Equilíbrio 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 da Química Vários fenômenos naturais, processos industriais, biológicos Analítica, bioquímica, geologia, oceanografia Muita química pode ser entendida em termos de interações/equilíbrio ácido-base Ácidos e bases: essenciais na química, na vida!

Conceitos Importantes Definição de Bronsted-Lowry Pares ácido-base conjugado Constante de equilíbrio Manipulando a constante de equilíbrio Auto-ionização da água Forças de ácidos e bases Relação entre acido e base conjugada

ph de algumas substâncias interessantes

Forças relativas de ácidos e bases

HCl, HBr e HI são ácidos fortes. Porque então o HF é um ácido fraco?

Bases e ácidos fortes Qual o ph de uma solução 0.04 mol/l de HClO 4?

Bases e ácidos fortes Qual o ph de uma solução 0.04 mol/l de HClO 4? ph = 1,4

Equilíbrio envolvendo ácidos fracos Um aluno preparou uma solução 0,1 mol/l de ácido fórmico (HCO 2 H) e mediu o ph resultante, que foi de 2,38. Qual o valor de K a para o ácido? Qual a porcentagem do ácido ionizado?

Equilíbrio envolvendo ácidos fracos Um aluno preparou uma solucão 0,1 mol/l de ácido fórmico (HCO 2 H) e mediu o ph resultante, que foi de 2,38. Qual o valor de K a para o ácido? Qual a porcentagem do ácido ionizado? K a = 1,8x10-4 e 4,2 %

Efeito do íon comum

Efeito do íon comum Princípio de Le Châtelier: Se um sistema em equilíbrio é perturbado através de uma variação na temperatura, pressão, ou concentração de um dos componentes, o sistema deslocará sua posição de equilíbrio a fim de neutralizar o efeito do disturbio

Efeito do íon comum A extensão da ionização de um eletrólito fraco é diminuída pela adição à solução de um eletrólito forte no qual há um íon comum com o eletrólito fraco

Efeito do íon comum Qual o ph de uma solução preparada pela adição de 0,3 mol de ácido acético (HC 2 H 3 O 2 ) e 0,3 mol de acetato de sólido em 1 L de solução?

Efeito do íon comum Qual o ph de uma solução preparada pela adição de 0,3 mol de ácido acético (HC 2 H 3 O 2 ) e 0,3 mol de acetato de sólido em 1 L de solução? ph = 4,74

Efeito do íon comum Qual a concentração de íons fluoreto e o ph de uma solução 0,2 mol/l de HF e 0,1 mol/l de HCl?

Efeito do íon comum Qual a concentração de íons fluoreto e o ph de uma solução 0,2 mol/l de HF e 0,1 mol/l de HCl? [F - ] = 1,4x10-3 M e ph = 1,0

Solução Tampão

Solução Tampão Contém par ácido fraco e base conjugada Podem resistir às variações de ph frente a adição de pequenas quantidades de ácido ou base Papel central na manutenção da vida!!! - Sangue: mistura aquosa completa com um ph tamponado a 7,4 - Água do mar: tamponada entre 8,1-8,3 na superfície

Solução Tampão

Como Funciona? Contém tanto espécies ácidas para neutralizar íons OH - quanto básicas para neutralizar H + Espécies ácidas e básicas não podem se consumir por neutralização: par ácido-base conjugado Mistura ácido/base fraco/a com sal do ácido/base Natureza componentes e quantidade relativa: Podemos tamponar uma solução em qualquer ph!!!

Como Funciona? [H + ] = depende de K a e [HX]/[X - ]

Como Funciona? Adição de base Adição de ácido [HF] e [F - ] >>> que [H + ] ou [OH - ] adicionado: [HF]/[F - ] não varia muito (e consequentemente o ph)

Como Funciona? O que acontece quando [HX] = [X - ]???

Como Funciona? O que acontece quando [HX] = [X - ]??? [H + ] = K a, ph = pk a

Capacidade Tampão Quantidade de ácido ou base que um tampão pode neutralizar antes que o ph comece a variar a um grau apreciável Depende da quantidade de ácido e base da qual o tampão é feito Quanto maior a quantidade de par ácido-base conjugado, a razão de suas concentrações e o ph se tornam mais resistentes as mudanças

Equação de Henderson-Hasselbach Muito usada em biologia e bioquímica

Exercício Qual o ph de um tampão 0,12 mol/l de ácido lático (HC 3 H 5 O 3 ) e 0,10 mol/l de lactato de sódio? K a para o ácido lático = 1,4x10-4

Exercício Qual o ph de um tampão 0,12 mol/l de ácido lático (HC 3 H 5 O 3 ) e 0,10 mol/l de lactato de sódio? K a para o ácido lático = 1,4x10-4 ph = 3,77

Exercício Qual a quantidade de matéria de NH 4 Cl que deve ser adicionada a 2L de uma solução 0,1 mol/l de NH 3 para formar um tampão cujo ph = 9.

Exercício Qual a quantidade de matéria de NH 4 Cl que deve ser adicionada a 2L de uma solução 0,1 mol/l de NH 3 para formar um tampão cujo ph = 9. n = 0,36 mols

Adição de ácidos ou bases fortes a um tampão Ácido ou base adicionado ao tampão é completamente neutralizado pelos componentes presentes Tampão contento HX e X - Se ácido é adicionado, é neutralizado por X - - HX aumenta, X - diminui Se base é adicionada, é neutralizado por HX - HX dimuniu, X - aumenta

Adição de ácidos ou bases fortes a um tampão 1) Considerar a reação de neutralização e seu efeito sobre [HX] e [X - ] 2) Usar K a e novas [HX] e [X - ] para calcular [H + ]

Exercício Um tampão é preparado pela adição de 0,1 mol/l de ácido acético (HC 2 H 3 O 2 ) e 0,1 mol/l de acetato de sódio em 100 ml de água. Qual o ph após a adição de 1 ml de HCl 0,1 mol/l? Para comparar, qual o ph quando adicionamos 1 ml de HCl 0,1 mol/l em 100 ml de H 2 O?

Exercício Um tampão é preparado pela adição de 0,3 mol/l de ácido acético (HC 2 H 3 O 2 ) e 0,3 mol de acetato de sódio em 1 L de água. Qual o ph? Qual o ph após a adição de 0,02 mol de NaOH? E após a adição de 0,02 mol de H +? (desconsiderando variação no volume total)

Exercício Uma solução tampão contém 0,1 mol de ácido acético (HC 2 H 3 O 2 ) e 0,13 mol de acetato de sódio em 1 L de água. Qual o ph após a adição de a) 0,02 mols de KOH e b) 0,02 mols de HNO 3?

Equilíbrio Ácido-base e Equilíbrio de Precipitação Aula 3, QFL 1111 Química Analítica I Prof. Pedro H. C. Camargo, Ph.D. camargo@iq.usp.br São Paulo, 31/08/2015

Vimos na aula passada... Definição de Bronsted-Lowry Pares ácido-base conjugado Constante de equilíbrio Manipulando a constante de equilíbrio Auto-ionização da água Forças de ácidos e bases Relação entre acido e base conjugada

Vimos na aula passada... Equilíbrio para ácidos/bases fortes e fracos Efeito íon comum no equilíbrio envolvendo ácidos/ bases fracos Solução Tampão: mistura ácido fraco e sal contendo base conjugada

Solução Tampão

Solução Tampão Contém par ácido fraco e base conjugada Podem resistir às variações de ph frente a adição de pequenas quantidades de ácido ou base Papel central na manutenção da vida!!! - Sangue: mistura aquosa completa com um ph tamponado a 7,4 - Água do mar: tamponada entre 8,1-8,3 na superfície

Como Funciona? Contém tanto espécies ácidas para neutralizar íons OH - quanto básicas para neutralizar H + Espécies ácidas e básicas não podem se consumir por neutralização: par ácido-base conjugado Mistura ácido/base fraco/a com sal do ácido/base Natureza componentes e quantidade relativa: Podemos tamponar uma solução em qualquer ph!!!

Como Funciona? [H + ] = depende de K a e [HX]/[X - ]

Equação de Henderson-Hasselbach Muito usada em biologia e bioquímica

Adição de ácidos ou bases fortes a um tampão Ácido ou base adicionado ao tampão é completamente neutralizado pelos componentes presentes Tampão contento HX e X - Se ácido é adicionado, é neutralizado por X - - HX aumenta, X - diminui Se base é adicionada, é neutralizado por HX - HX dimuniu, X - aumenta

Adição de ácidos ou bases fortes a um tampão 1) Considerar a reação de neutralização e seu efeito sobre [HX] e [X - ] 2) Usar K a e novas [HX] e [X - ] para calcular [H + ]

Exercício Um tampão é preparado pela adição de 0,1 mol/l de ácido acético (HC 2 H 3 O 2 ) e 0,1 mol/l de acetato de sódio em 100 ml de água. Qual o ph após a adição de 1 ml de HCl 0,1 mol/l? Para comparar, qual o ph quando adicionamos 1 ml de HCl 0,1 mol/l em 100 ml de H 2 O?

1 ml HCl 0,1 mol/l 1 ml HCl 0,1 mol/l 100 ml H 2 O HAc: 0,1 mol/ L Ac - : 0,1 mol/l ph inicial = 4,74 ph final = 4,75 100 ml H 2 O ph inicial = 7,0 ph final = 3,0

Exercício Um tampão é preparado pela adição de 0,3 mol/l de ácido acético (HC 2 H 3 O 2 ) e 0,3 mol de acetato de sódio em 1 L de água. Qual o ph? Qual o ph após a adição de 0,02 mol de NaOH? E após a adição de 0,02 mol de H +? (desconsiderando variação no volume total)

Exercício Uma solução tampão contém 0,1 mol de ácido acético (HC 2 H 3 O 2 ) e 0,13 mol de acetato de sódio em 1 L de água. Qual o ph após a adição de a) 0,02 mols de KOH e b) 0,02 mols de HNO 3?

Titulações ácido base

Titulações ácido-base Solução contendo quantidade desconhecida de base é adicionada a um ácido ou vice-versa Indicadores sinalizam ponto de equivalência Medidor de ph: monitorar progresso de reação ph x volume de titulante adicionado Útil para selecionar indicadores e determinar K a ou K b

Titulações ácido-base

Titulações ácido-base Vamos analisar a curva de ph para 2 tipos característicos de titulação: ácido forte base forte ácido fraco base forte

Titulações ácido forte base forte

HCl + NaOH

HCl + NaOH ph inicial: determinado pelo ácido forte HCl 0,1 mol/l?

HCl + NaOH ph inicial: determinado pelo ácido forte HCl 0,1 mol/l? [H + ] = 0,1 mol/l e ph = 1,0

HCl + NaOH Entre ph inicial e ponto de equivalência: ph aumenta lentamente e depois rapidamente. Depende da quantidade de ácido presente que não reagiu.

HCl + NaOH No ponto de equivalência: Temos apenas NaCl. ph determinado pela auto-ionização da H 2 O

HCl + NaOH Após ponto de equivalência: ph determinado pelo excesso de NaOH presente

HCl + NaOH Supondo a titulação de 50 ml de HCl 0,1 mol/l com NaOH 0,1 mol/l, calcular o ph conforme os seguintes volumes de base adicionado: 0, 25, 49, 50, 51, e 65 ml.

HCl + NaOH Ponto final: ponto no qual o indicador muda de cor Ponto de equivalência: quando a quantidade de matéria de ácido e base são iguais

Titulações ácido fraco base forte Titulação de 50 ml de ácido acético (HC 2 H 3 O 2 ) 0,1 mol/ L com NaOH 0,1 mol/l

ph inicial: determinado pelo ácido fraco

Entre o ph inicial e ponto de equivalência: parte de HAc é neutralizada, temos uma mistura de HA e A -

Entre o ph inicial e ponto de equivalência: parte de HAc é neutralizada, temos uma mistura de HA e A - Temos um tampão nessa região! Consideramos a reação de neutralização para determinar [HA] e [A - ] Usamos [HA] e [A - ] para calcular o ph

No ponto de equivalência: HA reage completamente com OH -, A - está presente

No ponto de equivalência: A - é base conjugada de ácido fraco, pode reagir com água (ph será básico)

Após ponto de equivalência: ph determinado pelo excesso de NaOH presente

Supondo a titulação de 50 ml de HAc 0,1 mol/l com NaOH 0,1 mol/l, calcular o ph conforme os seguintes volumes de base adicionado: 0, 25, 45, 50 e 55 ml.

Titulações ácido fraco base forte Diferenças entre titulação ácido fraco base forte em relação a acido forte base forte: 1 a solução de ácido fraco tem um ph inicial mais alto 2 variação de ph próximo ao ponto de equivalência é menor para o ácido fraco base forte 3 ph no ponto de equivalência está acima de 7

Titulações ácido fraco base forte

Concluindo: Equilíbrios ácido-base Conceitos gerais Equilíbrios envolvendo ácidos e bases fortes Equilíbrios envolvendo ácidos e bases fracas Efeito íon comum Solução tampão Titulação ácido forte base forte e ácido fraco base forte

Equilíbrio de Precipitação/ Solubilidade

Equilíbrio de Precipitação/Solubilidade Equilíbrios ácido-base: homogêneos Equilíbrios envolvendo precipitação ou dissolução de compostos iônicos: heterogêneos Porque estudar precipitação e dissolução?

Equilíbrio de Precipitação/Solubilidade Precipitação e dissolução está ao nosso redor e na gente!!! Esmalte dentário de dissolve em meio ácido gerando as cáries dentárias: Ca 10 (PO 4 ) 6 F 2 Precipitação de determinados sais: responsáveis pelas pedras nos rins

Equilíbrio de Precipitação/Solubilidade Solubilidade: previsões qualitativas sobre precipitação Equilíbrios de solubilidade: - Suposições quantitativas quando certo composto de dissolve ou precipita - Analisar fatores que afetam a solubilidade

Constante de Produto Solubilidade, K ps Solução saturada: solvente já dissolveu toda a quantidade possível de soluto como determinado pela sua solubilidade Toda a quantidade agora adicionada não será dissolvida e ficará no fundo do recipiente Solução saturada: em equilíbrio com soluto não dissolvido

Constante de Produto Solubilidade, K ps Considerando uma solução saturada de BaSO 4 em contato com o sólido O seguinte equilíbrio é estabelecido: Extensão da dissolução: constante de equilíbrio Constante de produto solubilidade ou produto solubilidade, K ps

Constante de Produto Solubilidade, K ps Constante de produto solubilidade ou produto solubilidade, K ps Constante de equilíbrio para o equilíbrio entre um soluto sólido iônico e seus íons em uma solução aquosa saturada

Constante de Produto Solubilidade, K ps

Solubilidade e K ps Não são a mesma coisa!!!

Solubilidade e K ps Solubilidade: Quantidade de uma substância que se dissolve para formar uma solução saturada Gramas de soluto/l de solução Solubilidade molar: Quantidade de matéria de soluto que se dissolve formando um litro de solução saturada (mol/l)

Solubilidade e K ps K ps : Constante de equilíbrio para o equilíbrio entre um sólido iônico e sua solução saturada Tem valor fixo para uma T específica Solubilidade: pode depender de outros fatores, como ph e íon comum

Solubilidade e K ps K ps usado para calcular solubilidade e vice-versa

Exercício O Ag 2 CrO 4(s) é adicionado a água pura a 25 o C e o equilíbrio entre o Ag 2 CrO 4(s) e a solução estabelecido. A concentração de Ag + foi de (aq) 1,3x10-4 mol/l. Supondo que Ag 2 CrO 4(s) se dissocia completamente em água, qual o K ps?

Exercício O Ag 2 CrO 4(s) é adicionado a água pura a 25 o C e o equilíbrio entre o Ag 2 CrO 4(s) e a solução estabelecido. A concentração de Ag + foi de (aq) 1,3x10-4 mol/l. Supondo que Ag 2 CrO 4(s) se dissocia completamente em água, qual o K ps? 1,1x10-12

Exercício Uma solução saturada de Mg(OH) 2(s) em contato com o sólido não dissolvido é preparada a 25 o C. O ph medido é 10,17. Qual o K ps assumindo que o Mg(OH) 2(s) se dissocia completamwnte em H 2 O?

Exercício Uma solução saturada de Mg(OH) 2(s) em contato com o sólido não dissolvido é preparada a 25 o C. O ph medido é 10,17. Qual o K ps assumindo que o Mg(OH) 2(s) se dissocia completamwnte em H 2 O? 1,6x10-12

Exercício K ps para o CaF 2(s) é 3,0x10-11 a 25 o C. Supondo que o CaF 2(s) se dissocia completamente em água, calcule a solubilidade do CaF 2(s) em gramas por litro.

Exercício K ps para o CaF 2(s) é 3,0x10-11 a 25 o C. Suponde que o CaF 2(s) se dissocia completamente em água, calcule a solubilidade do CaF 2(s) em gramas por litro. 1,6x10-2 g/l

Fatores que Afetam Solubilidade 1) Presença de íons comuns 2) ph da solução 3) Presença de agentes complexantes

Efeito do Íon Comum Solubilidade de um sal ligeiramente solúvel é diminuída pela presença de um segundo soluto que fornece um íon comum

Exercício A partir do K ps para o CaF 2(s) (3,0x10-11 a 25 o C), acabamos de calcular a sua solubilidade 2,13x10-4 mols/l 1,6x10-2 g/l

Exercício A partir do K ps para o CaF 2(s) (3,0x10-11 a 25 o C), calcular a sua solubilidade em uma solução que é (a) 0,01 mol/l em Ca(NO 3 ) 2 e (b) 0,01 mol/l em NaF.

Exercício A partir do K ps para o CaF 2(s) (3,0x10-11 a 25 o C), calcular a sua solubilidade em uma solução que é (a) 0,01 mol/l em Ca(NO 3 ) 2 e (b) 0,01 mol/l em NaF. (a) 3,1x10-5 mol/l (b) 3,9x10-7 mol/l Tanto a presença de Ca 2+ quanto F - diminuem a solubilidade do CaF 2 (s), mas seus efeitos não são os mesmos

Precipitação Fracionada e Ácidos Polipróticos Aula 4, QFL 1111 Química Analítica I Prof. Pedro H. C. Camargo, Ph.D. camargo@iq.usp.br São Paulo, 28/09/2015

Vimos nas aulas passadas... Titulações ácido-base ácido-base forte-forte e fraco-forte ph em função do volume de titulante solução tampão Equilíbrio de precipitação/solubilidade K ps, solubilidade, fatores que afetam a solubilidade presença de íons comuns, ph da solução, agentes complexantes

Efeito do Íon Comum Solubilidade de um sal ligeiramente solúvel é diminuída pela presença de um segundo soluto que fornece um íon comum

Exercício A partir do K ps para o CaF 2(s) (3,0x10-11 a 25 o C), calcular a sua solubilidade em uma solução que é (a) 0,01 mol/l em Ca(NO 3 ) 2 e (b) 0,01 mol/l em NaF. (a) 3,1x10-5 mol/l (b) 3,9x10-7 mol/l Tanto a presença de Ca 2+ quanto F - diminuem a solubilidade do CaF 2 (s), mas seus efeitos não são os mesmos

Solubilidade e ph O ph de uma solução afeta a solubilidade de qualquer substância com um íon básico ph = 10,52, [Mg +2 ] = 1,7x10-4 mol/l O que acontece se o ph = 9?

Solubilidade e ph O ph de uma solução afeta a solubilidade de qualquer substância com um íon básico ph = 10,52, [Mg +2 ] = 1,7x10-4 mol/l O que acontece se o ph = 9? Mg(OH) 2(s) se dissolve até [Mg +2 ] = 0,18 mol/l

Solubilidade e ph Solubilidade do Mg(OH) 2(s) aumenta com a acidez Solubilidade de quase todos compostos iônicos é afetada pelo ph Efeitos mais notáveis quando um dos íons é moderadamente ácido ou básico Mg(OH) 2(s) : ion fortemente básico, OH - Ânion básico: solubilidade aumenta com [H + ] (diminuição do ph)

CaF 2 : Solubilidade e ph

Solubilidade e ph Sais com ânions CO 3 2-, PO 4 3-, S 2- se comportam de maneira semelhante Quanto mais básico o Ânion, mais a solubilidade é influenciada pelo ph (diminuição do ph)

Exercício Quais das seguintes substâncias serão mais solúveis em solução ácida do que em solução básica? a) Ni(OH) 2(s) b) CaCO 3(s) c) BaF 2(s) d) AgCl

Fatores que Afetam Solubilidade 1) Presença de íons comuns 2) ph da solução 3) Presença de agentes complexantes

Formação de íons complexos íon metálico + base de Lewis (água ou outra base): - Influenciam drasticamente a solubilidade - AgCl, Kps = 1,8x10-10 - Na presença de amônia, se dissolve Ag(NH 3 ) 2+ : íon metálico + base de Lewis: íon complexo

Formação de íons complexos Dissolução do AgCl + formação do complexo Desloca Eq. Para a direita Interação da base tem q ser mais forte que com H 2 O

Formação de íons complexos Ag(NH 3 ) 2+ : íon metálico + base de Lewis: íon complexo Estabilidade: constante de formação Solubilidade aumenta na presença de base adequada para formar um complexo com íon metálico NH 3, CN -, S 2 O 3 2-

Exercício Qual a concentração de Ag + presente em uma solução em equilíbrio quando amônia concentrada é adicionada a uma solução 0,1 mol/l de AgNO 3 de tal forma que [NH 3 ] = 0,2 mol/l?

Exercício Qual a concentração de Ag + presente em uma solução em equilíbrio quando amônia concentrada é adicionada a uma solução 0,1 mol/l de AgNO 3 de tal forma que [NH 3 ] = 0,2 mol/l? [Ag + ] = 1,5x10-8 mol/l

Exercício Qual a concentração de Cr +3 em equilíbrio com Cr(OH) - 4 quando 0,01 mol de Cr(NO 3 ) 3 foi dissolvido em um litro de solução tamponada a ph 10?

Exercício Qual a concentração de Cr +3 em equilíbrio com Cr(OH) - 4 quando 0,01 mol de Cr(NO 3 ) 3 foi dissolvido em um litro de solução tamponada a ph 10? [Cr +3 ] = 1x10-16 mol/l

Precipitação e Separação de Íons

Precipitação e Separação de Íons Equilíbrio pode ser atingido por qualquer lado da equação química BaSO 4 Ba 2+ + SO 4 2- Precipitação ocorre apenas se Q = [Ba 2+ ][SO 4 2- ] = K ps Q = quociente de reação

Precipitação e Separação de Ions

Exercício Haverá a formação de precipitado quando 0,1 L de Pb(NO 3 ) 2 8,0x10-3 mo/ L for adicionado a 0,4 L de Na 2 SO 4 5,0x10-3 mol/l? K ps PbSO 4 = 6,3x10-7

Exercício Haverá a formação de precipitado quando 0,05 L de NaF 2,0x10-2 mo/l for adicionado a 0,01 L de Ca(NO 3 ) 2 1,0x10-2 mol/l? K ps CaF 2 = 3,9x10-11

Precipitação Seletiva de Íons Baseado na diferença de solubilidade dos seus sais Mistura Ag + e Cu 2+ Adicionar HCl AgCl = K ps = 1,8x10-10 (precipita) CuCl 2 é solúvel

Exercício Uma solução contém 1,0x10-2 mol/l de Ag + e 2,0x10-2 mol/l de Pb +2. Quando Cl - é adicionado a solução, tanto AgCl (K ps = 1,8x10-10 ) quanto PbCl 2 (K ps = 1,7x10-5 ) precipitam. Qual a concentração de Cl - necessária para iniciar a precipitação de cada sal?

Exercício Uma solução contém 1,0x10-2 mol/l de Ag + e 2,0x10-2 mol/l de Pb +2. Quando Cl - é adicionado a solução, tanto AgCl (K ps = 1,8x10-10 ) quanto PbCl 2 (K ps = 1,7x10-5 ) precipitam. Qual a concentração de Cl - necessária para iniciar a precipitação de cada sal? [Cl - ] = 1,8x10-8 e 2,1x10-2 mol/l

Exercício Uma solução contém 0,05 mol/l de Mg +2 e 0,02 mol/l de Cu +2. Quando OH - é adicionado a solução, quem precipita primeiro? Qual a concentração de OH - necessária para iniciar a precipitação de cada cátion? K ps = 1,8x10-11 para Mg(OH) 2 e 2,2x10-20 para Cu(OH) 2

Exercício Uma solução contém 0,05 mol/l de Mg +2 e 0,02 mol/l de Cu +2. Quando OH - é adicionado a solução, quem precipita primeiro? Qual a concentração de OH - necessária para iniciar a precipitação de cada cátion? K ps = 1,8x10-11 para Mg(OH) 2 e 2,2x10-20 para Cu(OH) 2 [OH - ] = 1,0x10-9 e 1,9x10-5 mol/l

Exercício Supondo que uma amostra de uma solução de 20 ml tenha de ser testada para a presença de Cl - pela adição de 1 gota (0,2 ml) de AgNO 3 0,1 mol/l. Qual a quantidade em gramas de Cl - mínima que deve estar presente para que ocorra precipitação de AgCl?

Ácidos e Bases Polipróticos

Ácidos e Bases Polipróticos Muitos ácidos e bases presentes na indústria, meio ambiente, laboratório: polipróticos Grade importância biológica! (Enzimas) Ácido poliprótico: pode doar mais que um proton H 3 PO 4, H 2 CO 3 Base poliprótico: pode aceitar mais que um proton SO 2-3, CO 2-3

Ácidos Polipróticos Tratamento semelhante aos monopróticos Apenas consideramos etapas sucessivas de deprotonação H 2 CO 3, HCO 3-, CO 3 2- Como calcular o ph?

Ácidos Polipróticos: Calculo de ph H 2 CO 3 Meio ambiente: dissolução do CO 2 na água Dois equilíbrios Ocorrem passo-a-passo, cada um com sua constante de equilíbrio

Ácidos Polipróticos: Calculo de ph Constantes de acidez decrescem sucessivamente Fator de aproximadamente 1000 K a1 >> K a2 >> K a3... Porquê???

Qual o ph de uma solução de H 2 SO 4 0,01 M? Único ácido poliprótico comum que a primeira dissociação é completa ph vai ser um pouco menor do que aquele previsto considerando-se apenas a primeira dissociação

Qual o ph de uma solução de H 2 SO 4 0,01 M? Vamos calcular?

Ácidos Polipróticos: Calculo de ph Ácidos diferentes do H 2 SO 4 Constantes sucessivas: acentuadamente diferentes Podemos apenas usar K a1 Apesar das deprotonações sucessivas ocorrerem, nao afetam o ph significativamente.(k a2 = K a1 /1000) Tratamento similar ao ácido fraco monoprótico

Qual o ph de uma solução de H 2 S 0,02 M?

Qual o ph de uma solução de H 2 S 0,02 M? ph = 4,3

Exercício Calcule o ph e a concentração de todas as espécies em solução no equilíbrio para uma solução de ácido ascórbico 0,2 M. ácido ascórbico: H 2 C 6 H 6 O 6, K a1 = 8,0x10 5 e K a2 = 1,6x10 12. H 2 C 6 H 6 O 6, HC 6 H 6 O 6-, C 6 H 6 O 6-2, H 3 O +, OH -

Exercício Calcule a concentração de todas as espécies em solução para H 3 PO 4 0,01 M

Soluções de sais de ácidos polipróticos: Cálculo de ph NaH 2 PO 4

Sumário para cálculos (ácido diprótico) ph e composição de H 2 A, HA - e A 2-

Solução Tampão com ácido dipróico Mesmo tratamento do tampão convencional

Solução Tampão com ácido dipróico Qual o ph de uma solução preparada pela dissolucão de 1 g de hidrogenoftalato de potássio e 1,2 g de ftalato dissódico em 50 ml de H 2 O? 204,223 g/mol 210,097 g/mol

Resumindo Equilíbrio ácido-base Equilíbrio de precipitação/solubilidade Precipitação Fracionada Ácidos polipróticos

Lista de exercícios no site da disciplina PROVA DIA 05/10 no ANFITEATRO VERMELHO