QUIMICA ANALÍTICA QUALITATIVA

QUIMICA ANALÍTICA QUALITATIVA

(Parte 1 de 3)

Equilíbrio Ácido-Base

Hidrólise de Sais pK, Ka e pKa

Solução Tampão

Equilíbrio de Complexão Equilíbrio de Oxi-Redução Análise de Cátion e Ânion

MONTES CLAROS MG NOVEMBRO/2011

Um equilíbrio químico é a situação em que a proporção entre as quantidades de reagentes e produtos em uma reação química se mantém constante ao longo do tempo.

Teoricamente, toda a reação química ocorre nos dois sentidos: e reagentes se transformando em produtos e de produtos se transformando de volta em reagentes.

Contudo, em certas reações, como a de combustão, virtualmente 100% dos reagentes são convertidos em produtos, e não se observa o contrário ocorrer (ou pelo menos não em escala mensurável); tais reações são chamadas de irreversíveis.

Há também uma série de reações nas quais logo que certa quantidade de produto(s) é formada, este(s) torna(m) a dar origem ao(s) reagente(s); essas reações possuem o nome de reversíveis. O conceito de equilíbrio químico praticamente restringe-se às reações reversíveis.

De acordo com arrhenius substâncias ácidas são aquelas que em solução aquosa sofrem ionização liberando íons h+. este íon por sua vez reage com água formando o íon h3o+ formando o hidrônio. H+ + H2O = H3O+

Substâncias ácidas são consideradas perigosas pelo fato de terem a propriedade de destruir estruturas moleculares assim como dissolver matéria orgânica com muita facilidade dependendo da força e da concentração do ácido.

Existem ácidos fortes que em alta concentração conseguem diluir metais bastantes resistentes como o magnésio por exemplo. isto ocorre devido à oxidação promovida pelos hidrônios.

Ainda conforme arrhenius substâncias basicas são aquelas que em solução aquosa liberam o íon oh- chamado de hidroxila.

Subtâncias básicas também são consideradas perigosas, assim como as ácidas e devem ser mantidas fora do alconce de crianças e longe do contato com o corpo pois pode causar queimaduras graves. tanto os ácidos como as bases são classificados em fortes ou fracos.

ESCALA DE PH A escala de sorensen permite traduzir a concentração de íons h+ através da relação.

É considerado neutro quando o ph estiver em 7,0. abaixo desse valor é considerado ácido e acima considerado básico. Abaixo estão exemplos de algumas substâncias e produtos com os seus respectivos phs.

Define-se par ácido-base conjugado, como um ácido e a sua base conjugada e vice-versa. a base conjugada é a espécie que resulta da remoção de um proton a um ácido. um ácido conjugado resulta da adição de um proton a uma base de bronsted.

NH3 (AQ)+ H2O (L)NH4+ (AQ) + OH- (AQ)
BASE1ÁCIDO2 ÁCIDO1 BASE2
CH3COOH(AQ) + H2O (L)CH3COO- (AQ) + H3O+ (AQ)
ÁCIDO1BASE2 BASE1 ÁCIDO2

Se um ácido é forte, a força da respectiva base conjugada não é mensurável. a base conjugada de um ácido fraco é igualmente uma base fraca.

Existem vários tipos de indicadores entre eles, fenoftaleína, tornassol, azul de bromotinol, verde de bromocresol entre outros.

A maioria dos indicadores usados em laboratórios são artificiais. porém alguns são encontrados na natureza como o tornassol, que é extraído de certos líquens. no dia a dia encontramos espécies como: repolho roxo, na beterraba, nas pétalas de flores vermelhas, no chá-mate, nas amoras, etc., e são de fácil extração.

Liquens ão formas de vida formada pela associação entre algas e fungos.

A maceração de folha de repolho roxo , em seguida de sua diluição em água, permite obter uma solução roxa que mudará de cor,tanto na presença de um ácido como na de uma base.o suco de repolho apresenta coloração vermelha em meio ácido e verde amarelado em meio basico.

A dissolução de um sal em água pode gerar uma solução neutra, alcalina ou ácida - depende da natureza do sal.o ph da solução salina depende da maneira e intensidade com que os íons do sal vão perturbar o equilíbio de auto-ionização da água.

Neste caso, nem os cátions ou ânions tem qualquer tendência em se combinar com os íons provenientes da auto-ionização da água. a solução resultante, portanto, é neutra. Exemplo: NaCl

Enquanto que o cátion (proveniente de uma base forte) não reage com os íons provenientes da auto-ionização da água, o ânion (proveniente de uma ácido fraco) reage com o íon hidrônio, estabelecendo um novo equilíbrio:

Como o produto [H+].[HO-] (ou seja, o kw) deve ser constante a uma determinada temperatura, mais moléculas de água se ionizam resultando em um aumento da [HO-].

Portanto, após a dissolução do sal, [HO-] > [H+] e, consequentemente, a solução será alcalina. a reação global é a combinação dos dois equilíbrios acima e é chamada de reação de hidrólise do íon A-, como abaixo:

Neste caso, o ânion (proveniente de um ácido forte) não reage com os íons provenientes da auto-ionização da água, o cátion (proveniente de uma base fraca) reage com o íon hidróxido, estabelecendo um novo equilíbrio:

Como o produto [H+].[HO-] (ou seja, o kw) deve ser constante a uma determinada temperatura, mais moléculas de água se ionizam resultando em um aumento da [H+].

Portanto, após a dissolução do sal, [HO-] < [H+] e, consequentemente, a solução será ácida. a reação global é a combinação dos dois equilíbrios acima e é chamada de reação de hidrólise do íon M+, como abaixo:

Aqui, tanto o ânion (proveniente de um ácido fraco) como o o cátion (proveniente de uma base fraca) reagem com os íons provenientes da auto-ionização da água, estabelecendo dois novos equilíbrios:

Neste caso, o ph vai depender dos valores de KA do cátion M+ e do valor de KB do ânion A-. se KB > KA, então a solução será alcalina; por outro lado, se KA > KB, então a solução será ácida. Finalmente, se KA = KB, então a solução será neutra.

Para ilustrar quantitativamente o equilíbrio de hidrólise de um sal ácido, calcular-se-á o ph de uma solução de nh4cl 0,5 mol l-1. como pode ser observado na eq. 3, o cátion amônio se hidrolisa formando a amônia e o íon hidrônio. após o estabelecimento do equilíbrio químico, tem-se:

Onde KH é a constante de hidrólise (ou constante hidrolítica) e na qual a concentração da água foi incorporada no seu valor. os valores das constantes de hidrólise são raramente fornecidos em livros e/ou tabelas, uma vez que são facilmente calculados. multiplicando- se o numerador e o denominador da eq. 4 por [OH-], obtém-se:

rearranjando-se A eq. 5, tem-se:

Considerando-se que KW é a constante de auto-ionização da água (igual a 1,0 X 10-14

MOL2/L2, A 25 °C) e que KB é a constante de dissociação da base fraca formada na hidrólise (KB(NH3)=1,8X10-5 MOL/L, A 25 °C), calcula-se então a constante de hidrólise:

Se X é a quantidade de matéria de NH4+ que se hidrolisa por litro (concentração), tem-se que:

substituindo-se esses valores de concentração e também o valor numérico de KH na EQ. 4, obtém-se:

A constante de acidez Ka é proporcional a concentração dos ions formados. portanto, quanto maior o valor de Ka mais ionizado é o ácido, consequentemente maior a sua força.a constante de acidez depende da temperatura.quando a ionização ocorrer por etapas haverá uma constante de acidez para cada etapa:

A acidez pode também ser expressa pelo pKA:

pKA = - LOG Ka ( CO logaritmo do Ka ) Quanto menor o valor de pKa maior a acidez do ácido.

PH é o símbolo para a grandeza físico-química potencial hidrogeniônico, que indica a acidez, neutralidade ou alcalinidade de uma solução aquosa.

O pH pode ser determinado usando um medidor de pH (também conhecido como pHmetro) que consiste em um eletrodo acoplado a um potenciômetro. o medidor de pH é um milivoltímetro com uma escala que converte o valor de potencial do eletrodo em unidades de pH. Este tipo de elétrodo é conhecido como Eletrodo de Vidro, que na verdade, é um eletrodo do tipo "íon seletivo".

O pH pode ser determinado indiretamente pela adição de um indicador de pH na solução em análise. A cor do indicador varia conforme o pH da solução. Indicadores comuns são a fenolftaleína, o alaranjado de metila e o azul de bromofenol.

Outro indicador de pH muito usado em laboratórios é o chamado Papel de Tornassol (papel de filtro impregnado com tornassol). Este indicador apresenta uma ampla faixa de viragem, servindo para indicar se uma solução é nitidamente ácida (quando ele fica vermelho) ou nitidamente básica (quando ele fica azul).

Soluções tampão (química) são soluções que atenuam a variação dos valores de pH (ácido ou básico), mantendo-o aproximadamente constante, mesmo com adição de pequenas quantidades de ácidos ou bases.

Um dos sistemas tampões mais importantes é o do sangue, que permite a manutenção das trocas gasosas e das proteínas (ver desnaturação). O pH do sangue é de 7,4 e o principal sistema tampão é um equilíbrio entre o ácido carbônico e o íon a ele associado, o bicarbonato. Este sistema evita variações de 0.3 unidades de pH as quais poderiam trazer graves consequências ao ser humano.

Um agente tamponador, ou agente tampão, ajusta e estabiliza o pH de uma solução. A função de um agente tamponador é conduzir uma solução ácida ou alcalina a um certo pH e prevenir a mudança deste pH. Agentes tamponadores têm propriedades variadas - alguns são mais solúveis que outros; alguns são ácidos enquanto outros são básicos. Como controladores de pH, eles são importantes em muitas aplicações químicas, incluindo agricultura, processamento de alimentos, medicina e fotografia.

O meio pelo qual os agentes tamponadores trabalham é visto em como as soluções tampão funcionam. Usando o Princípio de Le Chatelier nós temos uma expressão de equilíbrio entre o ácido e a base conjugada. Como resultado nós vemos esta pequena mudança nas concentrações do ácido e da base conseqüentemente a solução é tamponada. Um agente tamponador sustenta esta faixa de concentração por prover o ácido ou base conjugada correspondente para estabilizar o pH ao que está sendo adicionado. O pH resultante desta combinação pode ser encontrado pelo uso da Equação de Henderson-Hasselbalch:

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