricos
─ o cálculo do pH de soluções de ácidos e bases fort es ─
Lembrete: em qualquer solução aquosa, a auto-ionização da água sempre contribui para a concentração
de íons hidrônio e hidroxila.
[OH-] total = [ OH- ]base + [ OH- ]água
[OH-] proveniente da dissociação da
baseBOH → B+ + OH-
[OH-] proveniente da dissociação
da águaH2O + H2O → H3O
+ + OH-
2) Soluções de bases fortes:
OH-
OH-
OH-
H3O+
OH-
OH-
OH-
Parcela principal da equação para soluções básicas concentradas e
medianamente diluídas
Insignificante em soluções básicas concentradas e medianamente diluídas
OH-
[ OH- ]base = C base
Base forte monohidroxílica
+ [ OH- ]água+ [ OH- ]água
Problemas numéricos
─ o cálculo do pH de soluções de ácidos e bases fort es ─
[OH-]total = [ OH- ]base
2) Soluções de bases fortes (α%=100%)
OH-
OH-OH-
H3O+
OH-
OH-
OH-
Parcela significativa em soluções alcalinas concentradas e medianamente diluídas
Insignificante em soluções alcalinas concentradas e medianamente diluídas
OH-
a) Modelo matemático completo:
b) Modelo matemático simplificado:
OH-OH-
OH-
OH-
OH-
OH-
[OH-] total = [ OH- ]base
Condições de validade do modelo
simplificado:C base ≥ 10-6 mol / L
[OH-] total = [ OH- ]base = Cbase
[OH-] total = Cbase
Solução alcalina com C base ≥ 10-6 mol / L∴∴∴∴
Problemas numéricos
─ o cálculo do pH de soluções de ácidos fortes ─
Exercício 1 - Calcular o pH de uma solução obtida pe la dissolução de 0.0020 mol de HCl em água suficiente para perfazer 500 mL de solução.
0,0020 mol – 500 mLX = (0,0020. 1000) / 500 = 0,0040 mol.L -1 = Cácido
X – 1000 mL
Resolução
[H3O+]ácido = Cácido = 4,0 x 10 -3 = 100,6021 x 10 -3 = 10 -2,3979 mol.L-1 = [H3O+]total
•3º Passo – Aproximar o expoente da [H 3O+] total e expressar o pH (2 casas decimais) .
[H3O+]total = 10 -2,3979 mol.L-1 ≈ 10 -2,40 mol.L-1
∴∴∴∴ Resposta: pH = 2,40
1) Ácido forte: [ H3O+ ]ácido = Câcido
log 4 = 0,6021
•2º Passo – Calcular a [H3O+] total (expressá-la como potência de 10).
2) Cácido = 0,0040 ≥ 10-6 mol.L -1
∴∴∴∴ [H3O+]total = [ H3O+ ]ácido
•1º Passo – Calcular a concentração do ácido (C ácido ) .
Adotar modelo simplificado:
[H3O+] total = [ H3O+ ]ácido = Câcido
Problemas numéricos
─ o cálculo do pH de soluções de ácidos fortes ─
Exercício 1 - Calcular o pH de uma solução obtida pela dissoluçã o de 0.0020 mol de HCl em água suficiente para perfazer 500 mL de solução.
*0,0020 mol – 500 mLX – 1000 mL
X = (0,0020. 1000) / 500 = 0,0040 mol.L -1 = Cácido
Resolução
I - Dados
3) pH = ? (ou [H 3O+]total = ?)
II - Fórmulas
a) Modelo completo: [H3O+] total = [ H3O+ ]ácido + [ H3O+ ]água
Cácido = 4,0 x 10 -3 mol.L -1
III – Substituição
IV - Resposta: pH = 2,40
1) Ácido forte monoprótico = HCl
2) Cácido = 0,0040 * ≥ 10-6 mol.L -1
b) Modelo simplificado: [H3O+] total = [ H3O+ ]ácido ( atende cond. validade )
c) Lógica da resolução: [H3O+] total = [ H3O+ ]ácido = Câcido
[H3O+]ácido = Cácido = 4,0 x 10-3 = 100,6021 x 10-3 mol.L -1
[H3O+]total = [H3O+]ácido = 10 -2,3979 ≈ 10 -2,40 mol.L -1
log4=0,6021
Problemas numéricos
─ o cálculo do pH de soluções de ácidos fortes ─
Exercício 2 - Calcular o pH de uma solução obtida pela dissoluçã o de 10 -8 mol de HCl em água suficiente para perfazer 1,0 L de so lução.
Resolução
I - Dados
3) pH = ? (ou [H 3O+]total = ?)
II - Fórmulas
a) Modelo completo:
[H3O+] total = [ H3O+ ]ácido + [ H3O+ ]água
K w = [H3O+] . [OH -] = (Cácido +[OH-]). [OH -] = (10-8+ [OH- ]). [OH -]
III – Substituição
IV - Resposta: pH = 6,98
1) Ácido forte monoprótico = HCl
2) Cácido = 10-8 mol.L -1 ≤ 10-6 mol.L -1
b) [H3O+] total = [H3O+]
c) Lógica da resolução:usar as equações do Kw e do [H 3O+] total
[OH-]2 + 10-8. [OH-] – Kw = 0 ou x 2 + 10-8x – 10-14 = 0
x= {-10 -8 ± (10-16 + 4.1.10-14)1/2 }/2 = 9,5 x 10 -8mol.L -1
Modelo simplificado: não atende condições de validade
e) Dissociação da água: K w = [H3O+] . [ OH - ]
c) [H3O+] ácido = Cácido = 10-8 mol.L -1
d) [H3O+] água = [OH-] água = [OH-]
[OH-] = x = 9,5 x 10 -8 = 100,9777 x 10-8 = 10-7,02mol.L -1
pOH = 7,02 ⇒⇒⇒⇒ pH = 14 - 7,02 = 6,98
Problemas numéricos
─ o cálculo do pH de soluções de bases fortes ─
Exercício 3 - Calcular o pH e o pOH de uma solução obtida pela di ssolução de 2,50 g de KOH em água suficiente para perfazer 2 50 mL.
2,50g/ 56,11g.mol -1 – 250 mL
X – 1000 mL
X = 0,1782 mol.L -1 = Cbase
Resolução
I - Dados
5) pOH = ? (ou [OH -]total = ?)
II - Fórmulas
a) Modelo completo: [OH-] total = [OH-]base + [OH-]água
[OH- ]base= Cbase = 1,78 x 10-1 = 100,2504 x 10-1 mol.L -1
III – Substituição
IV - Resposta: pH =13,25
1) Base forte monohidroxílica = KOH
2) Massa KOH = 2,50g
b) Modelo simplificado: [OH- ] total = [OH-]base ( atende cond. validade )
c) Lógica da resolução: [OH- ] total = [OH-]base = Cbase
pOH = 0,75
[OH- ]total = [OH- ]base = 10 -0,7495 ≈ 10 -0,75 mol.L -1
Log1,78=0,2504
4) Cbase = 1,78x10-1mol.L -1 ≥ 10-6mol.L -1
3) Mol KOH = 39,10+1,01+16,00=56,11g
pH = 14- pOH = 13,25
6) pH = ?
Que o meu sangue seja um protesto contra aqueles qu e invadem o solo de minha terra natal !
Tenente Antonio João – Herói mato-grossense morto em combate na invasão de Corumbá durante a Guerra do Paraguai
Severina Big Bang
Saudosa colega e ex-aluna de Agronomia – Requiescat i n pacem!
☼ 29-02-1990 †01-04-2009
Suas ultimas palavras: “ Nunca mais...ah... vou brin car de cientista maluca ... nas aulas de laboratóri o de Analiti... cahh...”