Análise Qualitativa: Equilíbrio ácido-base e constantes de acidez, Esquemas de Pesquisa Qualitativa

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Análise Qualitativa

Prof. Rosana Candida rosana.macedo@ifrj.edu.br

Equilíbrio ácido-base:

Arrhenius BrØnsted-Lowry Lewis

O caráter anfótero da água:

H

2

O + H

2

O ⇌ H

3

O

+ OH

K

W

= [H

3

O

] [OH

]

K

W

• 14

(25°C, 1 atm)

[H

3

O

] = [OH

] = 10

• 7

mol L

• 1

Força de ácidos e bases:

A força de um ácido ou de uma base é determinada pela extensão da reação da espécie de interesse com a água. Esta força representa fisicamente a tendência que um ácido tem em doar ou que uma base tem em receber prótons. Exemplo:

CH

3

COOH + H

2

O ⇌ H

3

O

+ CH

3

COO

K

a

= [CH

3

COO

] [ H

3

O

]

[CH

3

COOH]

K

a

= 1,75 × 10

• 5

K

b

= K

w

= 5,71 × 10

• 10

K

a

Questão: A concentração de íons H 3 O

em uma solução de HCN 1 , 0 mol L

• 1 é 2 × 10 - 5 mol L - 1 . Qual o valor de Ka para este ácido? Questão: Calcule o pH das seguintes soluções. (a) Ácido clorídrico 0 , 1 mol L
• 1 (b) Ácido acético 0 , 1 mol L
• 1 (K 1 = 1 , 75 × 10
• 5 ) (c) Ácido acético 0 , 001 mol L
• 1 (d) Ácido nítrico 0 , 1 mol L
• 1 .

Questão: Imagine que você está na sua iniciação científica e precisa preparar uma solução com concentração aproximada de 0 , 5 mol L

• 1 de ácido acético (CH 3

COOH).

No laboratório há um frasco com esta substância, mas sem a concentração no rótulo. As únicas informações que você tem são:

• O pH da solução é igual a 2 , 02 ;
• O Ka deste ácido é 1 , 75. 10
  • 5 ; Como proceder para obter a solução de interesse? Imagine que todo H 3

O

do meio é proveniente da dissociação do ácido acético.

Questão: Considere os ácidos genéricos abaixo: HA K a

= 1 , 0 × 10

• 5 H 3

G K

a 1

= 2 , 1 × 10

• 2 H 2

D K

a 1

= 3 , 7 × 10

• 1 K a 2

= 3 , 2 × 10

• 7 K a 2

= 5 , 0 × 10

• 4 K a 3

= 8 , 0 × 10

• 9 Grafe a zona de predominância para as espécies, indicando as regiões de tamponamento. Quais as espécies que não existem de forma predominante em pH básico?

Questão: Considere as espécies abaixo: K 1

(H

3 AsO 4

/H

2 AsO 4

• ) = 5 , 8 × 10 - 3 K (HCOOH/HCOO - ) = 1 , 8 × 10 - 4 K 2

(H

2 AsO 4

• /HAsO 4 2 - ) = 1 , 1 × 10 - 7 K (HNO 2

/NO

2

• ) = 7 , 1 × 10 - 4 K 3 (HAsO 4 2 - /AsO 4 3 - ) = 3 , 2 × 10
• 12 (a) Em que pH a concentração molar de equilíbrio do íon HAsO 4 2 - é 100 vezes maior que o seu ácido conjugado? (b) Quais espécies são encontradas em solução quando o pH está em 2? Justifique.

Hidrólise de sais:

NaCl NH 4 Br NaCN

Questão: Em um laboratório há dois frascos não identificados. Sabe-se, no entanto que:

• O frasco A tem pH > 7.
• O frasco B tem pH < 7.
• Os rótulos dos frascos se encontravam soltos na bancada. Dessa forma sabe-se que em um dos frascos há solução de Na 2

CO

3 no outra solução de NH 4 Cl. Pergunta-se: Em qual frasco encontra-se a solução de NH 4 Cl? Justifique sua resposta.

Exemplos/Aplicações de sistemas tamponados:

• Meios de cultura;
• Sangue (pH ~ 7 , 4 );
• Ação enzimática;
• Medicamentos tamponados. Enzima quimotripsina (ajuda na digestão de proteínas no intestino) AAS tamponado (previne irritação estomacal)

Preparação:

Cálculo de pH de uma solução tampão

Equação de Henderson-Hasselbalch:

pH = pK

a

+ log (c

A-

/ c

HA

• Considerações não válidas para ácidos ou bases que têm constantes de dissociação maiores que 10 - 3 ou quando a concentração molar (do ácido e/ou da base conjugada) é muito pequena

Questão: Calcule o pH de uma solução 0 , 200 mol L

• 1 em NH 3 e 0 , 300 mol L - 1 em NaCl. NH 4

• H 2

O ⇌ H

3

O

• NH 3

K

a

= 5,70 × 10

• 10 NH 3

+ H

2

O ⇌ NH

4

• OH

• K b

= K

w

/K

a Questão: Calcule a variação no pH que ocorre quando uma porção de 100 mL de (a) NaOH 0 , 0500 mol L

• 1 e (b) HCl 0 , 0500 mol L - 1 é adicionada em 400 mL da solução tampão do exercício anterior. Questão: Descreva como você poderia preparar aproximadamente 500 , 00 mL de uma solução tampão com pH 4 , 5 a partir de ácido acético (HOAc) e acetato de sódio (NaOAc) 1 , 0 mol L
• 1 .