JRM2014 1 JRM2015 1 menos ácido mais ácido AMPLIAÇÃO DOS CONCEITOS DE EQUÍLÍBRIO ÁCIDO BASE pH < 7 pH > 7 H + OH - Gás carbônico atmosférico CO 2 H 2 O H 2 CO 3 CO 2 HCO 3 - CO 3 2- H + Cálculo de pH para soluções de ácidos e bases fortes e reações de neutralização – consolidação de conceitos 1) Qual o pH de uma solução de HCl 0,1 mol/L? H 2 O H + + OH - HCl H + + Cl - ~ 100% ionizado Então dizer que : [H + ] total = (10 -7 +10 -1 -x) ~ [H + ] HCl = 0,1 mol/L Keq ~ 10 -16 JRM2015 2 H 2 O H + + OH - início 10 -7 10 -7 Adição HCl 10 -1 Reage/forma +x -x -x equilíbrio +x (10 -7 +10 -1 - x) (10 -7 -x) como pKw = 14 pOH = 13 Logo, pH = -log [H + ] = -log 0,1 = 1 [H + ] total =[H + ] HCl + [H + ] H 2 0 ~0 A contribuição do H + proveniente do equilíbrio da H 2 O é desprezível
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AMPLIAÇÃO DOS CONCEITOS DE EQUÍLÍBRIO ÁCIDO BASE · AMPLIAÇÃO DOS CONCEITOS DE EQUÍLÍBRIO ÁCIDO BASE pH < 7 pH > 7 H+ OH-Gás carbônico atmosférico CO 2 HO 3 CO
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JRM2014 1
JRM2015 1
menos ácido
mais ácido
AMPLIAÇÃO DOS CONCEITOS DE EQUÍLÍBRIO ÁCIDO BASE
pH < 7
pH > 7
H+
OH-
Gás carbônico atmosférico
CO2 H2O H2CO3
CO2
HCO3-
CO32-
H+
Cálculo de pH para soluções de ácidos e bases fortes e reações de neutralização – consolidação de conceitos
1) Qual o pH de uma solução de HCl 0,1 mol/L?
H2O H+ + OH-
HCl H+ + Cl- ~ 100% ionizado
Então dizer que : [H+]total = (10-7+10-1-x) ~ [H+]HCl = 0,1 mol/L
Keq ~ 10-16
JRM2015 2
H2O H+ + OH-
início 10-7 10-7
Adição HCl 10-1
Reage/forma +x -x -x
equilíbrio +x (10-7+10-1 - x) (10-7-x)
como pKw = 14 pOH = 13
Logo, pH = -log [H+] = -log 0,1 = 1
[H+]total=[H+]HCl + [H+] H20
~0
A contribuição do H+
proveniente do equilíbrio da H2O é desprezível
JRM2014 2
deve ser levado em conta o H+
proveniente do equilíbrio da água?
2) Qual o pH de uma solução de HCl 10-8 mol/L?
o pH diminui. Qual o pH?
1x10-8 mols H+
Considere a seguinte situação:
1 L de H2O pura
[H+] = 10-7
Logo, pH = 7
JRM2015 3
H2O H+ + OH-
início 10-7 10-7
adição 10-8
Reage/forma +x -x -x
Equilíbrio +x (10-7+10-8-x) (10-7-x)
[H+] [OH-] = 10-14 x2 - 2,1.10-7x + 10-15 = 0
X1 = 2,05x10-7
X2 = 5x10-9
pH = 6,98 [H+] =(10-7+10-8 - x)
pOH = 2,09 logo pH = 11,91
1 L de H2O pura
Logo, pH = ?
0,4 g NaOH
Preparação de solução de NaOH (Massa molar: H...1; O...16; Na...23)
Diluição de solução de NaOH
400 mL
NaOH 0,01 mol/L
pH = ?
Adição de 100 mL H2O
JRM2015 4
= = 1x10-2 mols 0,4 g
40 g/mol
=400x10-3 L x0,01 mol/L =
4x10-3 mols
Na diluição o no de mols não se altera
Na diluição antes = após
MantesVantes = MapósVapós = 4x10-3 mols
Mapós= 4x10-3 mols/0,5 L = 8x10-3 mols/L = [OH-]
[NaOH] = [OH-] = 1x10-2 mols/L
pOH = 2 logo pH = 12
Use n
úm
ero d
e m
ols
, facilita
a r
esolu
ção.
3)
JRM2014 3
Reação de ácido forte – base forte e o pH final da solução
JRM2015 5
Use n
úm
ero d
e m
ols
, facilita
a r
esolu
ção.
Quando o ácido = base será = a 7
Se o ácido base será f ([espécie]excesso) e Vsolução
400 mL de NaOH 0,01 mol/L
Logo, pH = ?
Adição de 100 mL HCl 0,1 mol/L
=100x10-3 L x0,1 mol/L = 1x10-2 mols
=400x10-3 L x0,01 mol/L
= 4x10-3 mols
H+Cl- + Na+OH- H2O + Na+Cl-
1x10-2 mols 4x10-3 mols Início
Reage
Final
4x10-3 mols 4x10-3 mols
6x10-3 mols ~0
MHCl = 6x10-3 mols/0,5 L
MHCl = 0,012 mol/L
pH = 1,92
4)
Como calcular o pH de soluções de ácidos e bases fracas?
Considere um ácido fraco (monoácido), HA
H2O H+ + OH- ------ Keq ~ 10-16
HA H+ + A- ioniza muito pouco Ka
[HA] = Ca - [H+] Logo:
1) Início Ca 0 0 2) Reage/forma x x x 3) Equílibrio ( ) Ca - [H+] [H+] [A-]
Ka = [H+] [A-]
[HA]
Ka = [H+]2
[HA]
x = [H+]=[A-] = [HA]ion.
Então: [HA] = [HA]inicial - [HA]ionizado
A contribuição ainda é muito baixa e pode ser negligenciada
Ka = [H+]2
Ca - [H+] = Ka (Ca - [H+]) = [H+]2
[H+]2 + Ka[H+] - Ka Ca = 0
E a [H+] proveniente da ionização da H2O? JRM2015 6
JRM2014 4
Concentração inicial do ácido
Se o ácido é fraco, Ka é e isto significa que o grau de ionização
() é . Será tanto mais quanto > for Ca.
Nestes casos pode-se dizer que: [HA] = Ca - [H+] ~ Ca
E isso permite uma simplificação na expressão:
até 10%
= x100% [HA]ioniz
[HA]inicial
JRM2015 7
Ka = [H+]2
Ca - [H+]
[H+]2
Ca
=
~Ca
[H+] = (Ka.Ca)1/2
Para converter [H+] em pH, basta aplicar o -log
-log [H+] = -log (Ka.Ca)1/2
-log [H+] = -1/2logKa – 1/2logCa
A partir dessa equação pode-se derivar uma fórmula para o cálculo do pH de soluções de ácidos fracos.
pH = 1/2pKa + 1/2pCa pH = ½(pKa + pCa)
Não decore
[H+] = (Ka.Ca)1/2
-log [H+] = pH -log Ka = pKa -log Ca = pCa
-log = p notação de Sorensen
JRM2015 8
JRM2014 5
~Ca
Ka = [H+]2
Ca - [H+]
[H+]2
Ca
= = [H+] = (Ka.Ca)1/2
Essa simplificação é aplicável desde que Ka seja pelo menos 0,01Ca e/ou até 10%.
[H+]2 + Ka[H+] - Ka Ca = 0
Ka = [H+]2
Ca - [H+]
No caso do HAc 1; 0,1; 0,01; 0,001 e 0,0001 mol/L
como calcular os valores de pH e ? (Ka = 1,75x10-5)
0,10 1,31 1,31x10-3 2,88 2,88 1,32x10-3
0,01 4,09 4,09x10-4 3,39 3,38 4,18x10-4
0,0001 33,1 3,31x10-5 4,48 4,38 4,48x10-5
0,001 12,4 1,24x10-4 3,91 3,88 1,32x10-4
1,0 0,417 4,17x10-3 2,38 2,38 4,18x10-3
JRM2015 9
CHAc(M) = % HAc
Ionizado
(1) [H+] eq. Quadrática
pH (1)
[H+] = Ka .Ca
pH (2)
Ca = Concentração inicial do ácido
5)
JRM2015 10
CHAc
(mol/L) [H+] = [Ac-]
Concentração do ácido (mol/L)
0
1
2
3
4
0 0,2 0,4 0,6 0,8 1
% ionização de um ácido
fraco com da [solução],
ou seja, α é > para
soluções mais diluidas
• A ionização percentual de
um HA à medida que a
concentração em quantidade
de matéria na solução .
JRM2014 6
1. Identifique as principais espécies que podem afetar o pH.
• Na maioria dos casos, você pode ignorar o autoionização da água.
• Ignorar [OH-] porque é determinada pela [H+].
2. Use a concentração inicial, a qual será alterada para expressar as
concentrações de equilíbrio, em termos de uma única incognita x.
Resolução de problemas de ionização ácido fraco:
5. Calcule as concentrações de todas as espécies e/ou o pH da solução.
x = [H+]ioniz = Ka .[HA]inicial
3. Escreva a Ka de equilíbrio em termos de concentrações. Resolva
para encontrar x pelo método de aproximação:
x = -b b2 – 4ac
2a
4. Se a aproximação não for válida, resolva a equação do 2o grau para
encontrar exatamente o valor de x.
JRM2015 11
HA H+ + A-
1) Início Ci 0 0
2) Reage/forma x x x
3) Equílibrio ( ) Ci - [H+] [H+] [A-]
pKa = 3
-log Ka = 3
Ka = 1x10-3
Ka = [H+]2
Ca - [H+] = Ka (Ci - [H+]) = [H+]2
Ka = [H+]2
Ci - [H+]
[H+]2
Ci = = [H+] = (Ka.Ci)
1/2
~Ci
OU
x = [H+]ioniz = [HA]ioniz
Ci = [HA]inicial
[H+]ioniz = (10-3x0,1)1/2
[H+]ioniz = 10-2
= x100% [HA]ioniz
[HA]inicial =10%
JRM2015 12
= 10-3 (0,1 - [H+]) = [H+]2
[H+] = 9,5x10-3
Calcule o grau de ionização () do HA (pKa = 3)
numa solução aquosa 0,1 mol/L (Ci). Qual o pH da solução?
6)
JRM2014 7
Como derivar a fórmula para calcular o pH de soluções bases fracas ?
-log [OH-] = -log (Kb.Cb)1/2
-log [OH-] = -1/2logKb – 1/2logCb
pOH = ½(pKb + pCb)
pKw - pH = ½(pKb + pCb) como pKw = 14
BOH B+ + OH- Dissocia muito pouco Kb
Kb = [B+] [OH-]
[BOH]
[B+] = [OH-]
[BOH] = [BOH]inicial - [BOH]dissociada
[BOH] = Cb - [OH-] ~ Cb
Porém,
Kb = [OH-]2
Cb
[OH-]2 = Kb. Cb -log [OH-] = 1/2 (-logKb – logCb)
Concentração inicial da base
pH = 14 - ½(pKb + pCb) 14 - pH = ½(pKb + pCb) 13
JRM2015
No caso do NH4OH 0,1 mol/L (Kb = 1,75x10-5) tem-se:
pH = 14 - ½(pKb + pCb)
pH = 14 - ½(4,75 +1)
pH = 11,12
[OH-]2 = 1,75x10-5 x 0,1 [OH-] = 1,75x10-6 = 1,32x10-3
–log (1,32x10-3) = pOH = 2,88 pH = 11,12
NH4OH NH4+ + OH-
Kb = [NH4
+] [OH-]
[NH4OH]
1,75x10-5 = [NH4OH]
[NH4+] [OH-]
[NH4+] = [OH-]
Como a concentração é alta e o Kb
é baixo: = 0,1M [NH4OH]
~
Não decore fórmulas (você só precisa entender o e escrever
a expressão da constante).
14
JRM2015
7)
JRM2014 8
8) pH final da solução nos casos de reação de:
a) ácido fraco – base forte
b) base fraca - ácido forte
JRM2015 15
Quando o ácido = base em a) o pH será > 7; em b) o pH será < 7;
Em ambos os casos o valor do pH será f Vsolução final e do Khidrólise
Em a) para: ácido < base o pH será > 7 e f [base]final;
ácido > base o pH será < 7 e f (tampão formado).
Em b) para: base < ácido o pH será < 7 e f [ácido]final;
base > ácido o pH será > 7 e f (tampão formado).
Preparação de solução de amônea
0,535 g NH4Cl em sistema fechado
500 mL de H2O pura
Considerando absorção (reação)
total.
Qual o pH ?
OH-exc
NH3 NH3.HOH NH4+ + OH-
JRM2015
Suponha adições sucessivas de 50 mL de solução
de HCl 0,04 mol/L, como variará o pH da solução?
16
Use n
úm
ero d
e m
ols
, facilita
a r
esolu
ção.
NH4Cl
= NH3
= NH4OH
= 1x10-2 mols NH4Cl
[NH4OH] = 1x10-2 mols/0,5 L
[NH4OH] = 2x10-2 mols/L
NH4OH NH4+ + OH- Kb = 1,75 x10-5
[NH4+] [OH-]
[NH4OH] =
[OH-]2 = 1,75x10-5 x 2x10-2 = 3,5x10-7 mols/L
[OH-] = 5,92x10-4 mols/L pOH = 3,23; pH = 10,77
Construa um gráfico de
pH vs VHCl adicionado.
9)
JRM2014 9
Ionização de Ácidos Polipróticos
K2 é sempre < que K1 porque é muito + difícil retirar um
próton para formar uma carga 2- do que para formar espécie
com carga 1-.
H2A H+ + HA- K1 =
[H+] [HA-]
[H2A]
HA- H+ + A2- K2 = [H+] [A2-]
[HA-]
H2A 2H+ + A2-
Keq = [H+]2 [A2-]
[H2A]
Keq = K1xK2
Exemplos, H2S
H2S H+ + HS-
HS- H+ + S2-
K1 = 1,1x10-7
K2 = 1,0x10-14 Ka = K1xK2 = 1,1x10-21
JRM2015 17
2) As [ ]s de todas as espécies envolvidas presentes na solução deve ser consistente com ambas as expressões das ctes. de ionização k1 e k2.
3) HS- é ácido muito + fraco do que H2S. Então o H+ é produzido quase que exclusivamente na 1a ionização. Isto é válido somente se K2 <<<< K1 (pelo menos de um fator de 10-3 e 10-4, caso contrário a 2a ionização (2 até 10%) pode ser uma fonte de H+
).
4) Apesar da ionização da 2a etapa ocorrer numa extensão muito limitada, esta ionização é a única forte de S2-.
Observações em relação ao ácido-base do H2S:
1) Todas as espécies envolvidas no estão presentes numa única fase da solução. Em qualquer condição de cada concentração ([H2S], [H+], [HS-] e [S2-]) tem um valor fixo.
H2S H+ + HS-
HS- H+ + S2-
K1 = 1,1x10-7
K2 = 1,x10-14 Ka = K1xK2 =1,1x10-21
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JRM2014 10
9) Uma solução aquosa, saturada em H2S(g) à 25oC e 1 atm, é 0,1
mol/L (M) em H2S. Calcule [H2S], [H+], [HS-] e [S2-] nesta
solução:
2ª) HS- H+ + S2-
Inicial (a partir x x - da 1a ionização)
Ioniza/forma -yM yM yM
( da 1a ionização)
( x -y) (x+y) yM
[S2-] = y
[H+] = x + y
[HS-] = x – y
[H2S] = 0,1 – x
[H+] = [HS-] = x
[H2S] = 0,1 – x ; [H+] = x + y ; [HS-] = x – y ; [S2-] = y 19
JRM2015
1a) H2S H+ + HS-
Inicial 0,1 M - - Ioniza/forma -xM xM xM
(0,1 – x) M xM xM
mol/L =M
[ ]s no :
[H2S] = 0,1 – x ; [H+] = x + y ; [HS-] = x – y ; [S2-] = y
Expressões da cte de equilíbrio:
= (x + y)(x – y)
0,10 - x
= (x + y)y
x - y
K1 = [H+] [HS-]
[H2S]
= 1,1x10-7
K2 = [H+] [S2-]
[HS-]
= 1,0x10-14
Para calcular [ ]s no de cada espécie, observe que a
[H+] = x é muito pequena (1a ionização) e que y = [H+]
produzida na 2a ionização é muito menor do que aquela
produzida na 1a ionização, ou seja y <<< x.
Então: (x + y) ~ (x – y) ~ x
JRM2015 20
JRM2014 11
E como H2S é um ácido, muito fraco, a > parte permanece
não ionizada. Isto é, x <<< 0,1 e (0,1 –x) ~ 0,1. Com essas
O Cálculo do pH da solução é feita a partir do NH4OH formado
NH4OH NH4+ + OH-
pOH =4,82 ; pH = 9,18
1,75x10-5 = 0,09213
0,10787 x [OH-] Kb =
[NH4+] [OH-]
[NH4OH]
[OH-] = 1,5x10-5
pOH =-log 1,5x10-5
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T(oC) Estágio de
dissociação Ka pKa Ácido
Tabela – Constante de dissociação de alguns ácidos
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T(oC) Estágio de
dissociação Ka pKa
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Tampões Fisiológicos
· O pH do sangue de um indivíduo sadio permanece constante e entre os valores 7,35-7,45 devido a presença de diversos tampões.
· Os tampões presentes no sangue evitam que a presença de metabólitos ácidos ou básicos (comida, bebida) provoquem a variação do pH.
H2CO3 + H2O HCO3- + H3O+ H2PO4
- + H2O HPO42- + H3O+
· Dentre os diversos tampões presentes no sangue, podemos citar:
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H2CO3 + H2O HCO3- + H3O+
[H2CO3]=[CO2]dissolvido=1,3 mmol/L
[HCO3-]/[H2CO3] = 20
CO2 + H2O H2CO3
[HCO3-] = 26 mmol/L
[H+] = 2,155x10-8 ; pH = 7,66
Tampão: HCO3-/H2CO3 H2CO3 HCO3
- + H+
K1= = 4,31x10-7 [HCO3
-] [H+]
[H2CO3]
26 mmol/L
1,3 mmol/L
pka1 = 6,37
log 20 = 1,30 Equação de Henderson-Hasselbalch:
pH = pka1 - log [H2CO3]/[HCO3-]
pH = pka1 + log [HCO3-]/[H2CO3]
pH = 7,66
JRM2015 49
Mecanismo renal ação mais lenta e, fundamentalmente, promove a
manutenção ou a eliminação do íon HCO3-, assegurar a manutenção do
pH dentro dos limites normais.
Mecanismo químico sistemas tampão, capazes de neutralizar
ácidos e bases em excesso, dificultando as oscilações do pH.
Mecanismo respiratório ação rápida, elimina ou retém o CO2 do
sangue, conforme as necessidades, moderando o teor de H2CO3.
Figura - Representa os três mecanismos que regulam o ácido-base do organismo.
MECANISMO REGULADORES DO pH
TAMPÃO
RESPIRATÓRIO RENAL
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Exemplo: Solução Tampão de HAc/NaAc 0,1 mol/L das espécies
Ka= = 1,75x10-5 [Ac-] [H+]
[HAc]
pH = pKa - log [HAc]
[Ac-] Equação de Henderson
Hasselbalch
NÃO DECORE FÓRMULAS
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0,5 L de HAc
(0,2 mol/L)
pH = 2,73
HAc
0,5 L de NaAc
(0,2 mol/L)
pH = 9,02
NaAc
+
1 L de Tampão
(0,1 mol/L)
pH = 4,75
HAc/NaAc
pH = 4,75
pH = 4,75 - log [HAc]
[Ac-]
0,1 mol/L
0,1 mol/L
HAc H+ + Ac- (Ka = 1,75x10-5 );
0
1) Deve estar presente: Um ácido fraco ou uma base fraca
JRM2015 52
2) Tampão adequado deve funcionar tanto quanto possível por volta do pH desejado.
Preparação de Solução Tampão
O pKa do ácido fraco deve estar próximo ao pH do tampão. O pKb da base fraca deve estar próximo ao pOH do tampão.
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Se:
Para tampão ácido o log [A-]/[HA], determina
quanto o pH da solução varia a partir de Ka.
1) [A-]/[HA] < 1 seu log será negativo e o pH da
solução será menor do que pKa do ácido fraco.
([HA] > [A-]).
2) [A-]/[HA] > 1 seu log será positivo e o pH da
solução será maior do que pKa do ácido fraco.
([HA] < [A-]).
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Ka= [A-] [H+]
[HA] [H+] = Ka
[HA]
[A-] aplicando
-log pH = pKa + log
[A-]
[HA]
Três métodos para a preparação de Solução Tampão
a) Adição da base conjugada ao ácido fraco
(ou do ácido conjugado à base fraca)
Misturas apropriada: a.1) ácido fraco e sal derivado;
a.2) base fraca e sal derivado
b) A base (ácido) conjugada(o) pode ser gerada(a) se for
adicionado uma quantidade adequada(o) de base forte
(ácido forte) sobre um ácido fraco (base fraca).
Por exemplo:
NH4OH + H+ NH4+ + H2O
HAc + OH- Ac- + H2O
c) O ácido fraco (base fraca) pode ser gerado(a) se for
adicionado(a) uma quantidade adequada de ácido forte
(base forte) sobre a base (ácido) conjugada(o).
Por exemplo: Ac- + H+ HAc NH4+ + OH- NH4OH ;
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JRM2014 28
BASES
BASES
Eficiência ou condição Tampão
Eficiência doTampão
f ([espécies] e da relação entre as [ ]s das espécies)
Mais efetivo para ação de
Exemplos:
Condição:
HAc/NaAc
(0,1 M / 0,01 M) a) 0,1 10
[HA]
[A-]
NH4OH/NH4+
(0,01 M / 0,1 M) b) 0,1 10
[BOH]
[B+]
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Mais efetivo para ação de
Para 1L tampão é add. 1 L de NaOH
(mol/L)
pH Para 1L tampão é
add. 1 L de HCl (mol/L)
pH
Tampão
0,1 M
Tampão
1 M
Tampão
0,1 M
Tampão
1 M
- 9,25 9,25 - 9,25 9,25
0,01 9,33 9,25 0,01 9,16 9,24
0,02 9,42 9,26 0,02 9,07 9,23
0,05 9,72 9,29 0,05 8,77 9,20
0,10 11,12 9,33 0,10 5,12 9,16
0,50 13,30 9,72 0,50 0,70 8,77
1,00 13,65 11,62 1,00 0,35 4,62
Efeito da adição de ácido ou base sobre o pH de uma solução tampão de NH4OH/NH4Cl ( 0,1mol/L ou 1 mol/L em cada espécie)
1) Cada solução tampão mantém o valor de pH praticamente constante somente até certa quantidade limite de ácido ou base adicionada (capacidade tampão).
2) Soluções tampão que contém iguais [ ]s da base fraca (ácido fraco) e seu sal apresentam máxima capacidade tampão.
3) A capacidade tampão de uma solução será tanto maior quanto maior for a [ ] dos componentes.
capacidade tampão: é a quantidade limite de um ácido ou
uma base forte de determinada concentração necessária para
variar o pH da solução tampão não mais do que 1 unidade. 56
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JRM2014 29
A faixa de pH sobre a qual um tampão resiste a pH pode
ser definido a partir da condição tampão relacionada com
a equação de Henderson-Hasselbalch:
pH = pKa + log [HA]
[A-]
pH = pKa 1
pH = pKa + log 0,1
pH = pKa + log 10
[BOH]
[B+] pOH = pKb + log pOH = pKb 1
BOH B+ + OH- Kb = [B+] [OH-]
[BOH]
pH = 14 - pOH
JRM2015 57
[H2CO3]
HCO3- H+ + CO3
2- K2 = = 4,7x10-11
[H+] [CO32-]
HCO3-
2
H2CO3 H+ + HCO3
- K1 = = 4,5x10-7
[H+] [HCO3-]
[H2CO3]
1
H2CO3 2H+ + CO32-
Keq = = 2,1x10-17 [H+]2 [CO3
2-]
Keq = K1xK2
3 (total)
Em uma solução de H2CO3, quais as espécies que coexistem nos equilíbrios?
Ca = [H2CO3] + [HCO3-] + [CO3
2-] 4
Escrever a equação em função da [CO32-] : 4
[HCO3-] =
[H+] [CO32-]
K2
da equação 2 5
[H2CO3] = [H+] [CO3
2-]
K1xK2
da equação 3 6
Cálculo de pH para Hidrogenossais pH de solução de NaHCO3
JRM2015
58
JRM2014 30
5 Substituindo-se as equações
[CO32-] = Ca
K1 K2
[H+]2 + K1[H+] + K1 K2
=
K1 K2
[H+]2 + K1[H+] + K1 K2
[CO32-]
Ca
Ca = + [HCO3-] +
[H+][HCO3-]
K1
K2[HCO3-]
[H+]
4 Podemos escrever a equação em função da [HCO3-]:
Ca = [H2CO3] + [HCO3-] + [CO3
2-] 4
Equação 1 Equação 2
[HCO3-] = Ca
K1 [H+]
[H+]2 + K1[H+] + K1 K2
=
K1 K2
[H+]2 + K1[H+] + K1 K2
[HCO3-]
Ca HCO3
-
59 JRM2015
Equação de ionização total
Ca = [H2CO3] + + K1 K2
[H2CO3]
[H+]2
4 Podemos escrever a equação em função da [H2CO3]:
Ca = [H2CO3] + [HCO3-] + [CO3
2-] 4
Equação 1
K1[H2CO3]
[H+]
=
[H+]2
[H+]2 + K1[C + K1 K2
[H2CO3]
Ca H2CO3
Após neutralização do primeiro H+ ionizável do H2CO3, tem-se uma Solução de HCO3