2. Reacções ácido-base.
|
|
- Adelina Abreu Rios
- 7 Há anos
- Visualizações:
Transcrição
1 2. Reacções ácido-base. Interessam-nos as definições de ácido e base segundo Brønsted e Lowry: ácido é uma espécie que pode doar um protão a outra espécie e base é uma espécie que pode aceitar um protão de outra espécie. Vamos apenas pensar em soluções aquosas nas quais o protão, H +, por ser uma espécie muito pequena e com carga relativamente elevada, se associa a várias moléculas de água. Para dar conta desta situação mas manter uma notação simplificada, representaremos o protão em água por H 3 O +. Vamos ver o que se passa quando dissolvemos certas espécies em água. Vamos começar pelo ácido acético, CH 3 COOH, ou, em notação simplificada, AcH, um líquido à temperatura habitual do laboratório. Já sabemos que todas as transformações prosseguem espontaneamente num dado sentido até se atingir uma situação de equilíbrio. Neste caso, o processo pode ser traduzido por: AcH + H 2 O Ac + H 3 O + [Ac ] [H 3 O + ] K a = = 1.8x10-5 [AcH] A água líquida não figura na expressão de K pois trata-se do solvente que, por existir em tão maior quantidade que as outras espécies, terá a sua concentração virtualmente constante durante o processo. O ácido acético é um ácido fraco; ou seja, a constante de equilíbrio da reacção acima, designada por constante de acidez do ácido, K a (AcH), correspondente à hidrólise do AcH, tem um valor pequeno. Isto quer dizer que, ao atingirse o equilíbrio na dissolução do AcH, a concentração da espécie AcH é grande, enquanto a da espécie Ac deverá ser pequena denominador elevado e numerador baixo. Os ácidos fracos dissociam-se portanto em pequena extensão. Como se comportou a água face ao AcH no processo acima? Vemos que a água captou o protão libertado pelo AcH, ou seja, a água comportou-se como uma base. E quanto às espécies do lado direito da equação? Sabemos que numa situação de equilíbrio químico, os processos directo e inverso se dão com velocidades iguais. Como classificamos então os iões Ac e H 3 O +? Ao ceder um protão ao Ac, o H 3 O + comporta-se como ácido; e ao aceitar um protão, o Ac comporta-se como uma base. Uma noção importante a reter é que 1
2 uma espécie só pode funcionar como ácido se estiver perante outra que possa funcionar como base; e vice-versa. Os conceitos de ácido e base estão assim intimamente ligados. Outra noção importante é a de ácidos e bases conjugados. Em cada reacção ácido-base temos sempre dois pares ácido-base conjugados, pares 1 e 2, como indicado a seguir: AcH + H 2 O Ac + H 3 O + 1(ácido) 2(base) 1(base) 2(ácido) Diz-se que o Ac é a base conjugada do AcH, que H3 O + é o ácido conjugado da H 2 O, etc. Situação semelhante a esta é a que resulta da dissolução do amoníaco, NH 3, em água: NH 3 + H 2 O NH OH 1(base) 2(ácido) 1(ácido) 2(base) [NH + 4 ] OH ] K b = = 1.8x10-5 [NH 3 ] A espécie NH 3 comporta-se como base, já que aceita um protão da água. O valor da constante de basicidade do NH 3, K b (NH 3 ), correspondente à hidrólise da espécie, é baixa. Isso indica que, numa solução de NH 3, a concentração da espécie NH 3 é elevada e a da espécie NH + 4 é baixa; ou seja, a base NH 3 é uma base fraca. É importante verificar que a água, que se comporta como base face ao AcH, se comporta como ácido relativamente ao NH 3 ; diz-se que a água tem natureza anfotérica (esta característica não é exclusiva da água: por exemplo, se dissolvessemos em AcH líquido um ácido mais forte, esta espécie doaria protões ao AcH que neste caso se comportaria como base; este exemplo só reforça a ideia da relatividade dos conceitos de que estamos a tratar). É aliás com base no carácter anfotérico da água que se quantifica a força de ácidos e bases através das constantes K a e K b das reacções de hidrólise respectivas, como já foi referido. Convém frisar que, nas expressões de K a e K b, figuram concentrações, em unidades de mol dm -3, ou seja, molaridade, M. Só assim é possível usar os valores de K a e K b tabelados na literatura. 2
3 Verificámos como a água se pode comportar como ácido ou base perante outras espécies, consoante as circunstâncias. E quando a água está sozinha? Também se dissocia? De facto, temos nesse caso o equilíbrio: H 2 O + H 2 O H 3 O + + OH K w = [H 3 O + ] [OH ] = (25 C) À constante K w dá-se o nome de produto iónico da água. O que o equilíbrio atrás determina é a interdependência das concentrações de H 3 O + e OH, quer a água esteja sozinha, quer esteja acompanhada por outras espécies ácidas ou básicas. Se a água estiver pura, e atendendo à estequiometria evidenciada neste equilíbrio (uma molécula de água origina 1 ião H 3 O + e 1 ião OH ), temos que: [H 3 O + ] = [OH ] = (10-14 ) 1/2 = 10-7 M Vamos agora introduzir uma função que é muito útil neste contexto, a função p: px = log X, em que log representa o logaritmo na base 10. Para traduzirmos a acidez da água quando está sozinha, podemos usar o ph: ph = log ([H 3 O+ ]) Neste caso, ph = log (10-7 ) = 7. É pois de 7 o ph da água a 25 C. Em termos de ph, as soluções aquosas são classificadas da seguinte forma: ph < 7 ph = 7 ph > 7 ácidos neutros básicos A água pura define portanto o carácter neutro. De igual modo, teremos que: poh = log ([OH ]) pk w = log K w = log (10-14 ) = 14 (25 C) Ou seja, o poh da água é poh = log (10-7 ) = 7. Em qualquer circunstância, em água é sempre: ph + poh = pk w = 14 (25 C) 3
4 Cálculo do ph de soluções. Já vimos como calcular o ph da água. Vamos agora ilustrar o cálculo do ph de soluções aquosas ácidas ou básicas. Nesta situação, e embora continue a ser ph + poh = 14 para simplificar, vamos assumir daqui em diante que estamos sempre a 25 C já não teremos normalmente [H 3 O + ] = [OH ]. (A) Soluções de ácidos ou bases fortes. Como exemplos de ácidos fortes, temos o HCl, ácido clorídrico (a designação ácido clorídrico só é válida para as soluções aquosas de cloreto de hidrogénio, um gás nas condições normais de pressão e temperatura), o HNO 3, ácido nítrico, ou o HClO 4, ácido perclórico. Como exemplo de bases fortes, temos o NaOH, hidróxido de sódio, ou o KOH, hidróxido de potássio. Ao contrário do que acontece com os ácidos e as bases fracos, os ácidos e bases fortes estão completamente dissociados em solução aquosa. Ou seja, o equilíbrio referente à hidrólise de uma espécie forte está completamente deslocado para a direita. Tomando como exemplo o HCl, teremos: HCl + H 2 O Cl + H 3 O + Ao atingir-se o equilíbrio na dissolução do HCl, a concentração da espécie HCl é virtualmente 0. Os valores das constantes de acidez e basicidade de espécies fortes são portanto considerados como infinitamente grandes e nunca aparecem referidos na literatura. Como se calcula então o ph de uma solução de HCl 0.1 M, e de outra solução de NaOH 0.1 M? São soluções tais que, em cada dm 3 de solução, temos 0.1 mol de HCl ou 0.1 mol de NaOH. solução de HCl: [HCl] = 0 [Cl ] = [H 3 O + ] = 0.1 M ph = log ( [H 3 O+ ]) = log (0.1) = 1 solução de NaOH: [NaOH] = 0 [Na + ] = [OH ] = 0.1 M poh = log (0.1) = 1 ph = 14 1 = 13 No caso de soluções básicas, a função a que se tem normalmente acesso directo é poh, vindo o ph por diferença para 14. 4
5 O cálculo do ph de soluções de ácidos e bases fortes é feito por aplicação directa da função p, sem recurso a qualquer equilíbrio (as excepções a esta regra não serão aqui abordadas). (B) Soluções de ácidos fracos. Como exemplo de ácidos fracos, temos o CH 3 COOH que temos abreviado para AcH, ácido acético, o HF, ácido fluorídrico, o HNO 2, ácido nitroso, o HClO, ácido hipoclorídrico, ou o HCN, ácido cianídrico. Vamos calcular o ph de uma solução de ácido acético, AcH, de concentração 0.1 M, sendo dado pk a (AcH) = Para isso, vamos começar por escrever o equilíbrio da hidrólise do AcH, já apresentado atrás, e para o qual é definido o K a que nos é dado. AcH + H 2 O Ac + H3 O + [Ac ] [H 3 O + ] K a = = = 1.8x10-5 [AcH] Vamos analisar o equilíbrio. Iremos considerar um instante inicial em que a espécie de interesse está em solução mas não está dissociada, e a situação de equilíbrio em que a dissociação da espécie prosseguiu até ao ponto determinado pelo valor do K respectivo. Virá assim: AcH + H 2 O Ac + H3 O concentração no início/m 0.1 x x x concentração no equilíbrio/m Reparar que a concentração inicial de H 3 O + não é 0 devido à auto-ionização da água. Vamos começar por desprezar x face a 0.1. A validade desta aproximação será verificada após os cálculos. x 2 K a = 1.8x10-5 = 0.1 x = [H 3 O + ] = 1.34x10-3 M 5
6 Dada a ordem de grandeza de x (bastaria que x fosse cerca de 10 vezes inferior à concentração inicial de AcH), considera-se validada a aproximação de cálculo feita atrás. Se x fosse da ordem de grandeza da concentração inicial de AcH, ter-se-ia que resolver uma equação do 2º grau. É sempre boa estratégia começar por desprezar x pois isso simplifica muito os cálculos e na maioria dos casos esta aproximação será concerteza válida. Teremos então: ph = log ([H 3 O + ]) = 2.9 O cálculo do ph de soluções de ácidos fracos e também de bases fracas, como veremos, não pode ser feito por recurso directo à função p, requerendo que se façam considerações de equilíbrio. (C) Soluções de bases fracas. Como exemplo de bases fracas, temos NH 3, amoníaco, C 2 H 5 NH 2 ou, abreviadamente, EtNH 2, etilamina, CH 3 NH 2 ou, abreviadamente, MeNH 2, metilamina, ou C 6 H 5 NH 2, anilina. Vamos calcular o ph de uma solução de NH 3 de concentração 0.01 M, sendo dado K b (NH 3 ) = 1.8x10-5. O equilíbrio da hidrólise do NH 3, já visto atrás, é: NH 3 + H 2 O NH OH [NH + 4 ] [OH ] K b = = 1.8x10-5 [NH 3 ] Teremos então: NH 3 + H 2 O NH OH concentração no início/m 0.01 x x x concentração no equilíbrio/m x 2 K b = 1.8x10-5 = 0.01 x = [OH ] = 4.24x10-4 M (<< 0.01) 6
7 poh = log ([OH ]) = 3.37 ph = = 10.6 (D) Soluções de sais de um ácido forte e uma base fraca ou de uma base forte e um ácido fraco. Como exemplo do 1º tipo, temos o NH 4 Cl, cloreto de amónio (sal do ácido clorídrico e do amoníaco); como exemplo do 2º tipo, temos o NaCH 3 COO ou, abreviadamente, NaAc, acetato de sódio (sal do hidróxido de sódio e do ácido acético). Porque provêm de um ácido ou de uma base fortes, estes sais vão estar completamente dissociados (não vamos referir os sais provenientes de duas espécies fracas). Para os exemplo dados, teremos: NH 4 Cl NH Cl NaAc Na + + Ac 1 : 1 : 1 1 : 1 : 1 Ou seja, se tivermos uma solução de NH 4 Cl de concentração 0.1 M, o que temos realmente é uma solução 0.1 M em NH + 4 e 0.1 M em Cl. Como se calcula o ph desta solução? Vamos ignorar a espécie Cl, tal como fizemos no ponto (A), e por uma razão que será apontada daqui a pouco. O que acontece então à espécie NH + 4? Sabemos que ela é o ácido conjugado da base NH3. Já vimos atrás que as espécies NH 3 e NH + 4 atingem uma situação de equilíbrio quando o NH 3 hidrolisa. O inverso também é verdadeiro: se partirmos de uma solução de NH + 4, esta espécie vai, por hidrólise, produzir a sua base conjugada que é o NH 3. Teremos então: NH H 2 O NH 3 + H 3 O + [NH 3 ] [H 3 O + ] K a = [NH + 4 ] Analisando o equilíbrio, virá: NH H 2 O NH 3 + H 3 O concentração no início/m 0.1 x x x concentração no equilíbrio/m 7
8 x 2 K a = 0.1 x = [H 3 O + ] O problema está solucionado desde que saibamos o valor de K a (NH + 4 ). Haverá alguma relação entre este valor e K b (NH 3 )? Vamos reescrever os equilíbrios de hidrólise do NH 3 e do NH + 4, e ver a que é igual o produto de Ka (NH + 4 ) por Kb (NH 3 ): NH 3 + H 2 O NH OH NH H 2 O NH 3 + H 3 O + [NH + 4 ] [OH ] [NH3 ] [H 3 O + ] K b = K a = [NH 3 ] [NH + 4 ] K a K b = [OH ] [H3 O + ] = K w = log (K a K b ) = log K a log K b = pk a + K b = pk w = 14 Ou seja, o produto das constantes de acidez e basicidade para qualquer par ácido/base conjugados é a constante produto iónico da água. Uma consequência importante deste facto diz respeito à força relativa de ácidos e bases conjugados. Assim, por exemplo, o HCl é um ácido forte com K a, e está por isso completamente dissociado na hidrólise; logo, a sua espécie conjugada Cl será uma base tão fraca com um K b tão baixo que virtualmente não hidrolisa. Daí que não nos tenhamos preocupado com os iões Cl em situações anteriores. Resumindo, quanto mais forte é um ácido, mais fraca é a sua base conjugada; e vice-versa. Completando o nosso exemplo, e dado K b (NH 3 ) = 1.8x10-5, teremos: x 2 K a (NH + 4 ) = = 1.8x x = [H 3 O + ] = 7.45x10-6 M ph = 5.1 8
9 O ph da solução de um sal de um ácido forte com uma base fraca é sempre ácido na hidrólise do ião relevante do sal são produzidos iões H 3 O + e o ph da solução de um sal de uma base forte com um ácido fraco é sempre básico. (E) Soluções de um ácido fraco + sal desse ácido e de uma base forte; soluções de uma base fraca + sal dessa base e de um ácido forte - Soluções tampão. Como exemplo do 1º tipo, temos uma solução de AcH + NaAc; como exemplo do 2º tipo, temos uma solução de NH 3 + NH 4 Cl. Vamos supor que, num recipiente de 1 dm 3, se introduz 0.01 mol de amoníaco gasoso, NH 3, e também 0.05 mol de cloreto de amónio, NH 4 Cl, perfazendo-se o volume de 1 dm 3 com água destilada. Obtém-se assim uma solução simultaneamente 0.01 M em NH 3 e 0.05 M em NH 4 Cl. Vamos calcular o ph desta solução. Começamos por lembrar que o NH 4 Cl, sendo um sal de ácido forte, se dissocia completamente. Assim: [NH 4 Cl] = 0 [NH 4 + ] = 0.05 M [Cl ] = 0.05 M Já vimos que não temos que nos preocupar com os iões cloreto. Temos então a presença simultânea de quantidades da mesma ordem de grandeza das espécies conjugadas NH 3 e NH + 4. É esse facto que coloca este tipo de soluções fora do âmbito dos pontos (C) em que tínhamos basicamente a espécie NH 3 e uma quantidade pequena de NH + 4, x, que até desprezávamos face à concentração inicial de NH 3 e (D) em que tínhamos basicamente a espécie NH + 4 e uma quantidade de NH 3, x, que desprezávamos face à concentração inicial de NH + 4. Para o cálculo do ph, começamos por escrever a equação do equilíbrio correspondente à hidrólise quer do NH 3, quer do NH + 4. Para o NH3, teremos: NH 3 + H 2 O NH OH [NH + 4 ] [OH ] K b = = 1.8x10-5 [NH 3 ] NH 3 + H 2 O NH OH concentração no início/m 0.01 x x x concentração no equilíbrio/m 9
10 Desprezando x face às concentrações iniciais de NH 3 e de NH 4 +, teremos: 0.05 x K b = 1.8x10-5 = 0.01 x = [OH ] = 3.60x10-6 M (<< 0.01; << 0.05) poh = log ([OH ]) = 5.44 ph = = 8.6 A soluções tais como a que acabámos de ver, contendo concentrações comparáveis de ambos os membros de um par ácido/base conjugados, dá-se o nome de soluções tampão. Uma característica destas soluções é o seu ph ser pouco sensível à perturbação causada pela adição de pequenas quantidades de ácidos ou bases fortes. Vamos exemplificar calculando a perturbação, em termos de variação de ph, causada pela adição de 5 cm 3 de HCl 0.05 M a 100 cm 3 de água destilada (a), a 100 cm 3 de uma solução 0.01 M em NH 3 (b) e a 100 cm 3 de uma solução 0.01 M em NH 3 e 0.05 M em NH 4 Cl (c). Sabemos que, antes da adição de HCl, temos valores de ph de 7.0 (a), 10.6 (b) e 8.6 (c), conforme vimos em exemplos anteriores. (a) Vamos aplicar a função p directamente. Para isso, precisamos de calcular a concentração de iões H 3 O + introduzidos pelo ácido, face aos quais vamos desprezar os iões H 3 O + provenientes da auto-ionização da água. O ácido clorídrico é um ácido forte, ou seja, vai estar completamente dissociado em iões H 3 O + e iões Cl. n(hcl) = n(h 3 O + ) = dm 3 x 0.05 mol dm -3 = mol v t = = 105 cm 3 = dm [H 3 O + ] = = M ph = log ([H 3 O + ]) = 2.6 ph = =
11 (b) Vamos ver como os iões H 3 O + provenientes da dissociação do HCl vão interferir no equilíbrio da hidrólise da base fraca: NH 3 + H 2 O NH OH!! H3O+ Em termos qualitativos, o equilíbrio é deslocado para a direita, no sentido da reposição dos iões OH consumidos pelos iões H 3 O + do HCl. Em termos quantitativos, vai desaparecer um nº de mol de NH 3 igual ao nº de mol de H 3 O + adicionados; e vai aparecer uma quantidade equivalente de NH + 4 não esquecer que as concentrações destas espécies estão relacionadas através de uma constante, K b neste caso, e que portanto são obrigadas a variar de uma forma ajustada e não independente. Vem então: - no início n(nh 3 ) = dm 3 x 0.01 mol dm -3 = mol n(nh + 4 ) 0 (= x 4.24x10-4 mol) - perturbação n(hcl) = mol - após perturbação n(nh 3 ) = = mol n(nh + 4 ) = = mol No volume total de dm 3, teremos as seguintes concentrações de NH 3 e de NH 4 + : [NH 3 ] = = M [NH + 4 ] = = M [NH + 4 ] [OH ] [OH ] K b = = 1.8x10-5 = [NH 3 ] [OH ] = 5.33x10-5 M 11
12 poh = 4.27 ph = 9.7 ph = = 0.9 (c) Relativamente à situação anterior, temos agora no início concentrações apreciáveis de NH 3 e de NH + 4 : - no início n(nh 3 ) = dm 3 x 0.01 mol dm -3 = mol n(nh + 4 ) = dm 3 x 0.05 mol dm -3 = mol - perturbação n(hcl) = mol - após perturbação n(nh 3 ) = = mol n(nh + 4 ) = = mol No volume total de dm 3, teremos as seguintes concentrações de NH 3 e de NH 4 + : [NH 3 ] = = M [NH + 4 ] = = M [NH + 4 ] [OH ] [OH ] K b = = 1.8x10-5 = [NH 3 ] [OH ] = 2.56x10-6 M poh = 5.59 ph = 8.4 ph = =
13 Quanto maiores e mais semelhantes forem as concentrações dos dois elementos do par conjugado, maior será a eficiência do tampão em termos de capacidade de resistir a variações de ph provocadas pela adição de ácidos ou bases fortes. Titulações ácido-base. Vamos agora introduzir um conceito muito importante para o que vai seguir-se: o conceito de equivalente. No contexto ácido-base, equivalente é a quantidade de substância de uma dada espécie que "está para" ou "é equivalente a" 1 mole de iões monovalentes. Vamos exemplificar, exprimindo o título, ou concentração, de várias soluções em termos de equivalentes 1 N = 1 eq dm -3 : soluções de NaOH 0.1 M, de AcH 1.3 M, de EtNH M e de H 2 CO M. NaOH 0.1 M: 1 molécula de NaOH produz, ao dissociar-se, 1 ião monovalente OH. Logo, 1 mol NaOH = 1 eq NaOH. Assim: NaOH 0.1 M = NaOH 0.1 N AcH 1.3 M: 1 molécula de AcH produz, ao dissociar-se, 1 ião monovalente H 3 O +. Logo, 1 mol AcH = 1 eq AcH. AcH 1.3 M = AcH 1.3 M EtNH M: 1 molécula de EtNH 2 produz, ao dissociar-se, 1 ião OH : EtNH 2 + H 2 O EtNH OH Logo, 1 mol EtNH 2 = 1 eq EtNH 2. EtNH M = EtNH N H 2 CO M: 1 molécula de H 2 CO 3 produz, ao dissociar-se, 2 iões H 3 O + (1 em cada passo da dissociação): H 2 CO 3 + H 2 O HCO 3 + H 3 O + HCO 3 + H2 O CO H3 O + Logo, 1 mol H 2 CO 3 = 2 eq H 2 CO 3 H 2 CO M = H 2 CO N Titular significa determinar o título ou concentração de uma espécie. No contexto ácidobase, uma titulação envolve a conversão completa de uma espécie ácida ou básica no seu par conjugado. É muito importante reter a noção de que uma titulação é feita equivalente a equivalente, e de que, no ponto de equivalência, o nº de equivalentes da 13
14 espécie titulada ácida é igual ao nº de equivalentes da espécie titulante básica; ou vice-versa. Vamos ilustrar estas noções com alguns exemplos. Vamos apenas considerar casos em que as espécies envolvidas são monopróticas, ou seja, espécies tais que 1 mol = 1 eq, e para as quais podemos dizer que as titulações se processam mole a mole. Iremos também ver como se calcula o ph no ponto de equivalência de uma titulação (espécie forte com espécie forte ou espécie forte com espécie fraca; nunca espécie fraca com espécie fraca, como, por exemplo, AcH com NH 3 ). (A) Titular NaOH com HCl. Vamos calcular a concentração de uma solução de NaOH sabendo que, na titulação de 10.0 cm 3 da mesma, se gastaram 15.2 cm 3 de HCl 0.1 M. Sabemos que as espécies fortes NaOH e HCl estão completamente dissociadas. Assim, nesta titulação, a espécie titulada é o OH e a espécie titulante é o H 3 O +. No ponto de equivalência, o nº de moles de OH existentes = nº de mol de H 3 O + adicionados: n(h 3 O + ) = dm 3 x 0.1 mol dm -3 = mol = n(oh ) n(oh ) = dm 3 x X X = mol dm -3 = M = [OH ] = [NaOH] No ponto de equivalência da titulação, e uma vez que a mesma envolveu a neutralização de todos os iões OH em excesso pelos iões H 3 O + adicionados, obtém-se água. Ou, e na sequência das definições que vimos acima, a espécie básica OH foi completamente convertida no seu ácido conjugado que é a espécie H 2 O (ver pág. 16). Porque a água se auto-ioniza, teremos, tal como vimos atrás, [H 3 O + ] = [OH ] = 10-7 M. Ou seja, o ph no ponto de equivalência da titulação de ácidos e bases fortes é sempre 7 (a 25 C). (B) Titular AcH com NaOH. Vamos calcular a concentração de uma solução de AcH (pk a = 4.75), sabendo que, na titulação de 10.0 cm 3 da mesma, se gastaram 15.2 cm 3 de NaOH 0.1 M. 14
15 Agora, a nossa espécie titulante é o OH, já que o NaOH está completamente dissociado, e a nossa espécie titulada é o AcH. Porque se trata de um ácido fraco, a sua hidrólise não é completa: AcH + H 2 O Ac + H3 O + "! OH [Ac ] [H 3 O + ] K a = = = 1.8x10-5 [AcH] A adição de iões OH vai deslocar o equilíbrio acima para a direita. No ponto de equivalência, o nº de moles de AcH existentes = nº de mol de OH adicionados. Assim: n(oh ) = dm 3 x 0.1 mol dm -3 = mol = n(ach) n(ach) = dm 3 x X X = mol dm -3 = M = [AcH] No ponto de equivalência, todo o AcH existente terá sido neutralizado pelos OH adicionados, tendo sido completamente convertido na sua base conjugada que é o acetato, Ac. Ou seja, obtemos no ponto de equivalência uma solução de iões Ac cujo ph vamos determinar. Quando acaba a titulação, verifica-se: n(oh ) = n(ach) = 0 n(ac ) = mol v t = v AcH + v NaOH = = dm [Ac ] = = M O Ac vai hidrolisar de acordo com: Ac + H2 O AcH + OH 15
16 [AcH] [OH ] x 2 K b = = = [Ac ] pk b (Ac ) = 14 pk a (AcH) = 9.25 x = [OH ] = 5.81x10-6 M poh = 5.24 ph = 8.8 O ponto de equivalência da titulação de um ácido fraco com uma base forte é sempre básico. (C) Titular NH 3 com HCl. Vamos calcular o ph no ponto de equivalência da titulação de 10.0 cm 3 de uma solução de NH 3 (pk b = 4.75) 0.17 M com HCl 0.15 M. nº de moles de NH 3 existentes = nº de mol de H 3 O + adicionados n(nh 3 ) = dm 3 x 0.17 mol dm -3 = mol = n(h 3 O + ) = v HCl x 0.15 mol dm -3 v HCl = dm 3 v t = = dm 3 No ponto de equivalência, todo o NH 3 terá sido convertido no seu ácido conjugado, NH 4 + : n(nh 3 ) = n(h 3 O + ) = 0 n(nh 4 + ) = mol [NH + 4 ] = = M O NH 4 + vai hidrolisar de acordo com (relembrar o caso (D) do cálculo de ph): NH H 2 O NH 3 + H 3 O + 16
17 [NH 3 ] [H 3 O + ] x 2 K a = = = [NH 4 + ] pk a (NH 4 + ) = 14 pkb (NH 3 ) = 9.25 x = [H 3 O + ] = 6.71x10-6 M ph = 5.2 O ph no ponto de equivalência da titulação de uma base fraca com um ácido forte é sempre ácido. (D) Titular NH 4 Cl com NaOH. Vamos calcular o ph no ponto de equivalência da titulação de 10.0 cm 3 de uma solução de NH 4 Cl 0.17 M com NaOH 0.15 M. Porque o NH 4 Cl é um sal de um ácido forte, dissocia-se completamente, sendo [NH 4 Cl] = [NH + 4 ] = 0.17 M. São os iões NH4 + que vão ser titulados pelos iões OH : nº de moles de NH 4 + existentes = nº de mol de OH adicionados n(nh 4 + ) = dm 3 x 0.17 mol dm -3 = mol = n(oh ) = v NaOH x 0.15 mol dm -3 v NaOH = dm 3 v t = = dm 3 No ponto de equivalência, todo o NH 4 + terá sido convertido na sua base conjugada, NH3 : n(nh 4 + ) = n(oh ) = 0 n(nh 3 ) = mol [NH 3 ] = = M
18 O NH 3 vai hidrolisar de acordo com: NH 3 + H 2 O NH OH [NH + 4 ] [OH ] x 2 K b = = = [NH 3 ] x = [OH ] = 1.19x10-3 M poh = 2.92 ph = 11.1 (E) Titular uma solução tampão de NH 4 Cl + NH 3 com NaOH. Vamos calcular o ph no ponto de equivalência da titulação de 10.0 cm 3 de uma solução tampão 0.30 M em NH 4 Cl e 0.12 M em NH 3 com NaOH 0.15 M. Na solução tampão, temos as seguintes concentrações: [NH 4 Cl] = [NH 4 + ] = 0.30 M [NH3 ] = 0.12 M Uma vez que o titulante é OH, uma base, o titulado só pode ser o NH 4 +, um ácido: nº de moles de NH 4 + existentes = nº de mol de OH adicionados n(nh 4 + ) = dm 3 x 0.30 mol dm -3 = mol = n(oh ) = v NaOH x 0.15 mol dm -3 v NaOH = dm 3 v t = = dm 3 No ponto de equivalência, todo o NH 4 + terá sido convertido na sua base conjugada, NH3 : n(nh 4 + ) = n(oh ) = 0 n(nh 3 ) = quantidade inicialmente presente mol Ou seja, a quantidade de NH 3 que se obtém no ponto de equivalência não é só a que resulta da conversão completa do NH + 4 existente, já que a solução contém desde o início um determinado nº de mol de NH 3 : 18
19 n(nh 3, início) = dm 3 x 0.12 mol dm -3 = mol n(nh 3, ponto equivalência) = = mol [NH 3 ] = = M NH 3 + H 2 O NH OH [NH + 4 ] [OH ] x 2 K b = = = [NH 3 ] x = [OH ] = 1.58x10-3 M poh = 2.80 ph = 11.2 Uma curva de titulação é uma representação da variação do ph de uma solução em função do volume de titulante adicionado. Se estivéssemos a titular uma solução de HCl 1.0 M com NaOH 1.0 M, obteríamos os valores indicados na Tabela 1. Tabela 1 - Construção de uma curva de titulação para o sistema HCl 1.0 M + NaOH 1.0 M. vol.hcl 1.0 M/cm vol.naoh 1.0 M/cm vol.total/cm n(hcl)início/mol, A n(naoh)adicion./mol, B A B /mol [H 3 O + ]/mol dm E-7 * 2E-12 2E-13 6E-14 [OH ]/mol dm -3 1E-14 2E-14 4E-14 2E-13 2E-12 1E-7 * ph * - Uma vez que não existe excesso quer de H 3 O +, quer de OH, o equilíbrio que determina o valor do ph é a auto-dissociação da água que, sabemos, conduz ao ph neutro de 7.0, a 25 C. 19
20 Na Figura 1 está representada a curva de titulação correspondente aos dados da Tabela 1 - curva 1. Como se verifica, o ph tem uma variação muito pouco pronunciada até bem próximo do ponto de equivalência, altura em que varia abruptamente. O ponto de equivalência da titulação corresponde ao ponto de inflexão da curva, ponto em que há mudança de concavidades. Figura 1 - Curvas de titulação para os sistemas HCl 1.0 M + NaOH 1.0 M (quadrados mais claros) - curva 1 - e HCl 0.01 M + NaOH 0.01 M (quadrados mais escuros) - curva ph vol. NaOH/cm3 A curva 2 da figura corresponde a uma titulação semelhante à da curva 1, mas para soluções de ácido e de base cem vezes menos concentradas. Naturalmente que, tratandose de espécies fortes, o ph no ponto de equivalência continua a ser 7; mas, à medida que as concentrações das soluções vão baixando, a variação de ph perto do ponto de equivalência é cada vez menos brusca. Tal como vimos atrás, titulações de ácido fraco com base forte têm pontos de equivalência a ph > 7 e titulações de ácido forte com base fraca têm pontos de equivalência a ph < 7. O traçado de curvas de titulação, especialmente com tituladores automáticos, é uma das maneiras de determinar pontos de equivalência de titulações, com vista ao cálculo de concentrações de soluções de espécies ácidas ou básicas. Outra maneira de determinar pontos de equivalência que é muito expedita envolve o recurso aos chamados indicadores 20
21 ácido-base. Os indicadores são ácidos ou bases fracos cujos iões conferem à solução uma cor diferente da conferida pelas moléculas neutras. Vamos exemplificar o modo de actuação de um indicador cujas moléculas designaremos genericamente por HIn e assumiremos conferirem cor amarela à solução, e cujos iões, In, assumiremos conferirem cor vermelha. Em solução aquosa, o indicador sofre hidrólise: HIn + H 2 O In + H 3 O + amarelo vermelho [In ] [H 3 O + ] K a,ind = [HIn] Consoante o grau de dissociação da espécie HIn, assim a solução exibirá uma ou outra cor. O que determina a extensão da dissociação da espécie HIn é o ph. Assim, numa solução francamente ácida, o equilíbrio acima estará deslocado para a esquerda, predominando a forma HIn e a cor amarela; numa solução francamente básica, o equilíbrio estará deslocado para a direita, predominando a forma In e a cor vermelha. Há, pois, uma correspondência directa entre cor e ph. Vamos quantificar, aceitando como critério geral que o olho humano vê a solução vermelha se a concentração da espécie vermelha é, pelo menos, dez vezes maior que a da espécie amarela; e vice-versa, concentrações intermédias originando uma mistura de cores neste caso, o laranja característica da chamada "zona de viragem do indicador": [HIn] 10 [In ] cor amarela [In ] 10 [HIn] cor vermelha [HIn] [In ] cor laranja (a) [HIn] = 10 [In ] Estamos no extremo ácido da zona de viragem. Por substituição no equilíbrio da hidrólise do indicador, virá: [In ] [H 3 O + ] K a,ind = 10 [In ] [H 3 O + ] = 10 K a,ind 21
22 ph = log ([H 3 O + ]) = log (10 K a,ind ) = pk a,ind 1 (b) [In ] = 10 [HIn] Estamos no extremo básico da zona de viragem. Por substituição no equilíbrio da hidrólise do indicador, virá: 10 [HIn] [H 3 O + ] K a,ind = [HIn] [H 3 O + ] = K a,ind /10 ph = log ([H 3 O + ]) = log (K a,ind /10) = pk a,ind + 1 (c) [HIn] = [In ] Estamos bem no meio da zona de viragem, vindo agora: [H 3 O + ] = K a,ind ph = pk a,ind O comportamento do indicador será então aproximadamente o indicado na Figura 2. Uma vez que a função do indicador é acusar a passagem por um valor de ph determinado, um critério geral para a selecção de um indicador é que o ph a determinar esteja incluido na zona de viragm do indicador; e como esta zona de viragem corresponde sensivelmente a um intervalo de ph igual a (pk a,ind ± 1), o que se faz é escolher um indicador com um pk a,ind o mais próximo possível do ph a medir. Na Tabela 2 dão-se exemplos de indicadores. O critério geral para a selecção de um indicador, acima enunciado, é suficiente mas nem sempre é necessário. Assim, de acordo com este critério, escolheríamos o indicador azul de bromotimol para a detecção do ponto de equivalência de titulações envolvendo espécies fortes. A escolha seria certamente adequada; mas, numa situação como a da curva 1 da Figura 1, verificar-se-ia uma detecção igualmente correcta do ponto de equivalência com os indicadores alaranjado de metilo ou a fenolftaleína, dada a verticalidade do troço da curva próximo daquele ponto e a extensão do mesmo troço. 22
23 ph + elevado (+ básico) VERMELHO pk a,ind + 1 K a,ind LARANJA pk a,ind 1 AMARELO ph elevado (+ ácido) Figura 2 - Exemplo do modo de funcionamento de um indicador ácido-base. No caso da curva 2, o alaranjado de metilo já não seria uma opção válida: não só muda de cor tarde demais, como a mudança de cor é pouco brusca é necessário um volume de titulante adicionado apreciável para percorrer o intervalo de ph correspondente à zona de viragem do indicador. Tabela 2 - Alguns indicadores ácido-base comuns. Indicador pk ind zona de viragemintervalo de ph mudança de cor (cor ácida - cor básica) azul de timol (zona ácida) vermelho-amarelo alaranjado de metilo vermelho-laranja vermelho de metilo vermelho-amarelo azul de bromotimol amarelo-azul azul de timol (zona básica) amarelo-azul fenolftaleína incolor-vermelho amarelo de alizarina amarelo-lilás 23
Ácido-base: objectivos principais
Ácido-base: objectivos principais Definição de ph e poh Definição e interpretação de K a, K b, K w Relação entre K a e K b de pares ácido-base conjugados (a 25ºC pk a pk b =14) Calcular o ph de uma solução
Leia maisVOLUMETRIA DE NEUTRALIZAÇÃO
VOLUMETRIA DE NEUTRALIZAÇÃO 1 semestre 2011 Profa. Maria Auxiliadora Costa Matos Volumetria de neutralização envolve a titulação de espécies químicas ácidas com uma solução padrão alcalina (ALCALIMETRIA)
Leia maisTitulações Ácido-Base Titulações de Neutralização
Titulações Ácido-Base Titulações de Neutralização Reacções de neutralização Métodos quantitativos Doseamentos Medição de ph e uso de indicadores Soluções tampão No ponto de meia titulação ph = pk a e consoante
Leia maisTitulações de ácido- base
QUÍMICA 11º ANO- TURMA A 201/2015 FICHA INFORMATIVA/FORMATIVA SOBRE TITULAÇÕES DE ÁCIDO-BASE E DE EFEITO TAMPÃO NOME: TURMA Nº: Titulações de ácido- base Nas titulações de ácido base, as reacções que ocorrem
Leia maisAuto-ionização da água
ÁCIDOS E BASES Auto-ionização da água Os íons hidrônio e hidróxido A água possui uma propriedade de interesse particular no estudo de ácidos e bases: a auto-ionização. H 2 O + H 2 O H 3 O + + HO - - duas
Leia maisMétodos Volumétricos 11/27/2013. Volumetria de Neutralização. Volumetria de Precipitação. Volumetria de Complexação. Volumetria de Óxido-Redução
Métodos Volumétricos Volumetria de Neutralização Volumetria de Precipitação Volumetria de Complexação Volumetria de Óxido-Redução 1 Volumetria de Neutralização Titulação de: (a) ácidos fortes com bases
Leia maisÁcidos e bases Auto-ionização da água
Ácidos e bases Auto-ionização da água Composição química das águas Água da Chuva - a sua composição depende dos componentes do ar que atravessa; normalmente a chuva normal é ligeiramente ácida (ph= 5,6
Leia maisFicha de Trabalho de Química 11º ano
1. Escreve as fórmulas químicas das seguintes espécies/substâncias: (A) Ácido sulfúrico (B) Ácido carbónico (C) Hidróxido de magnésio (D) Ião hidrogenossulfato (E) Ião mono-hidrogenofosfato (F) Ião amónio
Leia maisMedição e cálculo do ph de algumas soluções
Química Geral Medição e cálculo do ph de algumas soluções Docente: Dulce Gomes Engenharia do Ambiente (2º Ano) Turma EPQ Data de entrega do relatório: 17-02-2009. Relatório elaborado em 14-02-2009 pelo
Leia maisESCOLA SECUNDÁRIA DE CASQUILHOS
ESCOLA SECUNDÁRIA DE CASQUILHOS 7º Teste sumativo de FQA 29. abril. 2015 Versão 1 11º Ano Turma A Professor: Maria do Anjo Albuquerque Duração da prova: 90 minutos. Este teste é constituído por 8 páginas
Leia maist 1 t 2 Tempo t 1 t 2 Tempo
Concentração 01)Uma reação química atinge o equilíbrio químico quando: a) ocorre simultaneamente nos sentidos direto e inverso. b) as velocidades das reações direta e inversa são iguais. c) os reatantes
Leia maisExperiência 07: Preparo de Solução a partir de Substâncias sólidas, Liquidas e de Solução Concentrada
1 Experiência 07: Preparo de Solução a partir de Substâncias sólidas, Liquidas e de Solução Concentrada 1. Questões de estudo - Como preparar uma solução aquosa de NaOH 0,1 M? - Como preparar uma solução
Leia maisVolumetria de Neutralização Ácido-Base
Volumetria de Neutralização Ácido-Base 1 O que é um Processo de Titulação? A Titulação é uma operação analítica utilizada em análises volumétricas com o objetivo de determinar a Concentração de soluções.
Leia maisA ÁLISE TITRIMÉTRICA
A ÁLISE TITRIMÉTRICA Análise titrimétrica - O termo análise titrimétrica refere-se à análise química quantitativa feita pela determinação do volume de uma solução, cuja concentração é conhecida com exatidão,
Leia maisUNIVERSIDADE FEDERAL DE SERGIPE CENTRO DE CIÊNCIAS EXATAS E TECNOLOGIA DEPARTAMENTO DE QUÍMICA. Ácido e Base
UNIVERSIDADE FEDERAL DE SERGIPE CENTRO DE CIÊNCIAS EXATAS E TECNOLOGIA DEPARTAMENTO DE QUÍMICA Ácido e Base Disciplina: Química l (106201) Professora: Elisangela Passos 22 de julho de 2011 1. Teorias Ácido-Base
Leia mais7. EQUILÍBRIO QUÍMICO
Departamento de Química Inorgânica IQ / UFRJ IQG 18 / IQG 1 7. EQUILÍBRIO QUÍMICO I. INTRODUÇÃO Quando a concentração de todos os reagentes e produtos, em um sistema fechado, não variam mais com o tempo
Leia maisReacções de precipitação
Reacções de precipitação Ocorre uma reacção de precipitação quando se forma uma precipitado, ou seja, um sólido insolúvel que se separa da solução. Na precipitação a partir de soluções aquosas normalmente
Leia maistem-se no equilíbrio que 1 mol de HCl reagiu com 1 mol de NaOH, ou seja: n(hcl) = n(naoh)
Experiência 8: TITULAÇÕES ÁCIDO-BASE 1. Objetivos Após a realização desta atividade experimental, espera-se que o aluno seja capaz de: - Determinar a concentração de um ácido e uma base por titulação.
Leia maisP2 - PROVA DE QUÍMICA GERAL - 08/10/07
P2 - PRVA DE QUÍMICA GERAL - 08/10/07 Nome: Nº de Matrícula: GABARIT Turma: Assinatura: Questão Valor Grau Revisão 1 a 2,5 2 a 2,5 3 a 2,5 4 a 2,5 Total 10,0 R = 8,314 J mol -1 K -1 = 0,0821 atm L mol
Leia maisA.L.2.3 NEUTRALIZAÇÃO: UMA REACÇÃO DE ÁCIDO-BASE
A.L.2.3 NEUTRALIZAÇÃO: UMA REACÇÃO DE ÁCIDO-BASE QUÍMICA 11.ºANO QUESTÃO-PROBLEMA Como neutralizar resíduos de ácidos/bases do laboratório de Química da escola? Como identificar se os resíduos são de uma
Leia maisESCOLA SECUNDÁRIA ABADE DE BAÇAL BRAGANÇA TÉCNICAS LABORATORIAIS DE QUÍMICA 11º Ano Ano lectivo 2003/2004. TIPS - Indicadores ácido-base
ESCOLA SECUNDÁRIA ABADE DE BAÇAL BRAGANÇA TÉCNICAS LABORATORIAIS DE QUÍMICA 11º Ano Ano lectivo 2003/2004 TIPS - Indicadores ácido-base 1 TIPS - INDICADORES ÁCIDO-BASE Nome do aluno Caro parceiro da minha
Leia maisAnálise Titrimétrica ou Volumétrica
Análise Titrimétrica ou Volumétrica 1 Volumetria ou titrimetria Técnica de determinação quantitativa de um analito baseada em medições de volumes Bureta Solução de concentração conhecida (solução padrão)
Leia maisPotencial hidrogeniônico e hidroxiliônico - ph e poh
Potencial hidrogeniônico e hidroxiliônico - ph e poh 01. (Fuvest) Coloca-se em um recipiente de vidro água destilada, gotas de solução de fenolftaleína e, em seguida, pedaços de sódio metálico: Observa-se,
Leia maisP1 - PROVA DE QUÍMICA GERAL 03/09/07
1 - ROVA DE QUÍMICA GERAL 03/09/07 Nome: Nº de Matrícula: Turma: Assinatura: Questão Valor Grau Revisão 1 a 2,5 2 a 2,5 3 a 2,5 4 a 2,5 Total 10,0 Dados R = 0,0821 atm L mol -1 K -1 T (K) = T ( C) + 273,15
Leia maisFicha do professor AL 2.3 NEUTRALIZAÇÃO: UMA REACÇÃO DE ÁCIDO - BASE
AL 2.3 NEUTRALIZAÇÃO: UMA REACÇÃO DE ÁCIDO - BASE Autora : Fernanda Neri TI-Nspire Palavras-chave: Titulações; Curvas de titulação; Concentração; ácidos; bases; sais; Indicadores de ácido-base Ficheiros
Leia maisVolumetria de Neutralização
Volumetria de Neutralização H 3 O + + OH - H + +OH - ou 2H 2 O H 2 O Profa. Lilian Lúcia Rocha e Silva Princípio Envolve titulações de espécies ácidas com soluções padrão alcalinas e titulações de espécies
Leia maisÁcidos e bases. Introdução. Objetivos. Pré-requisitos
Objetivos Definir os conceitos de ácido e base, entender o que ocorre quando estas substâncias são dissolvidas em água e rever o conceito de constante de equilíbrio de uma reação química. Pré-requisitos
Leia maisEquilíbrio ácido-base
Equilíbrio ácido-base Aula 2, QFL 1111 Química Analítica I Prof. Pedro H. C. Camargo, Ph.D. camargo@iq.usp.br São Paulo, 17/08/2015 Porque estudar equilíbrio ácido-base? Equilíbrio uma das espinhas dorsais
Leia maisFCAV/ UNESP EQUILÍBRIO ÁCIDO-BASE
FCAV/ UNESP EQUILÍBRIO ÁCIDO-BASE Prof a. Dr a. Luciana M. Saran 1 Tópicos da Aula: Substâncias que interferem no equilíbrio químico da água; Equilíbrio ácido-base; Soluções ácidas, neutras e alcalinas;
Leia maisTITULAÇÃO BASE FRACA COM ÁCIDO FORTE
TITULAÇÃO BASE FRACA COM ÁCIDO FORTE TITULAÇÃO BASE FRACA COM ÁCIDO FORTE 1 ETAPA Antes de iniciar a titulação A solução contém apenas base fraca e água - solução aquosa de uma base fraca. O ph da solução
Leia maisIntrodução à Volumetria. Profa. Lilian Lúcia Rocha e Silva
Introdução à Volumetria Profa. Lilian Lúcia Rocha e Silva INTRODUÇÃO À VOLUMETRIA TITULAÇÃO Processo no qual uma solução padrão ou solução de referência é adicionada a uma solução que contém um soluto
Leia maisPara compreender o conceito de reacção de precipitação é necessário considerar as noções básicas de dissolução e de solubilidade de sais em água.
ESTUDO DA SOLUBILIDADE DE ALGUNS SAIS EM ÁGUA INTRODUÇÃO Para compreender o conceito de reacção de precipitação é necessário considerar as noções básicas de dissolução e de solubilidade de sais em água.
Leia maisTítulo: Iodometria. Aula Experimental n 16
Aula Experimental n 16 Objetivos: - Padronização de solução de Na 2 S 2 O 3. - Determinação do teor de cobre (Cu 2 ) de uma amostra. - Determinação do teor de Cloro ativo em uma amostra de água sanitária.
Leia maisP1 - PROVA DE QUÍMICA GERAL 17/04/10
P1 - PROVA DE QUÍMICA GERAL 17/04/10 Nome: GABARITO Nº de Matrícula: Turma: Assinatura: Questão Valor Grau Revisão 1 a,5 a,5 3 a,5 4 a,5 Total 10,0 Dados R 0,081 atm L mol -1 K -1 T (K) T ( C) + 73,15
Leia maisEscola Secundária de Lagoa. Ficha de Trabalho 4. Física e Química A 11º Ano Turma A Paula Melo Silva. Revisão 10º Ano: As três miudinhas
Escola Secundária de Lagoa Física e Química A 11º Ano Turma A Paula Melo Silva Ficha de Trabalho 4 Cálculos estequiométricos Parte Um Revisão 10º Ano: As três miudinhas Quantidade em química corresponde
Leia maisEquilíbrio. continuação. Prof a Alessandra Smaniotto. QMC 5325 - Química Analítica Curso de Graduação em Farmácia Turmas 02102A e 02102B
Cap 3: Equilíbrio Químico Equilíbrio brioácido-base continuação Prof a Alessandra Smaniotto QMC 5325 - Química Analítica Curso de Graduação em Farmácia Turmas 02102A e 02102B Ácidosfortes Emumasolução,
Leia maisCURSO APOIO QUÍMICA RESOLUÇÃO
QUÍMICA CURSO APOIO 15. O sulfato de sódio é um composto utilizado na indústria de celulose e na fabricação de detergentes. Por apresentar grande afinidade por água, pode ser encontrado na forma de um
Leia maisQuímica Analítica IV TITULOMETRIA DE NEUTRALIZAÇÃO
Introdução a Analise Química - II sem/2012 Profa Ma Auxiliadora - 1 Química Analítica IV 1 semestre 2012 Profa. Maria Auxiliadora Costa Matos TITULOMETRIA DE NEUTRALIZAÇÃO 1 TITULAÇÃO BASE FRACA COM ÁCIDO
Leia maisEscola Secundária de Casquilhos Teste 1 de Física e Química A 10º ANO 22/10/2013 90 minutos
Escola Secundária de Casquilhos Teste 1 de Física e Química A 10º ANO 22/10/2013 90 minutos NOME Nº Turma Informação Professor Enc. de Educação 1. Os átomos dos isótopos e do carbono têm (A) números atómicos
Leia maisVolumetria Ácido-base
Volumetria Ácido-base H O + + OH - H + +OH - ou 2H 2 O H 2 O Profa. Lilian Lúcia Rocha e Silva INDICADOR ÁCIDO-BASE São ácidos ou bases orgânicas fracas que sofrem dissociação ou associação dependendo
Leia maisSistema Tampão. Efeito de ph na Atividade Enzimática
Sistema Tampão Efeito de ph na Atividade Enzimática Sistema Tampão - Ionização da Água - Definição de ácidos fortes e ácidos fracos - Equação de Henderson-Hasselbalch - Definição de sistema tampão - Curvas
Leia maisTITULAÇÃO ÁCIDO-BASE
Introdução a Analise Química - II sem/2012 Profa Ma Auxiliadora - 1 Universidade Federal de Juiz de Fora Instituto de Ciências Exatas Departamento de Química Disciplina QUIO94 - Introdução à Análise Química
Leia maisVI Olimpíada Norte - Nordeste de Química e
VI Olimpíada Norte - Nordeste de Química e Seletiva para a Olimpíada Ibero-americana de Química - 2000 Exame aplicado em 27.05.2000 Somente as questões de números 1 a 6 serão consideradas na composição
Leia maisIntrodução à Análise Química QUI 094 VOLUMETRIA DE NEUTRALIZAÇÃO
Introdução a Analise Química - II sem/2012 Profa Ma Auxiliadora - 1 Introdução à Análise Química QUI 094 1 semestre 2012 Profa. Maria Auxiliadora Costa Matos VOLUMETRIA DE NEUTRALIZAÇÃO 1 TITULAÇÃO BASE
Leia maisExercícios de Equílíbrio Químico ENEM Resolução Comentada Professora Simone
Exercícios de Equílíbrio Químico ENEM Resolução Comentada Professora Simone 1. O equilíbrio químico se caracteriza por ser uma dinâmica em nível microscópico. Para se ter uma informação quantitativa da
Leia maisQuímica Orgânica I. Ácidos e Bases, tipos de reações, intermediários de reações, termodinâmica e cinética de reações orgânicas.
Química Orgânica I Ácidos e Bases, tipos de reações, intermediários de reações, termodinâmica e cinética de reações orgânicas Aula 4 (Parte I) Profa. Alceni Augusta Werle Profa Tânia Márcia Sacramento
Leia maisQuímica Analítica Avançada: Introdução. Profa. Lilian Silva 2011
Química Analítica Avançada: Introdução Profa. Lilian Silva 2011 Introdução 1 Equilíbrio Químico -A posição de equilíbrio; -A constante de equilíbrio; -Efeito dos eletrólitos nos equilíbrios químicos (atividade);
Leia maisCalcule o ph de uma solução de HCl 1x10-7 mol L-1
Calcule o ph de uma solução de HCl 1x10-7 mol L-1 TITULAÇÃO EM QUÍMICA ANALÍTICA Titulação Procedimento analítico, no qual a quantidade desconhecida de um composto é determinada através da reação deste
Leia maisEQUILÍBRIO QUÍMICO: é o estado de um sistema reacional no qual não ocorrem variações na composição do mesmo ao longo do tempo.
IV INTRODUÇÃO AO EQUILÍBRIO QUÍMICO IV.1 Definição EQUILÍBRIO QUÍMICO: é o estado de um sistema reacional no qual não ocorrem variações na composição do mesmo ao longo do tempo. Equilíbrio químico equilíbrio
Leia maisTITULAÇÃO EM QUÍMICA ANALÍTICA
TITULAÇÃO EM QUÍMICA ANALÍTICA Titulação Procedimento analítico, no qual a quantidade desconhecida de um composto é determinada através da reação deste com um reagente padrão ou padronizado. Titulante
Leia maisUFJF CONCURSO VESTIBULAR 2012 GABARITO DA PROVA DE QUÍMICA
Questão 1 O ácido carbônico é formado quando se borbulha o dióxido de carbono em água. Ele está presente em águas gaseificadas e refrigerantes. Em solução aquosa, ele pode sofrer duas dissociações conforme
Leia maisTITULAÇÃO ÁCIDO-BASE
Introdução a Analise Química II sem/2015 Profa Ma Auxiliadora Universidade Federal de Juiz de Fora Instituto de Ciências Exatas Departamento de Química Disciplina QUIO94 - Introdução à Análise Química
Leia maisVolumetria Ácido-Base
UNIVERSIDADE DA BEIRA INTERIOR Ciências Volumetria Ácido-Base Anabela dos Santos Antunes Relatório de Estágio para obtenção do Grau de Mestre em Ensino de Física e Química no 3.º Ciclo do Ensino Básico
Leia maisCurva de titulação efeito da concentração
Exercício 1) Considere a titulação de 100 ml de solução HCl 0,0100 mol L -1 com solução padrão de NaOH 0,0500 mol L -1. Calcule o ph da solução do titulado após a adição das seguintes quantidades de titulante:
Leia maisÁcidos e Bases. Capítulo 15
Capítulo 15 Ácidos e Bases Ácidos e Bases de Brønsted Propriedades Ácido-Base da Água ph Uma Medida de Acidez Força de Ácidos e de Bases Ácidos Fracos e Constantes de Ionização Ácida Bases Fracas e Constantes
Leia maiswww.professormazzei.com PROPREDADES COLIGATIVAS Folha 03 João Roberto Mazzei
01. (UNESP 1989) Considerar duas soluções de ácido clorídrico e outra de ácido acético (ácido etanóico), ambas 10 2 M. Pergunta-se: a) Qual das duas soluções apresenta menor temperatura de congelação?
Leia maisObjetivos da Atividade Experimental
Objetivos da Atividade Experimental Reconhecer o laboratório como um local de trabalho onde a segurança é fundamental na manipulação de material e de equipamentos. Interpretar uma reação química. Aplicar
Leia maisTITULAÇÃO EM QUÍMICA ANALÍTICA
TITULAÇÃO EM QUÍMICA ANALÍTICA Titulação Procedimento analítico, no qual a quantidade desconhecida de um composto é determinada através da reação deste com um reagente padrão ou padronizado. Titulante
Leia maisÁcidos e Bases. Chemistry: A Molecular Approach, 1 st Ed. Nivaldo Tro
Chemistry: A Molecular Approach, 1 st Ed. Nivaldo Tro Ácidos e Bases Roy Kennedy Massachusetts Bay Community College Wellesley Hills, MA 2008, Prentice Hall Suco Gástrico e Azia as células que revestem
Leia maisÉ o cálculo das quantidades de reagentes e/ou produtos das reações químicas.
Estequiometria Introdução Estequiometria É derivada da palavra grega STOICHEON (elemento) e METRON (medida) significa medida dos elementos químicos", ou ainda medir algo que não pode ser dividido. É o
Leia maisQUÍMICA PROFª MARCELA CARVALHO
QUÍMICA 1 PROFª MARCELA CARVALHO EQUAÇÃO QUÍMICA É a representação química simbólica e abreviada de uma reação química. 2 H2 + O2 2 H2O 2, 1 e 2 = coeficientes estequiométricos ou simplesmente coeficiente,
Leia maisIndicadores de ph naturais
Instituto Federal de Educação, Ciência e Tecnologia da Bahia Indicadores de ph naturais Práticas de ensino 2014.1 Sheila Silva; Elton Rocha; Mayara Oliveira; Izabela Oliveira [Escolha a data] Introdução
Leia maisATIVIDADE DE ÁGUA (Aw) E REAÇÕES DE DETERIORAÇÃO
ATIVIDADE DE ÁGUA (Aw) E REAÇÕES DE DETERIORAÇÃO Água A molécula de água é triatômica e possui estrutura tetraédrica. Tem baixo peso molecular, pequeno volume e é diamagnética. Apresentaria um ângulo de
Leia maisOs sais são neutros, ácidos ou básicos? Íons como Ácidos e Bases
Os sais são neutros, ácidos ou básicos? Sais são compostos iônicos formados pela reação entre um ácido e uma base. 1. NaCl Na + é derivado de NaOH, uma base forte Cl é derivado do HCl, um ácido forte NaCl
Leia maisProposta de Resolução do Exame Nacional de Física e Química A 11.º ano, 2014,, 1.ª fase, versão 1
Proposta de Resolução do xame Nacional de Física e Química A 11.º ano, 01,, 1.ª fase, versão 1, 0 de junho de 01, http://de.spf.pt/moodle/ Grupo I 1. (D) O movimento da barra magnetizada, aproximação ou
Leia maisCONCEITOS DE BRÖNSTED-LOWRY CONCEITOS DE ÁCIDOS E BASES CONCEITOS DE ARRHENIUS. Ácido: Ácido: HCN + H O H O + - Base ou hidróxido: Base: + +
Ácido: CONCEITOS DE ÁCIDOS E BASES CONCEITOS DE ARRENIUS Toda substância que em solução aquosa, sofre ionização, produzindo como cátion, apenas o íon CN O ( aq ) CN ( aq ) Na realidade, o íon, quando em
Leia maisEQUILÍBRIOS IÔNICOS ÁCIDO-BASE SAIS POUCO SOLÚVEIS ÍONS COMPLEXOS
EQUILÍBRIOS IÔNICOS ÁCIDO-BASE SAIS POUCO SOLÚVEIS ÍONS COMPLEXOS Eletrólitos Fortes Fracos Ionizam/Dissociam completamente Ionizam/Dissociam parcialmente Ex: HCl, NaNO 3 Ex: HF, BaSO 4 EQUILÍBRIOS ÁCIDO-BASE
Leia maisLista de Exercícios Química Geral Entropia e energia livre
Lista de Exercícios Química Geral Entropia e energia livre 1. Se a reação A + B C tiver uma constante de equilíbrio maior do que 1, qual das seguintes indicações está correta? a) A reação não é espontânea.
Leia maisÁcidos e Bases. Os ácidos e bases fortes encontram-se completamente ionizados quando em solução aquosa. HCl H + + Cl - NaOH Na + + OH -
Ácidos e Bases Os ácidos e bases fortes encontram-se completamente ionizados quando em solução aquosa. HCl H + + Cl - NaOH Na + + OH - Em sistemas biológicos os ácidos e bases fracas são bastante importantes
Leia maisDETERMINAÇÃO DO PH DE AMOSTRAS DE ÁGUAS SUBTERRÂNEAS DO INSTITUTO FEDERAL CATARINENSE - CÂMPUS CAMBORIÚ. Instituto Federal Catarinense, Camboriú/SC
DETERMINAÇÃO DO PH DE AMOSTRAS DE ÁGUAS SUBTERRÂNEAS DO INSTITUTO FEDERAL CATARINENSE - CÂMPUS CAMBORIÚ. Gubertt, Leticia 1 ; Silveira, Vitor Terra Munari da 1 ; Teixeira, Ana Cristina Franzoi 1 ; Martendal,
Leia maisProposta de Resolução do Exame Nacional de Física e Química A 11.º ano, 2015, 2.ª Fase, versão 1
Proposta de Resolução do Exame Nacional de Física e Química A 11.º ano, 2015, 2.ª Fase, versão 1, 18 de julho de 2015 Exame Final Nacional do Ensino Secundário, Prova Escrita de Física e Química A, 11.º
Leia maisCURSINHO TRIU QUÍMICA FRENTE B
CURSINHO TRIU QUÍMICA FRENTE B AULA 3 EXPRESSÕES DE CONCENTRAÇÃO (CONT.) E PROPRIEDADES COLIGATIVAS DATA: 01/09/2014 1) EXPRESSÕES DE CONCENTRAÇÃO (CONTINUAÇÃO) a. FRAÇÃO EM MOL Fração em mols ou fração
Leia maisIndicadores e Titulações
SÉRIE ITA/IME ENSINO PRÉ-UNIVERSITÁRIO PROFESSOR(A) ALUNO(A) TURMA ANTONINO TURNO SEDE DATA Nº / / TC QUÍMICA Indicadores e Titulações Indicadores São espécies químicas que admitem colorações distintas
Leia maisTEORIAS ÁCIDO- BASE DO SÉCULO XX
UNIVERSIDADE CATÓLICA DE PETRÓPOLIS Tecnólogo em Processos de Sustentabilidade Ambiental TEORIAS ÁCIDO- BASE DO SÉCULO XX 22 de Abril de 2009 RESUMO RESUMO DE TEORIAS ÁCIDO-BASE DO SÉCULO XX, DO AUTOR
Leia maisDisciplina Química geral (MAF1293) Professora Cleonice Rocha Aluno - Estudo Dirigido Reações em solução aquosa (valor = 1,5 pt)
Disciplina Química geral (MAF1293) Professora Cleonice Rocha Aluno - Estudo Dirigido Reações em solução aquosa (valor = 1,5 pt) Propriedades gerais das soluções aquosas Propriedades eletrolíticas As soluções
Leia maisPROCESSO DE SELEÇÃO PARA O PROGRAMA DE PÓS-GRADUAÇÃO EM QUÍMICA DA UFS 2014.1 GABARITO
PROCESSO DE SELEÇÃO PARA O PROGRAMA DE PÓS-GRADUAÇÃO EM QUÍMICA DA UFS 2014.1 GABARITO Questão 1) Para o composto sólido de C: 1 mol = 12 g. d = m / V = 12 g / 5,0 cm 3 = 2,4 g cm -3 Para o composto sólido
Leia maisNO 3 em água são representadas, respetivamente, pelas equações: Com base nas informações anteriores, é correto afirmar que
4. Uma importante aplicação das energias de dissolução são as compressas instantâneas térmicas quentes ou frias, usadas como primeiro-socorro em lesões sofridas, por exemplo, durante práticas desportivas.
Leia maisUNIVERSIDADE DE CUIABÁ QUIMICA GERAL DOCENTE: ADRIANO LUIZ SANTANA AULAS PRÁTICAS DE QUÍMICA GERAL. Discente:
UNIVERSIDADE DE CUIABÁ QUIMICA GERAL DOCENTE: ADRIANO LUIZ SANTANA AULAS PRÁTICAS DE QUÍMICA GERAL Discente: AULA PRÁTICA N º VI ASSUNTO: REAÇÕES QUIMICAS OBJETIVOS: Observar as reações químicas em soluções
Leia maisAula Teórica 3 Cálculo de ph de Ácidos Fracos e Bases Fracas
Aula Teórica 3 Cálculo de ph de Ácidos Fracos e Bases Fracas JRM Como calcular o ph de soluções de ácidos e bases fracas? Considere um ácido fraco (monoácido), HA H 2 O H OH - ------ Keq ~ 10-14 HA H A
Leia maisCOLÉGIO MONS. JOVINIANO BARRETO
GABARITO 3ª ETAPA QUÍMICA II COLÉGIO MONS. JOVINIANO BARRETO 52 ANOS DE HISTÓRIA ENSINO E DISCIPLINA Rua Frei Vidal, 1621 São João do Tauape/Fone/Fax: 3272-1295 www.jovinianobarreto.com.br 2º ANO Nº TURNO:
Leia maisA) 11,7 gramas B) 23,4 gramas C) 58,5 gramas D) 68,4 gramas E) 136,8 gramas
Questão 1 Sejam dadas as seguintes soluções aquosas: I) 0,2 mol/l de cloreto de potássio (KCl) II) 0,3 mol/l de glicose (C 6 H 12 O 6 ) III) 0,1 mol/l de sacarose (C 12 H 22 O 11 ) IV) 0,2 mol/l de sulfato
Leia maisTEORIA DAS TITULAÇÕES DE NEUTRALIZAÇÃO
QFL0230 2014 TEORIA DAS TITULAÇÕES DE NEUTRALIZAÇÃO! APLICAÇÃO: controle de qualidade; resposta rápida! ANÁLISE via úmida versus instrumental! AVALIAR: custo/benefício, seletividade, quantidade de amostra
Leia maisEquilíbrio Ácido-Base. Ácidos e Bases Fracos
Equilíbrio Ácido-Base Ácidos e Bases Fracos ph de soluções CH 3 COOH (aq) 0,10 mol/dm 3 HCl (aq) 0,10 mol/dm 3 ph? ph= 2,9 ph= 1 [H 3 O + ] < [H 3 O + ] PORQUÊ? 2 ph de soluções Segundo Arrhenius o ácido
Leia maisExperimento 11 - Equilíbrio químico e sistema tampão
1 Experimento 11 - Equilíbrio químico e sistema tampão 1. INTRODUÇÃO 1.1. EQUILÍBRIO QUÍMICO As reações estudadas em química não resultam de uma conversão completa de reagentes em produtos, pois todas
Leia maisANÁLISE QUÍMICA QUALITATIVA
Escola Secundária do Padre António Martins Oliveira de Lagoa Técnicas Laboratoriais de Química ANÁLISE QUÍMICA QUALITATIVA Pedro Pinto Nº 14 11ºA 22/04/2004 Índice Objectivo do Trabalho... 2 Fundamentos
Leia maisA forma geral de uma equação de estado é: p = f ( T,
Aula: 01 Temática: O Gás Ideal Em nossa primeira aula, estudaremos o estado mais simples da matéria, o gás, que é capaz de encher qualquer recipiente que o contenha. Iniciaremos por uma descrição idealizada
Leia maisCritérios de Classificação Específicos da Ficha de Avaliação Sumativa
Critérios de Específicos da Ficha de Avaliação Sumativa Curso Profissional de Técnico de Gestão e Programação de Sistemas Informáticos DISCIPLINA: Física e Química Módulo: Q 015/016 10 ºAno de escolaridade
Leia maisQUI109 QUÍMICA GERAL (Ciências Biológicas) 10ª aula /
QUI109 QUÍMICA GERAL (Ciências Biológicas) 10ª aula / 2016-2 Prof. Mauricio X. Coutrim (disponível em: http://professor.ufop.br/mcoutrim) EQUILÍBRIO QUÍMICO T 1 T 2 T 2 > T 1 N 2 O 4 (g) 2NO 2 (g) EQUILÍBRIO
Leia maisREACÇÃO DO SOLO (protocolo fornecido pela FCUP)
REACÇÃO DO SOLO (protocolo fornecido pela FCUP) Objectivo: medição do ph de amostras de solo em água e em soluções salinas; comparação do valor da reacção do solo em água e em soluções salinas Considerações
Leia maisSérie: 2º ano. Assunto: Estequiometria
Aluno: Série: 2º ano Assunto: Estequiometria 1) A massa de dióxido de carbono liberada na queima de 80 g de metano, quando utilizado como combustível, é: (Dados: massas molares, em g/mol: H = 1, C =12,
Leia maisExame de Recuperação Curso Profissional de Técnico de Gestão e Programação de Sistemas Informáticos
Exame de Recuperação Curso Profissional de Técnico de Gestão e Programação de Sistemas Informáticos DISCIPLINA: Física e Química Módulo: Q1 2015/2016 10 ºAno de escolaridade Data: 30 de outubro de 2015
Leia maisUniversidade Federal do Acre Coordenação de Ciências Agrárias PET-Agronomia
Universidade Federal do Acre Coordenação de Ciências Agrárias PET-Agronomia Renato Bolsistas: Renato Renato(7ºPeríodo-Florestal) Tutor: Prof. Dr. José Ribamar Rio Branco, Acre 2006 1 As leis ponderais
Leia maisEscola Básica e Secundária da Calheta. Físico-Química 7.º Ano de escolaridade
Escola Básica e Secundária da Calheta Físico-Química 7.º Ano de escolaridade Ano letivo 2015/2016 FICHA INFORMATIVA 1 Classificação dos materiais NOME: N.º TURMA DATA DA REALIZAÇÃO: / / CLASSIFICAÇÃO DOS
Leia maisFunções Inorgânicas: Ácidos, Bases, Sais e Óxidos ph e poh
Funções Inorgânicas:, Bases, Sais e Óxidos ph e poh Química Prof. Renan Campos. Funções químicas Função química um conjunto de substâncias que apresentam propriedades químicas semelhantes. Estas são classificadas
Leia maisA.L.1.3 EFEITOS DA TEMPERATURA E DA CONCENTRAÇÃO NA PROGRESSÃO GLOBAL DE UMA REACÇÃO
A.L.1.3 EFEITOS DA TEMPERATURA E DA CONCENTRAÇÃO NA PROGRESSÃO GLOBAL DE UMA REACÇÃO QUÍMICA 11.ºANO QUESTÃO-PROBLEMA Como pode evoluir um sistema em equilíbrio quando se faz variar a temperatura ou a
Leia maisTITULAÇÃO EM QUÍMICA ANALÍTICA
TITULAÇÃO EM QUÍMICA ANALÍTICA Titulação Procedimento analítico, no qual a quantidade desconhecida de um composto é determinada através da reação deste com um reagente padrão ou padronizado. Titulante
Leia maisFÍSICO-QUÍMICA TERMOQUÍMICA Aula 1
FÍSICO-QUÍMICA TERMOQUÍMICA Aula 1 A termoquímica é parte da termodinâmica e corresponde ao segmento da química que compreende as trocas de calor e seus efeitos nas substâncias e reações químicas. Os primeiros
Leia maisFaculdade de Medicina da Universidade de Coimbra Ano Lectivo 2011/2012. Unidade Curricular de BIOQUÍMICA I Mestrado Integrado em MEDICINA 1º Ano
Faculdade de Medicina da Universidade de Coimbra Ano Lectivo 2011/2012 Unidade Curricular de BIOQUÍMICA I Mestrado Integrado em MEDICINA 1º Ano ENSINO PRÁTICO E TEORICO-PRÁTICO 2ª AULA PRÁTICA 1. Noções
Leia maisPráticas de. Química Geral e Orgânica. para Engenharia Ambiental
Apostila de Aulas Práticas de Prof. Alonso Goes Guimarães Práticas de Química Geral e Orgânica para Engenharia Ambiental Apostila de Aulas Práticas de INTRODUÇÂO A química é uma ciência experimental e
Leia mais