Ciências da Natureza e suas Tecnologias - Química Ensino Médio, 2º Ano Produto iônico da água PH e POH, Solução Tampão

Ciências da Natureza e suas Tecnologias - Química

Ensino Médio, 2º AnoProduto iônico da água PH e POH,

Solução Tampão

QUÍMICA, 2º AnoProduto iônico da água, pH e pOH, solução tampão

Conceitos de ácidos e basesArrhenius:• ácidos: liberam apenas H+

(H3O+) como cátion;

• bases (ÁLCALIS): liberam apenas OH- como ânion;ácido + base sal + água

• problema: definição limitada exclusivamente às soluções aquosas.

Imagem: Autor Desconhecido/ Disponibilizada por Nils Simon/ United States Public Domain


Conceitos de ácidos e basesBrønsted-Lowry:• ácidos: doadores de H+;• bases: recebedores H+ (não

precisam ter OH-);Substâncias Anfóteras: podem ter

comportamento ácido ou básico, dependendo da situação.

Pares conjugados (ácido-base):

HA(aq) + H2O(ℓ) ⇄ H3O+(aq) + A-

(aq)

ácido + base ⇄ ácido + base

Imagens da esquerda para a direita: (A) Peter Elfelt/ United States Public Domain. (B) Autor desconhecido/ disponibilizado por Materialscientist/ United States Public Domain


Conceitos de ácidos e basesLewis:• ácidos: receptores de par

de elétrons;• bases: doadores de par de

elétrons;ácido + base sal + água

• obs.: ácidos e bases de Lewis não precisam conter prótons(definição mais geral que as de Arrhenius e Brønsted-Lowry).


Equilíbrio iônico da água• um caso muito particular de equilíbrio químico é o equilíbrio iônico da

água;• a água sofre autoionização, mas, como é um eletrólito muito fraco,

estabelece o equilíbrio abaixo:2 H2O(ℓ) H⇄ 3O+

(aq) + OH-(aq)

ou simplesmente:H2O(ℓ) H⇄ +

(aq) + OH-(aq)

H20 (l) H+ (aq) OH- (aq)


• A constante de equilíbrio é expressa da seguinte forma:Kw = [H+].[OH-]

• Em que:– Kw: produto iônico da água (a letra w vem de water, água em inglês);– [H+], [OH-]: concentrações molares dos íons envolvidos.

• Como qualquer constante de equilíbrio, seu valor varia apenas com a temperatura.

C)25º (a 101,0]][OHO[HK

]][OHO[HO][HK

O][H]][OHO[H

K

14-3w

32

2eq

22

3eq

Equilíbrio iônico da água:


Produto iônico da água

• A 25°C, em água pura, temos:

[H+] = [OH-] = 10-7 mol/L • Assim sendo:

Kw = [H+].[OH-] = 10-14

)()(3)(2)(2 aqaqll OHOHOHOH


Produto iônico da água• Tipos de soluções (a 25°C)a) Água pura (solução neutra):

[H+] = [OH-] = 10-7 mol/L

b) Solução ácida:[H+] > 10-7 mol/L

[OH-] < 10-7 mol/L

c) Solução básica (alcalina):[H+] < 10-7 mol/L

[OH-] > 10-7 mol/L

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Escala de pH• Sabemos que, em água pura, estabelece-se o

equilíbrio abaixo:

H2O(ℓ) + H2O(ℓ) H⇄ 3O+(aq) + OH-

(aq)

• Na maioria das soluções aquosas, temos:0 < [H+] < 1 mol/L

• A escala de pH foi definida de modo a expressar essas concentrações:

pH = -log[H3O+]= -log[H+]pOH = -log[OH-]

– Água neutra (25°C) pH = pOH = 7,0– Sol. ácidas, [H+] > 1,0 x 10-7 pH < 7,0– Sol. básicas, [H+] < 1,0 x 10-7 pH > 7,0

• Em água (a 25°C), temos:pH + pOH = 14

Alguns valores comuns de pH

Substância pH

Ácido de bateria <1.0

Suco gástrico 2.0

Suco de limão 2.4

Cola (refrigerante) 2.5

Vinagre 2.9

Suco de laranja ou maçã 3.5

Cerveja 4.5

Café 5.0

Chá 5.5

Chuva ácida <5.6

Saliva de pacientes com cancro 4.5-5.7

Leite 6.5

Água pura 7.0

Saliva humana 6.5-7.4

Sangue 7.34-7.45

Água do mar 8.0

Sabonete de mão 9.0-10.0

Amônia caseira 11.5

Cloro 12.5

Hidróxido de Sódio caseiro 13.5


Como medir o pH de soluções aquosas?• O método mais preciso (exato) é usar um medidor de pH (potenciômetro ou

pHmetro);• Entretanto, para processos em que não seja adequado usar o medidor de pH

(uma reação com reagentes tóxicos, por exemplo) ou por simplicidade, são usados frequentemente alguns corantes que mudam de cor em diferentes faixas de pH (indicadores), que são menos precisos (menos exatos) que os medidores de pH.

Imagens da esquerda para a direita: (A) Matylda Sęk/ GNU Free Documentation License. (B) Bordercolliez/ Creative Commons CC0 1.0 Universal Public Domain Dedication


Ácidos fortes• os ácidos fortes mais comuns são

HCl, HBr, HI, HNO3, HClO3, HClO4 e H2SO4;

• os ácidos fortes sofrem ionização em solução aquosa:

HNO3(aq) +H2O(ℓ) H3O+(aq) + NO3

-(aq)

HNO3(aq) H+(aq) + NO3

-(aq)

• em solução, o ácido forte é geralmente a única fonte de H+. (Obs.: se a concentração do ácido for menor que 10-6 mol/L, a autoionização da água precisa ser considerada);

• assim, o pH da solução é dado pela concentração (em mol/L) inicial do ácido.

[HNO3]= [H+] = 10-5mol/L pH=5,0


Bases fortes• a maioria dos hidróxidos iônicos

são bases fortes: NaOH, KOH e Ca(OH)2;

• as bases fortes sofrem dissociação em solução aquosa;

• o pOH (e, consequentemente, o pH) de uma base forte é dado pela concentração (molaridade) inicial da base;(Obs.: Cuidado com a estequiometria)

• para um hidróxido ser uma base, ele deve ser solúvel;

• as bases não precisam conter necessariamente OH-:

O2-(aq) + H2O(ℓ) 2 OH-

(aq)

H-(aq) + H2O(ℓ) H2(g) + OH-

(aq)

N3-(aq) + 3 H2O(ℓ) NH3(aq) + 3 OH-

(aq)


Ácidos fracos• os ácidos fracos são apenas

parcialmente ionizados em solução;

• quanto maior Ka (constante de acidez) mais forte será o ácido, ou seja, mais íons estarão presentes no equilíbrio em relação às moléculas não ionizadas;

• para encontrar a molaridade do H3O+

(aq) numa solução de ácido fraco, devemos levar em conta o equilíbrio:HA(aq) + H2O(ℓ) H⇄ 3O+

(aq) + A-(aq)

(M-x) x x

• resolvendo em x essa equação quadrática em que conhecemos M e Ka (tabelados), é possível determinar o valor de [H3O+] = x e, portanto, o pH da solução do ácido fraco.

x-Mx

[HA]]][A[H

[HA]]][AO[H

K2

3a

Imagem: Scott Bauer, USDA/ Public Domain


Cálculo do pH para ácidos fracosA partir de Ka:• o pH fornece a concentração

no equilíbrio de H+;• sabendo Ka, podemos

calcular [H+] e, consequentemente, o pH. Sigamos os seguintes passos:– escreva a equação química

balanceada, mostrando claramente o equilíbrio;

– escreva a expressão de equilíbrio e encontre o valor para Ka;

– anote as concentrações iniciais e no equilíbrio para TUDO (exceto para a água pura). Geralmente supomos que a variação na concentração de H+ é “x”;

– Substitua, na expressão da constante de equilíbrio, e resolva. Lembre-se de converter “x” em pH, se necessário.

x-Mx

[HA]]][A[H

[HA]]][AO[H

K2

3a


Cálculo do pH para ácidos fracosA partir de (grau de ionização):• relaciona [H+]eq com [HA]0;• quanto maior , mais forte será o

ácido;• para um ácido fraco diminui à

medida que a molaridade da solução aumenta;– para o ácido acético, por

exemplo, o grau de ionização é bem menor que para uma solução de HCl.


Bases fracas• as bases fracas removem

prótons das substâncias, existindo um equilíbrio entre a base e os íons resultantes:

NH3(aq) +H2O(ℓ) NH⇄ 4+

(aq) +OH-(aq)

• a constante de dissociação da base, Kb, é definida como:

• Tipos de bases fracas:– geralmente têm pares

solitários de elétrons ou cargas negativas para “atacar” os prótons;

– as bases fracas mais neutras contêm nitrogênio;

– as aminas estão relacionadas com a amônia com uma ou mais ligações N-H substituídas por ligações N-C;

– os ânions de ácidos fracos também são bases fracas.

][NH]][OH[NH

K3

4b


Propriedades das soluções salinas• quase todos os sais são

eletrólitos fortes. Assim sendo, esses sais existem inteiramente como íons em solução;

• as propriedades ácido-base dos sais são uma consequência da reação de seus íons em solução;

• a reação na qual os íons reagem com água, produzindo H+ ou OH-, é chamada hidrólise:– ânions de ácidos fracos

sofrem hidrólise alcalina;A– + H2O ⇄ HA + OH–

– cátions de bases fracas sofrem hidrólise ácida;

B+ + H2O ⇄ BOH + H+

– ânions de ácidos fortes e cátions de bases fortes são neutros (não sofrem hidrólise).


Solução-tampão• a maioria das soluções aquosas

se torna rapidamente mais ácida (ou alcalina) pela adição de ácido (ou base);

• uma solução-tampão usa o princípio da hidrólise para tentar manter o pH invariável quando a ela são adicionados íons H+ ou OH-. Essa propriedade é de grande importância biológica.Ex.: HCO3

-/H2CO3 e HPO42-/H2PO4

3- controlam o pH no sangue.

• cada solução-tampão atua em um pH diferente;

• para calcularmos esse valor de pH, a concentração do ânion do sal ou a concentração do ácido usamos a equação de Henderson-Hasselbach:

[ácido]sal] do [ânion

logpKapH

ousal] do [ânion

[ácido]loglogK]log[H a


Indicadores de pH• A primeira teoria sobre

indicadores de pH foi elaborada por Wilhelm Ostwald (em 1894), tendo como base a teoria da dissociação eletrolítica iônica dos indicadores.

• W. Ostwald é considerado o pai da físico-química. Recebeu o Nobel de Química de 1909 por seu trabalho sobre catálise.

• Ele também desenvolveu um processo de fabricação de ácido nítrico por oxidação do amoníaco:– 4 NH3 + 5 O2 → 4 NO + 6 H2O

– 2 NO + O2 → 2 NO2

– 3 NO2 + H2O → 2 HNO3(aq) + NOImagem: Autor desconhecido/ Disponibilizado pelo usuário Stefi/ United States Public Domain


Indicadores de pH• Para Ostwald, em sua “teoria

iônica dos indicadores”, os indicadores são bases ou ácidos fracos cuja cor das moléculas não dissociadas difere da cor dos respectivos íons;

• São substâncias químicas que fornecem indicação visual dependendo da acidez (pH) do meio;

• São usados atualmente tanto em solução aquosa quanto em outras apresentações (papel indicador, por exemplo).

Indicador Intervalo de Viragem em unidades de pH

Mudança de cor de ácido para base

Alaranjado de metila 3,1 a 4,6 Vermelho para amarelo alaranjado

Verde de bromocresol 3,8 a 5,4 Amarelo para azul

Vermelho de metila 4,2 a 6,3 Vermelho para amarelo

Azul de bromotimol 6,0 a 7,6 Amarelo para azul

Vermelho de fenol 6,6 a 8,6 Amarelo para vermelho

Fenolftaleína 8,0 a 9,8 Incolor para vermelho

Timilftaleína 9,8 a 10,6 Incolor para azul


Como os indicadores mudam de cor?

• Os indicadores de pH são, portanto, bases ou ácidos orgânicos fracos que possuem formas com cores diferentes dependendo do pH do meio;

• A coloração se dá graças a um rearranjo molecular causado pela variação do pH do meio, o que proporciona o surgimento ou desaparecimento dos grupos cromóforos (responsáveis pela cor).

HO OH

C

O

O

C

-O

C

O

OH

O O

Br

O

SO³

Br

OH

SO³

Br

O

Br

fenolftaleína

Forma ácidaincolor

Forma alcalinaVermelho - violácea

H+

OH-


Faixa de mudança de coloração

Imagem: Lilly_M/ GNU Free Documentation License


Exercícios de fixação1. (PUC-RIO/2008) O estômago

produz suco gástrico constituído de ácido clorídrico, muco, enzimas e sais. O valor de pH no interior do estômago deriva, principalmente, do ácido clorídrico presente. Sendo o ácido clorídrico um ácido forte, a sua ionização é total em meio aquoso, e a concentração de H+ em quantidade de matéria nesse meio será a mesma do ácido de origem. Assim, uma solução aquosa de ácido clorídrico em concentração 0,01 mol L-1 terá pH igual a:

a) 2b) 4c) 5d) 7e) 9

[H+] = 1,0 x 10-2 mol/L

pH = -log(1,0 x 10-2)

pH = 2,0

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Exercícios de fixação2. O vinagre pode ser

considerado uma solução de concentração 0,72 mol/L em relação ao ácido acético, cuja constante de ionização (Ka) é 1,8.10-5, a 25°C. Determine:a) o grau de ionização ()

do ácido nessa temperatura.

b) a concentração molar de íons H+ do vinagre.

Sabemos que Ka = M.2 e [H+] = M.

= 5 x 10-3 = 0,5%

b) [H+] = 0,72 x 0,005 = 3,6 x 10-3 mol/L

72,010.8,1

)a5

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Exercícios de fixação

3. (PUC-Campinas) Uma área agrícola foi adubada com amônia, nitrato e fosfato de amônio. Na amostra das águas residuais da irrigação dessa área, verifica-se que a concentração de íons OH- é igual a 8.10-5 mol/L. Qual o pH da amostra?(dados: log 8 = 0,9)

[OH-] = 8.10-5 mol/LpOH = -log (8.10-5) = 5 – 0,9 = 4,1

pH + pOH = 14pH = 14 – 4,1

pH = 9,9


Exercícios de fixação

5. Considere certa quantidade de água e suco de limão, misturados, contida em um copo. Analise estas três afirmativas concernentes a esse sistema:I. O sistema é ácido.II. O pH do sistema é maior que 7.III. No sistema, a concentração dos íons H+ é maior que a dos OH–.

A partir dessa análise, é CORRETO afirmar que

a) apenas as afirmativas I e II estão certas.b) apenas as afirmativas I e III estão certas.c) apenas as afirmativas II e III estão certas.d) as três afirmativas estão certas.e) nenhuma afirmativa está certa.


Atividade extra: extrato de repolho roxoFundamentos:• por apresentar cores diversas conforme a acidez ou basicidade do meio em

que se encontra, o extrato de repolho roxo pode constituir-se bom indicador universal de pH, substituindo – ainda que para menor número de faixas de pH – os papéis indicadores universais, que só podem ser adquiridos em lojas especializadas e não são encontráveis em todas as regiões do país. Neste experimento, será usado extrato de repolho roxo para construção de uma escala de pH.

• referência:http://www.qnesc.sbq.org.br/online/qnesc01/exper1.pdf

QUÍMICA, 2º AnoProduto iônico da água, pH e pOH, solução tampãoTabela de Imagens

n° do slide

direito da imagem como está ao lado da foto

link do site onde se conseguiu a informação Data do Acesso

2 Autor Desconhecido/ Disponibilizada por

Nils Simon/ United States Public Domainhttp://commons.wikimedia.org/wiki/File:Arrhenius.jpg

30/08/2012

3a Peter Elfelt/ United States Public Domain http://commons.wikimedia.org/wiki/File:Johannes_Br%C3%B8nsted.jpg

30/08/2012

3b Autor desconhecido/ disponibilizado por Materialscientist/ United States Public Domain

http://commons.wikimedia.org/wiki/File:Thomas_Martin_Lowry2.jpg

30/08/2012

8a Manojkiyan/ Creative Commons Attribution-Share Alike 3.0 Unported

http://commons.wikimedia.org/wiki/File:Water_supply.jpg

30/08/2012

8b Scott Bauer/ Public Domain http://commons.wikimedia.org/wiki/File:Oranges_and_orange_juice.jpg

30/08/2012

10a Matylda Sęk/ GNU Free Documentation License

http://commons.wikimedia.org/wiki/File:Spectrophotometer_small_for_8_samples-01.jpg

30/08/2012

10b Bordercolliez/ Creative Commons CC0 1.0 Universal Public Domain Dedication

http://commons.wikimedia.org/wiki/File:Universal_indicator_paper.jpg

30/08/2012

13 Scott Bauer, USDA/ Public Domain http://commons.wikimedia.org/wiki/File:Citrus_fruits.jpg

30/08/2012

19 Autor desconhecido/ Disponibilizado pelo usuário Stefi/ United States Public Domain

http://commons.wikimedia.org/wiki/File:Wilhelm_Ostwald.jpg

30/08/2012

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22 Lilly_M/ GNU Free Documentation License http://commons.wikimedia.org/wiki/File:PH_strips-

different_range.jpg30/08/2012

23 Autor desconhecido/ Disponibilizado por Arcadian/ United States Public Domain

http://commons.wikimedia.org/wiki/File:Illu_stomach.jpg

30/08/2012

24 Autor desconhecido/ Disponibilizado por Guam/ GNU Free Documentation License

http://commons.wikimedia.org/wiki/File:Barrels_vinegar.jpg

30/08/2012

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