Em formação

3: Dissociação de H2O, pH, Ácidos e Bases Fracos - Biologia


Leitura e problemas: Seção Ácido-Base do livreto, LNC p. 24

I. Dissociação de água

A água se dissocia em uma extensão muito pequena. As concentrações de H+ e OH- em água pura são 10-7 M (esta é uma molécula que se dissocia entre 5 X 108).

A. Ácidos de Brönsted (doador de prótons ou OH- aceitador) e bases (aceitador de prótons ou OH-doador)

B. Ácidos e bases fortes se dissociam completamente em água (HA -> A- + H+ , BOH -> B+ OH- completamente)

C. Ácidos e bases fracos - dissociação incompleta, [H+] determinado por uma equação de equilíbrio.

D. Tampões - misturas de ácido conjugado e base conjugada a ± 1 unidade de pH de pH = pKuma. Resistente a mudanças no pH em resposta a pequenas adições de H+ ou OH-.

Alguns levam informações para casa

Contribuidores

  • Charles S. Gasser (Departamento de Biologia Molecular e Celular; UC Davis)


Ácidos e bases

Ácidos e bases existem como pares de ácido-base conjugados. O termo conjugado vem do latim radical que significa "unidos" e refere-se a coisas que são unidas, particularmente em pares, como ácidos e bases de Brnsted.

Cada vez que um ácido de Brnsted atua como um doador de íons H +, ele forma uma base conjugada. Imagine um ácido genérico, HA. Quando este ácido doa um íon H + para a água, um produto da reação é o íon A -, que é um aceitador de íon hidrogênio, ou base de Brnsted.

Por outro lado, toda vez que uma base ganha um íon H +, o produto é um ácido de Brnsted, HA.

Ácidos e bases no modelo de Brnsted, portanto, existem como pares conjugados cujas fórmulas estão relacionadas pelo ganho ou perda de um íon de hidrogênio.

Nosso uso dos símbolos HA e A - para um par ácido-base conjugado não significa que todos os ácidos sejam moléculas neutras ou que todas as bases sejam íons negativos. Significa apenas que o ácido contém um íon H + que não está presente na base conjugada. Ácidos ou bases de Brnsted podem ser moléculas neutras, íons positivos ou íons negativos. Vários ácidos de Brnsted e suas bases conjugadas são dados na tabela abaixo.

Ácidos de Brnsted típicos e suas bases conjugadas

Ácido Base
H3O + H2O
H2O OH -
OH - O 2-
HCl Cl -
H2TÃO4 HSO4 -
HSO4 - TÃO4 2-
NH4 + NH3
NH3 NH2 -

Um composto pode ser um ácido de Brnsted e uma base de Brnsted. H2O, OH -, HSO4 -, e NH3, por exemplo, pode ser encontrado em ambas as colunas da tabela acima. A água é o exemplo perfeito desse comportamento, pois atua simultaneamente como ácido e base ao formar o H3Íons O + e OH -.

Muitas lojas de ferragens vendem & quotacido uriático & quot a 6 M solução de ácido clorídrico HCl (aq) para limpar tijolos e concreto. Mercearias vendem vinagre, que é 1 M solução de ácido acético: CH3CO2H. Embora ambas as substâncias sejam ácidos, você não usaria ácido muriático em molhos de salada, e o vinagre é ineficaz para limpar tijolos ou concreto.

A diferença entre os dois é que o ácido muriático é um ácido forte e o vinagre é um ácido fraco. O ácido muriático é forte porque é muito bom para transferir um íon H + para uma molécula de água. Em um 6 M solução de ácido clorídrico, 99,996% das moléculas de HCl reagem com água para formar H3Íons O + e Cl -.

HCl (aq) + H2O (eu) H3O + (aq) + Cl - (aq)

O vinagre é um ácido fraco porque não é muito bom para transferir íons H + para a água. Em 1 M solução, menos de 0,4% do CH3CO2As moléculas de H reagem com a água para formar H3O + e CH3CO2 - íons.

Mais de 99,6% das moléculas de ácido acético permanecem intactas.

As forças relativas dos ácidos são frequentemente descritas em termos de um constante de equilíbrio de dissociação de ácido, Kuma. Para entender a natureza dessa constante de equilíbrio, vamos supor que a reação entre um ácido e água pode ser representada pela seguinte equação genérica.

Em outras palavras, algumas das moléculas de HA reagem para formar H3Os íons O + e A -, conforme mostrado na figura abaixo.

Por convenção, as concentrações desses íons em unidades de moles por litro são representadas pelos símbolos [H3O +] e [A -]. A concentração das moléculas de HA que permanecem em solução é representada pelo símbolo [HA].

O valor de Kuma para ácido é calculado a partir da seguinte equação.

Quando um ácido forte se dissolve em água, o ácido reage extensivamente com a água para formar H3Íons O + e A -. (Apenas uma pequena concentração residual das moléculas de HA permanece em solução.) O produto das concentrações de H3Os íons O + e A - são, portanto, muito maiores do que a concentração das moléculas de HA, então Kuma para um ácido forte é maior que 1.

Exemplo: o ácido clorídrico tem um Kuma de aproximadamente 1 x 10 6.

Os ácidos fracos, por outro lado, reagem apenas ligeiramente com a água. O produto das concentrações de H3Os íons O + e A - são, portanto, menores do que a concentração das moléculas residuais de HA. Como resultado, Kuma para um ácido fraco é menor que 1.

Exemplo: o ácido acético tem um Kuma de apenas 1,8 x 10 -5.

Kuma pode, portanto, ser usado para distinguir entre ácidos fortes e ácidos fracos.

Exemplo: HCl é um ácido forte. Se o HCl for um ácido forte, deve ser um bom doador de prótons. O HCl só pode ser um bom doador de prótons, entretanto, se o íon Cl - for um aceptor de prótons fraco. Assim, o íon Cl - deve ser uma base fraca.

Exemplo: Vamos considerar a relação entre a força do amônio (NH4 +) e sua base conjugada, amônia (NH3) O NH4 + íon é um ácido fraco porque a amônia é uma base razoavelmente boa.

Use as constantes de equilíbrio de dissociação de ácido para os ácidos conjugados dessas bases para prever se o CH3CO2 - íon ou OH - íon é a base mais forte.

O valor de Kuma pois um ácido pode ser usado para decidir se é um ácido forte ou um ácido fraco, em um sentido absoluto. Também pode ser usado para comparar as forças relativas de um par de ácidos.

Exemplo: Considere HCl e o H3Íon O +.

Esses Kuma valores sugerem que ambos são ácidos fortes, mas o HCl é um ácido mais forte do que o H3Íon O +.

Uma alta proporção das moléculas de HCl em uma solução aquosa reage com a água para formar H3Íons O + e Cl -. A teoria de Brnsted sugere que toda reação ácido-base converte um ácido em sua base conjugada e uma base em seu ácido conjugado.

Existem dois ácidos e duas bases nesta reação. O ácido mais forte, no entanto, está no lado esquerdo da equação.

As regras gerais sugerem que o mais forte de um par de ácidos deve formar o mais fraco de um par de bases conjugadas. O fato de o HCl ser um ácido mais forte do que o H3O íon O + implica que o íon Cl - é uma base mais fraca do que a água.

Assim, a equação para a reação entre HCl e água pode ser escrita como segue.

HCl (g) + H2O (eu) H3O + (aq) + Cl - (aq)
mais forte
ácido
mais forte
base
mais fraco
ácido
mais fraco
base

Não é surpreendente que 99,996% das moléculas de HCl em um 6 M solução reagir com água para dar H3Íons O + e íons Cl -. O mais forte de um par de ácidos deve reagir com o mais forte de um par de bases para formar um ácido mais fraco e uma base mais fraca.

Vejamos as forças relativas do ácido acético e do H3Íon O +.

Os valores de Kuma pois estes ácidos sugerem que o ácido acético é um ácido muito mais fraco do que o H3O íon O +, o que explica porque o ácido acético é um ácido fraco na água. Mais uma vez, a reação entre o ácido e a água deve converter o ácido em sua base conjugada e a base em seu ácido conjugado.

Mas, desta vez, o ácido mais forte e a base mais forte estão no lado direito da equação.

CH3CO2H (aq) + H2O (eu) H3O + (aq) + CH3CO2 - (aq)
mais fraco
ácido
mais fraco
base
mais forte
ácido
mais forte
base

Como resultado, apenas alguns dos CH3CO2As moléculas H realmente doam um íon H + para uma molécula de água para formar o H3O + e CH3CO2 - íons.

NaNH2 reage com água para dar uma solução aquosa de NaOH e NH3.

NaNH2(s) + H2O (eu) Na + (aq) + OH - (aq) + NH3(aq)

Determine qual é a base mais forte, o NH2 - ou OH - íons.

A magnitude de Kuma também pode ser usado para explicar por que alguns compostos que se qualificam como ácidos ou bases de Brnsted não agem como ácidos ou bases quando se dissolvem na água. Quando o valor de Kuma pois um ácido é relativamente grande, o ácido reage com a água até que praticamente todas as moléculas de ácido tenham sido consumidas. Ácido sulfúrico (Kuma = 1 x 10 3), por exemplo, reage com água até 99,9% do H2TÃO4 moléculas em um 1 M solução perderam um próton para formar HSO4 - íons.

Como Kuma torna-se menor, a medida em que o ácido reage com a água diminui.

Enquanto Kuma pois o ácido é significativamente maior do que o valor de Kuma para a água, o ácido irá ionizar até certo ponto. O ácido acético, por exemplo, reage em certa medida com a água para formar H3O + e CH3CO2 -, ou acetato, íons.

Enquanto o Kuma valor para o ácido se aproxima do Kuma para a água, o composto torna-se mais parecido com a água em sua acidez. Embora ainda seja um ácido de Brnsted, é tão fraco que podemos não ser capazes de detectar esta acidez em solução aquosa.

Alguns ácidos de Brnsted potenciais são tão fracos que seus Kuma os valores são menores do que os da água. A amônia, por exemplo, tem um Kuma de apenas 1 x 10 -33. Embora NH3 pode ser um ácido de Brnsted, pois tem potencial para atuar como doador de íons hidrogênio, não havendo evidências dessa acidez quando se dissolve em água.

Todos os ácidos e bases fortes parecem ter a mesma força quando dissolvidos em água, independentemente do valor de Kuma. Este fenômeno é conhecido como efeito de nivelamento da água a tendência da água de limitar a força de ácidos e bases fortes. Podemos explicar isso observando que os ácidos fortes reagem extensivamente com a água para formar o H3Íon O +. Mais de 99% das moléculas de HCl em ácido clorídrico reagem com água para formar H3Íons O + e Cl -, por exemplo,

e mais de 99% do H2TÃO4 moléculas em um 1 M solução reage com água para formar H3Íons O + e HSO4 - íons.

Assim, a força dos ácidos fortes é limitada pela força do ácido (H3O +) formado quando as moléculas de água captam um íon H +.

Um fenômeno semelhante ocorre em soluções de bases fortes. As bases fortes reagem quantitativamente com a água para formar o íon OH. Uma vez que isso aconteça, a solução não pode se tornar mais básica. A força das bases fortes é limitada pela força da base (OH -) formada quando as moléculas de água perdem um íon H +.

A definição de Brnsted de ácidos e bases oferece muitas vantagens sobre as definições de Arrhenius e operacionais.

  • Ele expande a lista de ácidos potenciais para incluir íons positivos e negativos, bem como moléculas neutras.
  • Ele expande a lista de bases para incluir qualquer molécula ou íon com pelo menos um par de elétrons de valência não ligados.
  • Isso explica o papel da água nas reações ácido-base: A água aceita os íons H + dos ácidos para formar o H3Íon O +.
  • Ele pode ser expandido para incluir outros solventes além da água e reações que ocorrem nas fases gasosa ou sólida.
  • Ele liga ácidos e bases em pares de ácido-base conjugados.
  • Isso pode explicar a relação entre os pontos fortes de um ácido e sua base conjugada.
  • Ele pode explicar as diferenças nas forças relativas de um par de ácidos ou de um par de bases.
  • Pode explicar o efeito nivelador da água o fato de que ácidos e bases fortes têm todos a mesma força quando dissolvidos em água.

Por causa dessas vantagens, sempre que os químicos usam as palavras ácido ou base sem qualquer descrição adicional, eles estão se referindo a um Brnsted ácido ou um Brnsted base.

Água pura é um ácido fraco e uma base fraca. Por si só, a água forma apenas um número muito pequeno de H3Íons O + e OH - que caracterizam soluções aquosas de ácidos e bases mais fortes.

As concentrações de H3Os íons O + e OH - na água podem ser determinados medindo-se cuidadosamente a capacidade da água de conduzir uma corrente elétrica. A 25 o C, a concentração desses íons na água pura é de 1,0 x 10 -7 moles por litro.

[H3O +] = [OH -] = 1,0 x 10 -7 M (a 25C)

Quando adicionamos um ácido forte à água, a concentração de H3O íon O + aumenta.

HCl (aq) + H2O (eu) H3O + (aq) + Cl - (aq)

Ao mesmo tempo, a concentração de íons OH - diminui porque o H3Os íons O + produzidos nesta reação neutralizam alguns dos íons OH - na água.

H3O + (aq) + OH - (aq) 2 H2O (eu)

O produto das concentrações de H3Os íons O + e OH - são constantes, independentemente da quantidade de ácido ou base adicionada à água. Em água pura a 25 o C, o produto da concentração desses íons é 1,0 x 10 -14.

A gama de concentrações do H3Os íons O + e OH - em solução aquosa são tão grandes que é difícil trabalhar com eles. Em 1909, o bioquímico dinamarquês S. P. L. Sorenson sugeriu relatar a concentração de H3Íon O + em uma escala logarítmica, que ele chamou de Escala de ph. Porque o H3A concentração de íons O + na água é quase sempre menor que 1, o log dessas concentrações é um número negativo. Para evitar ter que trabalhar constantemente com números negativos, Sorenson definiu o pH como o negativo do log do H3Concentração de íons O +.

Calcule o pH da Pepsi Cola se a concentração de H3O íon O + nesta solução é 0,00347 M.

O conceito de pH comprime a faixa de H3Concentrações de íons O + em uma escala que é muito mais fácil de manusear. Como o H3A concentração de íons O + diminui de aproximadamente 10 0 a 10 -14, o pH da solução aumenta de 0 a 14.

Se a concentração do H3O íon O + em água pura a 25 o C é 1,0 x 10 -7 M, o pH da água pura é 7.

pH = -log [H3O +] = -log (1,0 x 10 -7) = 7

Quando o pH de uma solução é inferior a 7, a solução é ácida. Quando o pH é superior a 7, a solução é básica.

O pH de uma solução depende da força do ácido ou base na solução. As medições do pH de soluções diluídas são, portanto, bons indicadores das forças relativas de ácidos e bases. Valores do pH de 0,10 M soluções de vários ácidos e bases comuns são fornecidas na tabela abaixo.


Como calcular H3Concentração de O + e pH

Como calcular H3Concentração de O +

Quando ácido fraco ganhou o equilíbrio, podemos aplicar a expressão de equilíbrio.

Expressão de equilíbrio

  • Kuma = Constante de Equilíbrio
  • [HA(aq)] = Concentração de equilíbrio de ácido
  • [UMA - (aq)] = Concentração de equilíbrio de ânion
  • [H3O + (aq)] = Concentração de equilíbrio de íon hidrônio

Kuma depende do ácido e a temperatura. Quando as concentrações são tomadas em unidades mol dm -3, Kuma também tem as unidades mol dm -3.

Kuma o valor é diferente para CH3Ácido COOH e ácido HCOOH. Também Kuma é diferente para 20 0 C e 30 0 C para ácido HCOOH.

Quando Kuma e concentração de ácido fraco são dados, H3A concentração de O + e o pH podem ser encontrados facilmente fazendo algumas suposições. Essas suposições são explicadas nos exemplos.

Como calcular o pH de um ácido fraco

Substituto H calculado3Concentração de O + para a equação de pH.


Autoprotólise de água e rsquos

Água pura tem equilíbrio com H3O + e OH & ndash chamados autoprotólise ou autodissociação.

para o qual podemos escrever a seguinte expressão de equilíbrio:

Omitimos a concentração de (H_2O (l) ) da expressão, porque é um líquido puro. Também podemos ignorar a concentração de (H_2O ) para soluções diluídas, porque ([H_2O] ) é virtualmente constante. A uma temperatura de 25 o C, (K_w ) tem um valor medido de (1,0 vezes 10 ^ <& ndash14> ):

(K_w ) é chamado de produto iônico ou constante de dissociação de água. Como com todas as constantes de equilíbrio, (K_w ) é sem unidade (contanto que as concentrações sejam expressas em molaridade).

Para água pura, [H3O +] = [OH & ndash]. Para encontrar o valor desta concentração, deixe (x = [H_3O ^ +] = [OH ^ & ndash] ) e substitua na expressão do produto iônico por água:

A condição de concentração igual de (H_3O ^ + ) e (OH ^ - ) define água neutra, que a 25 & degC pode ser expandido para

No entanto, uma vez que (K_w ) varia com a temperatura, então, para água neutra em diferentes temperaturas:

o KC expressão na Equação ref deve ser obedecido para qualquer solução diluída em água a 25 & degC. Suponha que adicionemos um ácido forte, como HCl, que se dissocia completamente em H3Íons O + e Cl & ndash. Isso aumentará [H3O +] na solução, mas pelo Princípio de Le Chatelier causará o equilíbrio de autoprotólise (Equação ref) para deslocar para a esquerda para manter um KC = [H3O +] [OH & ndash] = 1,0 x 10 & ndash14. Isso fará com que [OH & ndash] se torne menor quanto mais molecular H2O é formado em resposta ao estresse do excesso de H3Íon O + na solução.

Uma base forte, como o NaOH, que se dissocia completamente em íons Na + e OH & ndash, teria o efeito inverso. Isso aumentará [OH & ndash] na solução, mas tornará [H3O +] menor conforme o equilíbrio da autoprotólise muda para a esquerda para manter KC = 1,0 x 10 & ndash14. Em geral, devido a essas mudanças no equilíbrio da autoprotólise, uma solução é ácida se [H3O +] & gt 10 & ndash7 M e [OH & ndash] & lt 10 & ndash7 M, e uma solução é básica se [H3O +] & lt 10 & ndash7 M e [OH & ndash] & gt 10 & ndash7 M (a 25 & degC).

Dadas as seguintes concentrações de H3O + ou OH & ndash, calcule a concentração de OH & ndash ou H3O +, e indique se a solução é ácida ou básica.

[H3O +] [OH & ndash] Ácido ou básico?
1,0 x 10 e ndash5 milhões
4,0 x 10 & ndash9 M
1,2 x 10 & ndash8 milhões


Química Geral: Água, Ácidos, Bases, Buffers e Radioatividade

Vamos fazer um estudo aprofundado da química geral. Depois de ler este artigo, você aprenderá sobre: ​​1. Introdução à Química Geral 2. Água 3. Ácidos e bases 4. pH 5. Amortecedores 6. Calculando pH 7. Coloides 8. Osmose e 9. Radioatividade.

Introdução à Química Geral:

Se olharmos para nosso corpo, podemos ver que ele é feito de carne e ossos. Mas, definitivamente, uma pergunta vem à nossa mente: do que essa carne e ossos são feitos? A resposta a esta pergunta é dada pela bioquímica. Na anatomia você estuda como os diferentes órgãos do nosso corpo estão dispostos e na fisiologia você estuda as funções desses órgãos, mas a bioquímica mostra do que eles são feitos e como funcionam.

O corpo humano pode ser dividido em várias divisões ou partes, sendo a menor partícula o elétron, que não pode ser mais dividido. O elétron é uma partícula carregada negativamente. Da mesma forma, há uma partícula carregada positivamente chamada próton e uma partícula neutra conhecida como nêutron que também não podem ser divididas mais. O elétron, o próton e o nêutron formam coletivamente o átomo (se nomeado em particular, é chamado de elemento).

Uma segunda questão surge em nossa mente sobre como e de onde essas partículas vieram para os seres vivos. A resposta da ciência em desenvolvimento a essa pergunta é que antes da formação da Terra, um ramo de fogo se separou do Sol contendo, solenemente, essas partículas, a saber, elétrons, prótons e nêutrons. No resfriamento gradual desse fogo, os elétrons, prótons e nêutrons combinaram-se em números diferentes para dar origem a uma substância chamada átomo ou elemento. Até agora, 93 tipos diferentes de elementos são encontrados na crosta terrestre.

A tabela periódica de elementos é fornecida a seguir:

Onde há muitos elétrons, prótons e nêutrons, há várias possibilidades de eles serem combinados uns com os outros. Vamos começar com o número um. Supondo que haja um elétron, você sabe que ele tem carga negativa, então ele se combinará com um próton com carga positiva para formar um átomo. Para reconhecer esse átomo, ele recebe um nome específico.

O átomo ou elemento com um elétron e um próton é conhecido como hidrogênio. Da mesma forma, um átomo com uma combinação de dois elétrons, dois prótons e dois nêutrons é conhecido como átomo de hélio. O lítio tem três números de cada, etc. etc.

O número atômico de um átomo é o número de elétrons naquele átomo (ou carga positiva líquida naquele átomo).

É a massa de um átomo. Os elementos mais comumente encontrados em nosso corpo são - hidrogênio, oxigênio, carbono, nitrogênio, fósforo, enxofre, etc. A pergunta final é: por que e como esses elementos formam os diferentes órgãos de nosso corpo? Portanto, a resposta é: Todos os átomos, exceto 2 He, 10 Ne, 18 Ar, 36 Kr, 54 Xe e 86 Rh (elementos inertes / gases nobres) são instáveis, portanto, para atingir a estabilidade, eles se combinam entre si e, portanto, também atingir a configuração de gás nobre. Para atingir a estabilidade, eles ganham, perdem ou compartilham elétrons de, para ou com outros átomos, respectivamente.

1. Compartilhamento de elétrons:

O hidrogênio tendo um elétron compartilha um elétron com outro hidrogênio, de modo que ambos podem agora ter dois elétrons cada, uma configuração estável como a do hélio. A agregação de dois ou mais átomos é conhecida como molécula. Na molécula de hidrogênio, uma força de atração se desenvolve devido ao compartilhamento de elétrons, que mantém os dois átomos de hidrogênio juntos. Essa força é conhecida como ligação química. Uma ligação formada pelo compartilhamento mútuo de elétrons é conhecida como ligação covalente.

Se um elétron de cada um dos átomos compartilhados contribui para a formação da ligação, o resultado é uma ligação simples (C — C).

Se dois elétrons de cada um dos átomos compartilhados contribuem para a formação da ligação, então uma ligação dupla é formada (C = C).

Se três elétrons são compartilhados (C≡C).

2. Compartilhamento desigual de elétrons ou ligação coordenada:

Aqui, ambos os elétrons para compartilhamento entre os dois átomos são contribuídos por apenas um átomo. Por exemplo, na formação de íon amônio (NH + 4) da amônia e do próton (íon hidrogênio), dois elétrons são fornecidos por NH3.

Existe um segundo tipo de ligação coordenada em que os elétrons compartilhados são puxados mais em direção a um dos átomos. Por exemplo, na molécula de água H — O — H, os elétrons estão mais voltados para o átomo de oxigênio do que para o átomo de hidrogênio. Portanto, a ligação formada devido ao compartilhamento desigual de elétrons é conhecida como coordenada ou ligação nativa ou semipolar.

3. Transferência de elétron (ganho ou perda de elétrons):

O sódio (Na) contém um elétron a mais que seu gás inerte vizinho (neon), e o cloro (CI) contém um elétron a menos que seu gás inerte vizinho (argônio). Conseqüentemente, o átomo de Na doa um elétron para CI para formar NaCl (cloreto de sódio). Uma ligação formada pela transferência completa de um ou mais elétrons de um átomo para outro átomo é conhecida como ligação iônica.

A seguir estão algumas moléculas importantes encontradas em sistemas biológicos -

eu. A combinação de carbono e hidrogênio é conhecida como & # 8220hidrocarboneto & # 8221 (—CH—).

ii. O grupo de compostos de carbono contendo um —OH são chamados de & # 8220 álcoois & # 8221 (—CHOH).

iii. O grupo de compostos contendo ligação dupla & # 8216C & # 8217 & # 8216O & # 8217 com um hidrogênio e um carbono são chamados de & # 8220aldeídos & # 8221 (—CHO). (C = O com 2H também).

4. O grupo de compostos contendo ligação dupla & # 8216C & # 8217 & # 8216O & # 8217 com dois & # 8216C & # 8217 substitutos são chamados de & # 8220cetonas & # 8221 (C — CO — C).

v. Os compostos que contêm o grupo carboxílico são chamados de & # 8220 ácidos carboxílicos & # 8221 (—COOH).

Essas moléculas, juntamente com alguns outros elementos, se combinam para dar origem a carboidratos, proteínas, lipídios, ácidos nucléicos, etc. que, por sua vez, contribuem para a estrutura e a vida de um organismo.

Água:

A água é o principal componente do nosso corpo. Constitui cerca de 70% da massa corporal total. A maioria das reações na célula é realizada em meio aquoso (água). A água é composta de oxigênio e dois átomos de hidrogênio. O oxigênio tem a tendência de puxar os elétrons mais para si, tornando-se assim eletronegativo e deixando o hidrogênio eletropositivo. Isso resulta na criação de um dipolo devido ao qual cada molécula de água é cercada por quatro outras moléculas de água.

A ligação entre & # 8216H & # 8217 de uma molécula de água e & # 8216O & # 8217 da outra é conhecida como ligação de hidrogênio. Propriedades:

(1) Possui alto ponto de ebulição quando comparado a outros líquidos.

(2) Possui alto calor específico de vaporização.

O calor específico da água é uma caloria, portanto, é mais adequado para manter a temperatura constante do corpo com temperatura ambiente variável. O calor de vaporização de 540 cal / grama a 100 ° C é útil para manter a temperatura corporal, isto é, uma grande quantidade de calor corporal é perdida com apenas uma pequena quantidade de água sendo vaporizada da superfície da pele.

Ácidos e bases:

Um ácido é um doador de prótons e uma base é um aceitador de prótons (teoria de Bronsted-Lowry). Ácidos:

Ácidos fracos são aqueles que têm uma ligeira tendência para liberar prótons, por exemplo, ácido acético. Por outro lado, os ácidos fortes liberam prótons prontamente, por exemplo, HCl.

Existem bases fortes e fracas semelhantes às dos ácidos, por exemplo, o NaOH é uma base forte que libera íons hidroxila com muita facilidade, e a água é uma base fraca, pois é uma fonte pobre de íons hidroxila.

PH:

O pH é definido como o logaritmo negativo da concentração de íons de hidrogênio em um meio.

Em termos simples, é um valor que dá a quantidade de íons de hidrogênio presentes em uma solução. Este valor é expresso de forma reversa ou negativa, ou seja, quanto maior o valor de pH menor é a concentração de íons de hidrogênio e menor o valor de pH maior é a concentração de íons de hidrogênio. O pH de todas as soluções varia apenas entre 0 e 14. O pH de valor 7,0 é neutro e o pH variando de 0 a 6,9 é ácido e de 7,1 a 14 é básico ou alcalino.

A molécula de água se dissocia como:

A concentração de íons de hidrogênio em água pura foi de 0,0000001 moles / litro.

Isso também pode ser escrito como 1/10000000 ou 1 x 10 -7

Tirando o log do número acima, obtemos = -7.

Logaritmo negativo do número acima = 7.

O logaritmo negativo da concentração de íons de hidrogênio é conhecido como pH. Portanto, o pH da água é 7.

Para calcular o pH de qualquer ácido dissociável fraco, a seguinte equação é derivada:

Isso é conhecido como & # 8220 Equação de Henderson-Hassel Balch & # 8221.

O pH normal do plasma sanguíneo varia entre 7,35 e 7,45, sendo a média 7,4. O pH intracelular dos tecidos é de 7,25 a 7,35 com média de 7,30 e o pH do fluido extracelular é de 7,30 a 7,40 com uma média de 7,35. Uma diminuição no pH do sangue é denominada acidose e um aumento no pH do sangue é denominado alcalose. A alcalose é mais fatal do que a acidose.

Amortecedores:

Uma solução tampão é aquela que resiste às mudanças no pH de uma solução com a adição de uma pequena quantidade de ácido ou álcali.

As soluções tampão são uma mistura de:

(a) Ácido fraco e seu sal (ou sua base conjugada).

(b) Base fraca e seu sal (ou seu ácido conjugado).

(c) Ácido fraco e base fraca, por exemplo, ácido fraco ch3cooh e sua base CH3COONa.

Existem dois importantes tampões químicos que atuam no sistema biológico, são eles:

1. Tampão de bicarbonato:

Contém uma mistura de ácido carbônico (H2CO3) e bicarbonato (HCO3 & # 8211). Isso mantém o pH do sangue e do fluido extracelular.

2. Tampão Fosfato:

Consiste em uma mistura de HPO4 -2 e H2PO & # 8211 4. Ele mantém um pH de 6,86, portanto, é mais ativo intracelularmente. Além desses dois buffers químicos, o corpo humano possui proteínas (albumina, hemoglobina, etc.) que mantêm o pH do sistema biológico.

Calculando pH:

Usando íons de hidrogênio para calcular o pH:

Calcule a concentração de íons de hidrogênio (H +) dividindo as moléculas de íons de hidrogênio pelo volume, em litros, da solução. Pegue o log negativo desse número. O resultado deve estar entre zero e 14, e este é o pH. Por exemplo, se a concentração de hidrogênio for 0,01, o log negativo é 2, ou seja, o pH. Para uma solução de 0,1 M de um ácido: 0,1 M = 10 -1 M. O log negativo de 10 -1 = 1, isto é, o pH.

pH + pOH = 14. pOH é log de [OH & # 8211], ou o log negativo da concentração de íon hidróxido. Se lhe dissessem que o pOH era 9,3 e pedissem para calcular o pH, você deveria 14 & # 8211 9,3 = 4,7. O pH é 4,7.

Calcule o pH de 6,9 ​​x 10 -4 M HNO3

Há apenas um mol de [H +] e a concentração de íons de hidrogênio dada é 6,9 x 10 -4. Para encontrar o pH, tome o antilog de [H +] = 0,9984124777, ou seja, o pH arredondado é 1,0

Usando a concentração de hidróxido para calcular o pH:

O pH de uma solução também pode ser determinado encontrando o pOH. Determine a concentração dos íons de hidróxido dividindo as moléculas de hidróxido pelo volume da solução. Pegue o log negativo da concentração para obter o pOH. Em seguida, subtraia esse número de 14 para obter o pH. Por exemplo, se a concentração de OH & # 8211 de uma solução é 0,00001, tome o logaritmo negativo de 0,00001, que será 5. Este é o pOH. Subtraia 5 de 14 e você obtém 9. Este é o pH.

Calcule o pH de 4,5 x 10 -4 M Ba (OH)2

Existem dois moles de OH & # 8211 e a concentração de cada mol é 4,5 x 10 -4. Portanto, multiplique a concentração por 2 e obteremos = 9 x 10 -4. O valor de OH & # 8211 é agora 9 x 1 0 -4. Pegue o -log de OH- para obter o pOH. -log (9 x 10 -4) = 3,045757491

O valor de pOH é 3,045757491

Para obter o valor de pH definindo pH e pOH igual a 14

Cálculo do pH de uma solução tampão:

Escreva a reação química para a dissociação de sua solução tampão. Determine a constante de dissociação para o ácido ou base relevante. A constante de dissociação é a razão de íons dissociados para o composto inicial presente no equilíbrio e é representada como Ka para um ácido ou Kb para uma base.

Pegue o log negativo (base 10) de sua constante de dissociação. Se a solução estiver em equilíbrio, este é o pH da sua solução tampão. Por exemplo, o ácido hipobromoso tem uma constante de dissociação de 2 x 10 -9. log (2 x 10 -9)

= -8,699, então o pH de um tampão de ácido hipobromoso seria de aproximadamente 8,699.

Calculando o pH usando uma calculadora:

Se você for instruído a encontrar o pH de um ácido cuja concentração é 0,0045 M, você deve digitar 0,0045 e clicar no botão & # 8220log & # 8221 e, em seguida, no botão +/-. Você obterá 2,3 para o pH do ácido. Se você for instruído a encontrar a molaridade (concentração) de um ácido cujo pH é 6,5, digite 6,5, depois o botão +/- e, em seguida, faça o anti-log. Na maioria das calculadoras, basta apertar o segundo botão e, em seguida, o botão & # 8220log & # 8221. Sua resposta será: 3,16 x 10 -7 M.

Coloides:

Uma solução coloidal é aquela que contém a partícula de soluto do tamanho de 1 milimicron a 200 milimicron.

Fenômeno Tyndall:

Quando a luz passa por uma solução coloidal, parece uma solução amarela leitosa devido ao espalhamento da luz pelas partículas coloidais, isso é conhecido como efeito Tyndall.

Existem dois tipos de soluções coloidais:

(1) Suspensoides ou liofóbicos e

Contêm partículas de substâncias insolúveis como metais e alguns sais inorgânicos.

São as soluções de proteínas, carboidratos, etc.

Medição do tamanho de partícula:

O tamanho das partículas coloidais pode ser medido por qualquer um dos seguintes métodos:

1. Medição das constantes de sedimentação.

3. Se a partícula for uma única molécula da substância, seu tamanho é dado por seu peso molecular, por exemplo, proteínas.

Osmose:

Se duas soluções de concentração diferente são separadas por uma membrana semipermeável, então as partículas de soluto (permeáveis) se movem da solução de maior concentração para a de menor concentração ou / e o solvente se move da solução de menor concentração para a maior concentração , esse fenômeno é conhecido como osmose. A pressão que deve ser aplicada para prevenir a osmose é conhecida como pressão osmótica. A pressão osmótica do plasma sanguíneo é denominada pressão oncótica.

Transporte através das membranas:

A maioria das substâncias é transportada através das membranas no intestino ou em outras partes do corpo devido à diferença osmótica. No entanto, as membranas biológicas são impermeáveis ​​à maioria das moléculas que ajudam a reter metabólitos ionizados dentro da célula e impedem que eles se difundam.

As células requerem nutrientes para sua atividade, de modo que sua ingestão e saída às vezes são contra o gradiente (osmose) e são mediadas por sistemas de transporte ativos específicos. A entrada de alguma substância como o ATP nas organelas da célula (como as mitocôndrias) também requer transporte ativo. É chamado de transporte mediado ou facilitado.

As moléculas de proteína na membrana desempenham um papel crucial no processo de transporte. A proteína específica que desempenha o papel de transporte é chamada de sistema de transporte, transportadores ou translocases. O transporte mediado ou facilitado pode ser ativo ou passivo. O transporte aumenta com a concentração de substrato até um certo nível, após o qual a capacidade da molécula transportadora torna-se saturada e não ocorre mais nenhum aumento no transporte.

1. No transporte ativo, a substância é geralmente transportada contra o gradiente de concentração.

2. O transporte requer gasto de energia geralmente decomposição de ATP.

3. O transporte é unidirecional. por exemplo, nos eritrócitos, o íon sódio é transportado para fora da célula e o íon potássio para a célula.

Mecanismo de Transporte:

A proteína transportadora específica (P) contém locais específicos para a substância específica (S). & # 8216P & # 8217 está posicionado em um lado da membrana que pode ocupar & # 8216S & # 8217 para formar o complexo & # 8216P-S & # 8217. & # 8216P & # 8217 se difunde através da membrana para a outra superfície ou sofre rotação ou mudança de conformação, de modo que o local de ligação fica voltado para o outro lado da membrana. O & # 8216S & # 8217 é descarregado. Este é o transporte passivo e ocorre em qualquer direção, dependendo da concentração da substância em cada lado da membrana.

Radioatividade:

Certos núcleos atômicos são menos estáveis ​​e, para atingir estabilidade, emitem radiações e, portanto, são considerados radioativos. As radiações são devidas ao lançamento de um fluxo de elétrons. Para atingir a estabilidade, o núcleo fornece prótons e nêutrons, o que acaba resultando na perda de elétrons. Este processo de desintegração do núcleo é conhecido como decadência radioativa. Devido à perda de elétrons, o número atômico do elemento está mudando, ou seja, ele está sendo convertido em um elemento inteiramente novo. Este processo de conversão de um elemento em outro é conhecido como transmutação.

Existem três tipos de radiações:

Eles são compostos por 2 prótons e 2 nêutrons (núcleo de hélio). O urânio, um elemento radioativo, emite raios alfa.

Tório é novamente instável e, portanto, também emite radiações e é convertido em outro elemento e, finalmente, em um elemento estável de chumbo (207Pb 82) é formado.

Eles são compostos de elétrons.

Estes são o quarto tipo de raios que se originam do sol e muitos dos quais são impedidos de entrar na atmosfera terrestre pela camada de ozônio (O3) Alguns dos raios cósmicos que escapam da camada de ozônio e entram na atmosfera terrestre são desintegrados pelos gases em elétrons, prótons, nêutrons, pósitrons e o núcleo.

Unidade de radioatividade:

A unidade de radioatividade é curie.

1 curie = 3,7 x 10 10 desintegrações / s

É o tempo necessário para que um elemento radioativo reduza a metade de sua radioatividade.

U = 1700 anos e C = 5570 anos.

Detecção e medição de radiações:

1. Contador de cintilação:

É constituída por uma placa feita de fósforo sulfureto fino, quando as radiações atingem esta placa irá dar um minúsculo flash de luz que é ampliado e contado por um dispositivo adequado.

Um tubo denominado tubo Geiger-Muller é usado para detectar radiações. Este tubo é preenchido com um gás que por radiação fica ionizado e os íons são conduzidos através de um fio para um detector.

Radioatividade Artificial:

A radioatividade pode ser induzida artificialmente, bombardeando elementos neutros com radiações.

14N 7 + 4He 2 → 17O 8 + 1H 1 (de urânio) (isótopo de oxigênio radioativo)

14N 7 → 14C 6 (isótopo radioativo de carbono, eliminação de partículas β)

Usos:

(1) 131I 53 (normal é 127I 53) o iodo 131 é radioativo e é usado para detectar a fisiologia da glândula tireóide. Uma quantidade conhecida de NaI131 na urina é medida. Se estiver se aproximando da quantidade fornecida, então pode ser conferido que a glândula tireoide não está funcionando adequadamente, e se a quantidade de 131 I na urina for muito menor do que a quantidade fornecida, então a função da glândula tireoide está normal. Devido ao seu funcionamento normal, a glândula tireóide absorveu o máximo de iodo e, portanto, uma quantidade menor de iodo é excretada na urina. Em alguns casos, um dos lobos da glândula tireóide pode estar normal, mas o outro pode ser anormal; nesses casos, a análise de urina para iodo pode não servir ao propósito. A melhor maneira de medir a captação de 131 I pela tireoide é por contador de cintilação.

(2) 32 P radioativo (normal é 31 P) é usado para detectar células cancerosas. As células cancerosas absorvem mais fósforo. Conseqüentemente, o fosfato radioativo é injetado por via intravenosa e, após algum tempo, uma placa fotossensível (ou emulsão) é mantida em contato próximo com o tecido. Se o tecido for canceroso, uma mancha escura será observada.

(3) Para avaliar a função normal (absorção) do trato gastrointestinal, ácidos graxos radioativos, ferro (59 Fe) e vitamina B12 (Co 57, 58 e 60) são administrados por via oral e as amostras de sangue são analisadas em intervalos regulares.

(4) Eles também são usados ​​para rastrear os intermediários metabólicos. O 14 C é usado para rastrear os intermediários metabólicos no metabolismo dos alimentos. Isso ajuda a identificar a posição do carbono durante o metabolismo desse alimento.Um estudo recente sobre o metabolismo de alimentos usando 14 C é para a detecção de enzimas geneticamente defeituosas.

O uso de substâncias radioativas não se restringe apenas ao diagnóstico, mas também ao tratamento de certas doenças como hipertireoidismo, câncer, certas doenças cardíacas e pulmonares. Também é utilizado para a pasteurização de leite e alimentos.

Efeitos nocivos:

A radiação interrompe a síntese de DNA, atua como desacoplador da fosforilação oxidativa, reduz a síntese de ATP e citocromos, causa picnose, vacuolização de células, formação de células gigantes, retardo mitótico, quebras cromossômicas e permeabilidade alterada.


Bases fortes e bases fracas

Bases fortes

Base forte - uma base que se dissocia completamente em água, produzindo íons hidróxido.

Todos os hidróxidos do Grupo 1 (LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH) e do Grupo 2 (alcalino-terroso - Ca (OH)2, Ba (OH)2, Sr (OH)2) os elementos são bases fortes. Embora os hidróxidos alcalino-terrosos sejam bases fortes, eles são apenas ligeiramente solúveis.

Bases fracas

Base fraca - uma base que reage apenas parcialmente com a água para produzir íons hidróxido.

Muitos compostos são bases, embora não contenham o íon hidróxido. Esses compostos aumentam a concentração de íons hidróxido em solução aquosa devido à sua reação com a água. Essas bases são Bases de Brønsted-Lowry.

NH3 (aq) + H2O (l) ⇌ NH4 + (aq) + OH - (aq)

Nesta reação, a água é um ácido de Brønsted-Lowry e a amônia é uma base de Brønsted-Lowry.

Uma vez que a posição de equilíbrio dessa reação está muito à esquerda, a amônia é considerada uma base fraca. Bases como a amônia têm pelo menos um par não compartilhado de elétrons que é capaz de formar uma ligação covalente coordenada com um íon de hidrogênio.


Propriedades coesivas e adesivas da água

Você já encheu um copo de água até o topo e depois adicionou lentamente mais algumas gotas? Antes de transbordar, a água forma uma cúpula acima da borda do copo. Essa água pode ficar acima do vidro por causa da propriedade de coesão. Na coesão, as moléculas de água são atraídas umas pelas outras (por causa da ligação de hidrogênio), mantendo as moléculas juntas na interface líquido-gás (água-ar), embora não haja mais espaço no vidro.

A coesão permite o desenvolvimento de tensão superficial, a capacidade de uma substância resistir à ruptura quando colocada sob tensão ou estresse. É também por isso que a água forma gotículas quando colocada em uma superfície seca, em vez de ser achatada pela gravidade. Quando um pequeno pedaço de papel é colocado na gota d'água, o papel flutua no topo da gota d'água, embora o papel seja mais denso (mais pesado) do que a água. A coesão e a tensão superficial mantêm as ligações de hidrogênio das moléculas de água intactas e sustentam o item flutuante no topo. É até possível "flutuar" uma agulha em cima de um copo de água se ela for colocada suavemente sem quebrar a tensão superficial, como mostrado na Figura.

O peso da agulha puxa a superfície para baixo ao mesmo tempo, a tensão superficial puxa-a para cima, suspendendo-a na superfície da água e evitando que afunde. Observe o recuo na água ao redor da agulha. (crédito: Cory Zanker)

Essas forças coesivas estão relacionadas à propriedade de adesão da água ou à atração entre as moléculas de água e outras moléculas. Essa atração às vezes é mais forte do que as forças coesivas da água, especialmente quando a água é exposta a superfícies carregadas, como as encontradas no interior de finos tubos de vidro conhecidos como tubos capilares. A adesão é observada quando a água “sobe” pelo tubo colocado em um copo d'água: observe que a água parece estar mais alta nas laterais do tubo do que no meio. Isso ocorre porque as moléculas de água são atraídas para as paredes de vidro carregadas do capilar mais do que umas para as outras e, portanto, aderem a ela. Este tipo de adesão é denominado ação capilar e é ilustrado na Figura.

A ação capilar em um tubo de vidro é causada pelas forças adesivas exercidas pela superfície interna do vidro, excedendo as forças coesivas entre as próprias moléculas de água. (crédito: modificação do trabalho de Pearson-Scott Foresman, doado à Fundação Wikimedia)

Por que as forças coesivas e adesivas são importantes para a vida? As forças coesivas e adesivas são importantes para o transporte de água das raízes para as folhas nas plantas. Essas forças criam uma “atração” na coluna de água. Essa atração resulta da tendência das moléculas de água que se evaporam na superfície da planta de ficarem conectadas às moléculas de água abaixo delas, e assim são puxadas. As plantas usam esse fenômeno natural para ajudar no transporte de água das raízes às folhas. Sem essas propriedades da água, as plantas seriam incapazes de receber a água e os minerais dissolvidos de que necessitam. Em outro exemplo, insetos como o strider da água, mostrado na Figura, usam a tensão superficial da água para permanecer à tona na camada superficial de água e até mesmo acasalar lá.

As propriedades coesivas e adesivas da água permitem a este strider de água (Gerris sp.) para se manter à tona. (crédito: Tim Vickers)


3: Dissociação de H2O, pH, Ácidos e Bases Fracos - Biologia

CHEM 101
Química Geral

TÓPICOS GERAIS DE QUÍMICA

Equilíbrio ácido-base

A equação de dissociação de ácido e Kuma

A equação de dissociação de ácido para um ácido HA geral

é definidor para a constante de dissociação de ácido, Kuma:

Kuma fornece uma medida quantitativa da força do ácido. Para ácidos fortes, Kuma é muito grande. O ácido clorídrico, por exemplo, tem um Kuma & asymp 10 6, o que significa HCl (aq) está virtualmente completamente dissociado. Isso é típico de ácidos fortes e eles são classificados (assim como os compostos iônicos solúveis) como eletrólitos fortes. Para um ácido fraco como ácido acético, HC2H3O2, Kuma é aproximadamente 1,8 e vezes 10 e menos5, um valor que indica que o ácido acético na água permanece principalmente sindicalizado. Isso é demonstrado por um teste de condutividade com uma solução de ácido acético a 5%, que mostra que a solução pode conduzir alguma, mas muito menos corrente do que uma solução de cloreto de sódio em concentração semelhante. A equação de dissociação de ácido para ácido acético é mostrada à direita.

Ao representar o hidrônio como H + (aq), a equação iônica para ácido acético em água é formalmente equilibrada sem incluir uma molécula de água como reagente, o que está implícito na equação acima.

O equilíbrio geral de ácido fraco: um tratamento quantitativo

Para um cálculo de equilíbrio de ácido fraco, uma tabela "ICE" é extremamente útil. Essa tabela ajuda a definir a equação necessária para resolver o problema geral. Adotaremos a convenção de denotar a concentração inicial do ácido por F (ou concentração "formal").

HA = H + + A e menos
concentração inicial F 0* 0
mudança na concentração
concentração final F & menos x x* x

O asterisco anexado às concentrações de H + significa que não é, estritamente falando, zero inicialmente, ou derivado exclusivamente da dissociação de HA, mas uma pequena quantidade (

10 e menos 7 M) vem da autodissociação da água. Na maioria das vezes, lidaremos apenas com problemas onde isso possa ser negligenciado com segurança, mas devemos ter em mente a necessidade de verificar se essa suposição é válida.

A próxima etapa neste problema é substituir as quantidades na linha de concentração final na expressão para Kuma e resolver a equação resultante para x, inserindo números para F e Kuma.

Resolvendo o acima para x produz uma equação quadrática:

Mantivemos a equação na forma geral e podemos escrever a forma geral da solução para este tipo de problema usando a fórmula quadrática. A solução (& quotroots & quot) para a equação

Assim, com uma = 1, b = Kuma, e c = & menosKumaF, podemos escrever a fórmula geral para a solução como

O cálculo do pH para um ácido fraco

A solução para este problema é geralmente obtida como a raiz positiva de uma equação quadrática, denotada como x acima, determinado pelos valores dos parâmetros F (concentração formal) e Kuma. O valor de x é então atribuído às concentrações de equilíbrio [H +] e [A & minus] para o caso de dissociação de um ácido fraco HA.

Problema de exemplo. Para ácido acético, com Kuma = 1,8 & vezes 10 & menos5, calcule o pH de uma solução 0,10 M.

Solução: Este é um cálculo de ácido fraco. Usando os valores dados de F (0,10) e Kuma, a fórmula para a raiz positiva da equação quadrática acima produz x = 1,3327 & vezes 10 & menos3. Configuração x = [H +] e calculando & minuslog x, o pH (relatado na casa dos centésimos) é 2,88.

No entanto, costumamos fazer uso de uma aproximação desta solução:

Como isso surge e em que circunstâncias é aceitável usar no lugar da solução de equação quadrática exata? A validade deste método depende se x pode ser negligenciado em comparação com F. Se sim, então podemos escrever

onde lemos & quot & asymp & quot para significar & quotabout (aproximadamente) igual a & quot. Reorganizando como x 2 e asymp FKuma e tomando a raiz quadrada de ambos os lados produz a aproximação dada acima.

A tabela abaixo compara as soluções exatas versus aproximadas para vários casos instrutivos.

Cálculos de pH de ácido fraco: Exato vs solução aproximada

formal
concentração (F)

fração
dissociado (& alfa)

O julgamento de se o valor aproximado de pH é um substituto adequado para o valor exato depende do contexto. Se alguém puder resolver automaticamente a equação quadrática (usando uma planilha do Excel ou calculadora programada), então é claro que a solução exata seria usada rotineiramente, pois pode ser obtida com o mínimo de esforço. Mas se formos forçados a calcular o pH à mão, é uma economia considerável de trabalho usar a fórmula aproximada. Podemos avaliar o erro introduzido e decidir qual diferença fracionária ou absoluta entre o pHAproximadamente e pHexato estamos dispostos a tolerar. Tenha em mente também que mesmo um pH calculado exato pode diferir do que podemos medir experimentalmente por uma variedade de razões (que teremos que deixar de lado como um tópico avançado). Em nosso texto e menos 4 F, então o erro em [H +] para o cálculo de ácido fraco está abaixo de 0,5%. Como vemos nas linhas 2 e 4 da tabela acima (para as quais K = 10 e menos 4 F), vemos que a diferença nos valores de pH é de apenas 0,002 unidades de pH. Este é um padrão bastante rígido, especialmente considerando a precisão das medições de pH de rotina no laboratório. ---> (Ref 1) se o valor & alfa = x/ F & lt 0,05, a aproximação é considerada adequada. A linha 3 na tabela acima mostra que para & alfa = 0,05, o erro em pH ainda é apenas da ordem de 0,01 unidade de pH. Neste caso particular, (KF) 1/2 = <(0,10) (1,8 e vezes 10 e menos 5)> 1/2 = 1,342 e vezes 10 e menos 3, e pH = 2,87.

A equação de hidrólise de base e a definição de Kb

Kb é conhecido como a constante de hidrólise de base, ou simplesmente "constante de base". É definido pela equação química para abstração por uma base de um próton da água, chamada de equação de hidrólise de base.

Observe que a equação de hidrólise de base é uma reação ácido-base de Br & oslashnsted-Lowry completa, com água como ácido reagente. A expressão para a constante de base é derivada seguindo o usual as regras para escrever uma constante de equilíbrio para uma reação química, com a característica adicional de que a concentração de água é eliminada da expressão. Isso porque em solução aquosa diluída, a concentração de água permanece praticamente constante.

O composto molecular simples amônia (NH3) atua como uma base neutra fraca de acordo com sua equação de hidrólise de base,

mostrado como um equilíbrio favorecido por reagente. A expressão para Kb para amônia é dado como [NH4 +] [OH e menos] / [NH3] e um valor experimental para ele é de aproximadamente 1,8 & vezes 10 & menos5.

Problema de exemplo. Para amônia, com Kb = 1,8 e vezes 10 e menos 5, calcule o pH de uma solução 0,050 M.

Solução: Este é um cálculo de base fraca e usaremos a fórmula para a solução aproximada para a raiz positiva da equação quadrática que resulta das entradas da tabela ICE para concentrações de equilíbrio substituídas na expressão para Kb. Observe que essas expressões assumem a mesma forma que aquelas para o caso do equilíbrio de dissociação de ácido fraco, com x = [OH & minus] e Kb tomando o lugar de Kuma. Usando os valores fornecidos de F (0,050) e Kb, (KF) 1/2 = <(0,050) (1,8 e vezes 10 e menos 5)> 1/2 = 9,487 e vezes 10 e menos 4, e pOH = 3,02. Usando a fórmula pH = 14,00 & menos pOH, o pH (relatado na casa dos centésimos) é 10,98 (a solução exata neste caso produz pH = 10,97).


3: Dissociação de H2O, pH, Ácidos e Bases Fracos - Biologia

Chem1 Livro Virtual de Química Geral e equilíbrios ácido-base rarr

Encontrar o pH de soluções de ácidos, bases e sais

A maioria dos ácidos são fracos - existem centenas de milhares deles, enquanto existem menos de uma dúzia de ácidos fortes. Podemos tratar as soluções de ácidos fracos da mesma maneira geral que tratamos com os ácidos fortes. A única diferença é que agora devemos levar em consideração a "dissociação" incompleta do ácido.

Começaremos com o caso simples do ácido puro na água, e então passaremos para o caso mais geral em que os sais do ácido estão presentes. As últimas misturas são conhecidas como soluções tampão e são extremamente importantes na química, fisiologia, indústria e meio ambiente.

A fim de manter nossa notação o mais simples possível, iremos nos referir a & ldquohydrogen íions & rdquo e [H +] por brevidade e, sempre que for prático fazer isso, iremos assumir que o ácido HA & quotiza & quot ou & quotdissociates & quot em H + e seu conjugado base A−.

Um ácido fraco (representado aqui como HA) é aquele em que a reação

está incompleto. Isso significa que se adicionarmos 1 mol de ácido puro HA à água e fazer o volume total 1 L, a concentração de equilíbrio da base conjugada A & ndash será menor (frequentemente Muito de menor) que 1 M/ L, enquanto o de HA não dissociado será apenas ligeiramente menor que 1 M/EU.

O que significa "concentração do ácido"?

A equação acima nos diz que a dissociação de um ácido fraco HA em água pura produz concentrações idênticas de suas espécies conjugadas. Vamos representar essas concentrações por x. Então, em nosso & quot1 Msolução & thinsp & quot, a concentração de cada espécie é mostrada aqui:

(1-2)

& quotConcentração do ácido & quot e [HA] não são os mesmos

Ao lidar com problemas envolvendo ácidos ou bases, tenha em mente que quando falamos de & quotthe concentração & quot, geralmente queremos dizer o nominal ou analítico concentração que é comumente denotada por Cuma.

Para uma solução feita pela combinação de 0,10 mol de ácido fórmico puro HCOOH com água suficiente para perfazer um volume de 1,0 L, Cuma = 0.10 M. Mas sabemos que a concentração da espécie real [HCOOH] será menor do que 0,10 M porque algumas termina como o íon formato HCOO & ndash. Obviamente, sempre será o caso em que a soma [HCOOH] + [HCOO & ndash] = Cuma .

Para o caso geral de um ácido HA, podemos escrever um equação de balanço de massa

o que nos lembra que a parte & quotA & quot do ácido deve estar sempre em algum lugar!

Para ácido forte como o clorídrico, sua dissociação total significa que
[HCl] = 0, então o balanço de massa se reduz à expressão trivial Cuma = [Cl-].
Qualquer ácido para o qual [HA] & gt 0 é por definição um ácido fraco.

Da mesma forma, para uma base B, podemos escrever

Concentrações de equilíbrio do ácido e sua base conjugada

* Isso será verdade desde que o ácido não seja tão fraco ou diluído que possamos negligenciar a pequena quantidade de H + contribuída pela autoprotólise de H2O.

De acordo com as equações acima, as concentrações de equilíbrio de A & ndash e H + serão idênticas *. Vamos representar essas concentrações por x. Então, em uma solução contendo 1 M/ L de um ácido fraco, a concentração de cada espécie é mostrada aqui:

(1-5)

Substituindo esses valores na expressão de equilíbrio para esta reação, obtemos

(1-6)

A fim de prever o pH desta solução, devemos resolver para x. A presença de termos em ambos x e x & thinsp 2 aqui nos diz que esta é uma equação quadrática. Mas não entre em pânico! Na maioria dos casos práticos em que Kuma é 10 & ndash4 ou menor, podemos assumir que x é muito menor que 1 M, nos permitindo fazer a aproximação simplificadora

de modo a x 2 e asymp Kuma e assim x = & radicKuma. (1-8)

Essa aproximação geralmente não será válida quando o ácido for muito fraco ou muito diluído - mas falaremos mais sobre isso adiante.

Soluções de concentração arbitrária

O desenvolvimento acima foi para uma solução feita tomando 1 mol de ácido e adicionando água suficiente para perfazer seu volume 1,0 L. Em tal solução, a concentração nominal do ácido, denotada por Cuma, é 1 M.

Podemos facilmente generalizar isso para soluções em que Cuma tem qualquer valor:

(1-9)

A relação acima é conhecida como "equilíbrio de massa em A". Expressa o simples fato de que a parte & quotA & quot do ácido deve ser sempre algum lugar - ou ligado ao hidrogênio, ou na forma de ânion hidratado A & ndash.

A expressão de equilíbrio correspondente é

(1-10)

e as aproximações (quando justificado) 1-3a e 1-3b tornam-se

Exemplo de problema 1 - pH aproximado de uma solução de ácido acético

Estime o pH de uma solução de ácido acético 0,20 M, Kuma = 1.8 & vezes 10 & ndash5.

Solução: Para resumir, vamos representar o ácido acético CH3COOH como HAc, e o íon acetato por Ac & ndash. Como antes, definimos x = [H +] = [Ac & ndash], negligenciando a pequena quantidade de H + que vem da dissociação da água.

A substituição nos rendimentos de expressão de equilíbrio

O valor bastante pequeno de Kuma sugere que podemos eliminar o termo x no denominador, de modo que (x 2 / 0,20) e assimétrico 1.8E-5 ou x & asymp (0,20 & vezes 1.8E – 5) & frac12 = 1.9E-3 M

O pH da solução é –log (1,9E – 3) = 2.7

Grau de dissociação

Embora saibamos que o processo HA & rarr H + + A & ndash não descreve corretamente a transferência de um próton para H2O, os químicos ainda acham conveniente usar o termo & quotização & quot ou & quotdissociação & quot.

O & quotgrau de dissociação & quot (denotado por(alfa) de um ácido fraco é apenas a fração

(1-13)

que muitas vezes é expresso como uma porcentagem ( & vezes 100).

O grau de dissociação depende da concentração

É importante entender que enquanto Kuma para um determinado ácido é essencialmente uma constante, alpha vai depender da concentração do ácido.

Observe que essas equações também são válidas para bases fracas se Kb e Cb são usados ​​no lugar de Kuma e Cuma.

Isso pode ser mostrado substituindo a Eq 5 na expressão para Kuma:

(1-14)

Resolver isso para /> resulta em uma equação quadrática, mas se o ácido for suficientemente fraco para que possamos dizer (1 - />) ≈ 1, a relação acima torna-se

(1-15)

a quantidade de HA que se dissocia varia inversamente com a raiz quadrada da concentração como Cuma se aproxima de zero,
aproxima a unidade e as abordagens [HA] Cuma.

Este princípio é um exemplo da lei de diluição de Ostwald que relaciona a constante de dissociação de um eletrólito fraco (neste caso, um ácido fraco), seu grau de dissociação e a concentração.

Uma explicação comum, mas incorreta, dessa lei em termos do princípio de Le Châtelier afirma que a diluição aumenta a concentração de água na equação HA + H2O & rarr H3O + + A & ndash, fazendo com que esse equilíbrio se desloque para a direita. O erro aqui é que [H2O] na maioria das soluções aquosas é tão grande (55,5 M) que pode ser considerado constante, esta é a razão pela qual o [H2O] termo não aparece na expressão para Kuma. Outra explicação comum é que a diluição reduz [H3O +] e [A & ndash], mudando assim o processo de dissociação para a direita. Mas a diluição também reduz a [HA], o que mudaria o processo para a esquerda. Na verdade, esses dois processos competem, mas o primeiro tem maior efeito porque duas espécies estão envolvidas.

É provavelmente mais satisfatório evitar os argumentos do tipo Le Châtelier completamente, e considerar a lei da diluição como um efeito de entropia, uma consequência da maior dispersão de energia térmica por todo o sistema. Esta energia é transportada pelas unidades moleculares dentro da dissociação de solução de cada unidade HA produz duas novas partículas que seguem seus próprios caminhos, assim espalhando (ou "diluindo") a energia térmica mais extensa e aumentando maciçamente o número de estados microscópicos energeticamente equivalentes, da qual entropia é uma medida. (Mais sobre isso aqui)

O grau de dissociação depende do pH

Plotagens desse tipo são discutidas em mais detalhes na próxima lição neste conjunto sob o título frações de ionização.

O princípio de Le Ch & acirctelier prevê que a extensão da reação
HA & rarr H + + A & ndash será afetado pela concentração de íons de hidrogênio e, portanto, pelo pH. Isso é ilustrado aqui para o íon amônio. Observe que quando o pH é igual ao pKuma, as concentrações das formas ácida e básica do par conjugado são idênticas.

Uma solução 0,75 M de um ácido HA tem um pH de 1,6. Qual é a sua dissociação percentual?

Solução: A estequiometria de dissociação HA & rarr H + + AB & ndash nos diz que as concentrações [H +] e [A & ndash] serão idênticas. Assim, [H +] = 10 & ndash1.6 = 0,025 M = [A & ndash]. A fração de dissociação & alfa = [A & ndash] / [HA] = 0,025 / 0,75 = 0,033,
e assim o ácido é 3.3% dissociado na concentração de 0,75 M.

Às vezes, a porcentagem de dissociação é fornecida e Kuma deve ser avaliado.

Um ácido fraco HA é 2 por cento dissociado em uma solução 1,00 M. Encontre o valor de Kuma.

Solução: A concentração de equilíbrio de HA será 2% menor do que sua concentração nominal, então [HA] = 0,98 M, [A & ndash] = [H +] = 0,02 M. Substituir esses valores na expressão de equilíbrio dá

& quotConcentração do ácido & quot e [HA] não são os mesmos

Ao lidar com problemas envolvendo ácidos ou bases, tenha em mente que quando falamos de & quotthe concentração & quot, geralmente queremos dizer o nominal ou analítico concentração que é comumente denotada por Cuma.

Portanto, para uma solução feita pela combinação de 0,10 mol de ácido fórmico puro HCOOH com água suficiente para perfazer um volume de 1,0 L, Cuma = 0.10 M. Mas sabemos que a concentração da espécie real [HCOOH] será menor do que 0,10 M porque algumas termina como o íon formato HCOO & ndash. Mas sempre será o caso que a soma [HCOOH] + [HCOO & ndash] = Cuma.

Para o caso geral de um ácido HA, podemos escrever um equação de balanço de massa

o que nos lembra que a parte & quotA & quot do ácido deve estar sempre em algum lugar!

Da mesma forma, para uma base B, podemos escrever

O grau de dissociação varia inversamente com a concentração

Se representarmos a dissociação de um Cuma M solução de um ácido fraco por

(1-18)

então sua constante de dissociação é dada por

(1-19)

Porque o Cuma termo está no denominador aqui, vemos que a quantidade de HA que se dissocia varia inversamente com a concentração, conforme Cuma aproxima-se de zero, [HA] aproxima-se Cuma.

Se representarmos a fração do ácido que está dissociada como

(1-20)

(1-21)

Se o ácido for suficientemente fraco que x não excede 5% de Cuma,
a -termo no denominador pode ser descartado, rendendo

KumaCuma 2 (1-22)

Observe que as equações acima também são válidas para bases fracas se Kb e Cb são usados ​​no lugar de Kuma e Cuma.

Compare a dissociação percentual de soluções de ácido bórico 0,10 M e 0,0010 M
(Kuma = 3.8E – 10).

O ácido bórico é suficientemente fraco para que possamos usar a aproximação da Eq 1-22 para calcular a:= (5,8E – 10 / .1) & frac12 = 7,5E-5 multiplique por 100 para obter 0,0075% diss. Para o ácido mais diluído, um cálculo semelhante produz 7,6E – 4, ou 0,76%.

O que você precisa saber antes de começar

No Problema do Exemplo 1, calculamos o pH de uma solução de ácido monoprótico, fazendo uso de uma aproximação para evitar a necessidade de resolver uma equação quadrática.

Isso levanta a questão: quão & quotexatos & quot devem ser os cálculos de pH?

Acontece que a relação entre o pH e a concentração nominal de um ácido, base ou sal (e especialmente misturas arbitrárias destes) pode se tornar bastante complicada, exigindo a solução de conjuntos de equações simultâneas.

Mas para quase todas as aplicações práticas, e certamente aquelas encontradas em um curso de Química Geral, pode-se fazer algumas aproximações que simplificam a matemática sem prejudicar significativamente a precisão dos resultados.

As constantes de equilíbrio raramente são conhecidas com exatidão

Como apontamos na lição anterior, o valor & quotffective & quot de uma constante de equilíbrio (o atividade) geralmente será diferente do valor dado nas tabelas em todas as soluções iônicas, exceto nas mais diluídas. Mesmo se o próprio ácido ou base estiver diluído, a presença de outros íons & quotesspectadores & quot; como Na + em concentrações muito superiores a 0,001 M pode introduzir erro.

O conselho usual é considerar Kuma valores sejam precisos até ± 5 por cento no máximo, e ainda mais incertos quando as concentrações iônicas totais excedem 0,1 M.

Como consequência dessa incerteza, geralmente há pouca razão prática para expressar os resultados de um cálculo de pH com mais de dois dígitos significativos.

Encontrar o pH de uma solução de um ácido monoprótico fraco

Este é de longe o tipo de problema mais comum que você encontrará nas aulas de Química do primeiro ano. Você recebe a concentração do ácido, expressa como Cuma moles / L, e são solicitados a encontrar o pH da solução.

O primeiro passo muito importante é certificar-se de que você entendeu o problema, escrevendo a equação que expressa as concentrações de cada espécie em termos de uma única incógnita, que representamos aqui por x:

(2-1)

Substituindo esses valores na expressão para Kuma, nós obtemos

(2-2)

Não se preocupe em memorizar essas equações! Se você entende o conceito de balanço de massa em & quotA & quot expresso em (2-1), e pode escrever a expressão para Kuma, você apenas substitui o xestá no último, e você está fora! Se você sentir a necessidade de memorizar coisas de que não precisa, é provável que não entenda realmente o material - e isso deveria ser um real preocupação!

Para prever o pH desta solução, devemos primeiro encontrar [H +], ou seja, x. A presença de termos em ambos x e x & thinsp 2 aqui nos diz que esta é uma equação quadrática. Isso pode ser reorganizado em x & thinsp 2 = Kuma (1 – x) que, quando escrito na forma polinomial padrão, torna-se o quadrático

[H +] 2 - Cuma [H +] - KC = 0 (2-3)

Mas não entre em pânico! Como explicaremos mais adiante, na maioria dos casos práticos, podemos fazer algumas aproximações simplificadoras que eliminam a necessidade de resolver uma quadrática. E quando, como ocasionalmente acontece, um quadrático é inevitável, mostraremos algumas maneiras relativamente indolores de lidar com ele.

Como lidar com equações quadráticas

O que você fará dependerá das ferramentas disponíveis. Se você está armado apenas com uma calculadora simples, então há sempre a venerável fórmula quadrática que você pode ter aprendido no colégio, mas se possível, você deve evitá-la: seu uso direto no presente contexto é um tanto trabalhoso e suscetível a erros.

O uso da fórmula quadrática padrão em um computador ou calculadora programável pode levar a resultados estranhos!

A razão para isso é que se b 2 & gt & gt | 4ac|, uma das raízes exigirá a subtração de dois termos cujos valores são muito próximos, o que pode levar a erros consideráveis ​​quando executado por software de precisão finita.

Pode-se contornar isso computando a quantidade

Q = - [b + sgn (b) * sqrt (b 2 - 4ac)] / 2

de onde as raízes são x1= Q& thinsp /uma e x2 = c& thinsp /Q. (Veja qualquer livro sobre computação numérica para mais informações sobre este e outros métodos.)

Mas quem quer se preocupar com essas coisas para resolver problemas típicos de química? Melhor evitar totalmente as quadráticas, se possível!

Lembre-se: sempre há dois valores de x (dois raízes) que satisfazem uma equação quadrática. Para todos os cálculos de equilíbrio ácido-base que são configurados corretamente, essas raízes serão real, e apenas um terá certeza de que esse é o que você considera a resposta.

Aproximações, aplicadas criteriosamente, simplificam a matemática

Já encontramos duas dessas aproximações nos exemplos da seção anterior:

  1. Em todas as soluções, exceto nas mais diluídas, podemos assumir que a dissociação do ácido HA é a única fonte de H +, com a contribuição devido à autoprotólise da água sendo desprezível.
  2. Fomos capazes de simplificar as expressões de equilíbrio, assumindo que o x-termo, que representa a quantidade de ácido dissociado, é tão pequeno em comparação com a concentração nominal do ácido Cuma que pode ser negligenciado. Assim, no Problema do Exemplo 1, o termo no denominador que tem a forma (0,1 - x), que representa a concentração de equilíbrio do ácido não dissociado, é substituído por 0,1.

A maioria das pessoas que trabalham no campo da química prática nunca encontrará situações em que a primeira dessas aproximações seja inválida. Este não é o caso, porém, do segundo.

Devo largar o x, ou seguir em frente com a forma quadrática?

Se o ácido estiver bastante concentrado (geralmente com Cuma & gt 10 & ndash3 M) e suficientemente fraco para que a maior parte permaneça em sua forma protonada HA, então a concentração de H + que ele produz pode ser suficientemente pequena para que a expressão de Kuma reduz a

Isso pode ser uma grande conveniência porque evita a necessidade de resolver uma equação quadrática. Mas também expõe você ao perigo de que essa aproximação não seja justificada.

O conselho usual é que, se esta primeira aproximação de x excede 5 por cento do valor que está sendo subtraído (0,10 no presente caso), então a aproximação é não justificado. Chamaremos isso de & quot regra dos cinco por cento & quot.

Este gráfico mostra as combinações de Kuma e Cuma que geralmente produzem resultados satisfatórios com a aproximação de
Eq 4.

a) Estime o pH de uma solução de ácido acético 0,20 M, Kuma = 1.8 & vezes 10 & ndash5.

b) Qual porcentagem do ácido está dissociada?

Solução: Para resumir, vamos representar o ácido acético CH3COOH como HAc, e o íon acetato por Ac & ndash. Como antes, definimos x = [H +] = [Ac & ndash], negligenciando a pequena quantidade de H + que vem da dissociação da água.

A substituição na expressão de equilíbrio produz

Podemos simplificar isso aplicando a aproximação 0,20 - x & asymp 0,20? Olhando para o número do lado direito desta equação, notamos que é muito pequeno. Isso significa que o lado esquerdo deve ser igualmente pequeno, o que requer que o denominador seja bastante grande, de modo que provavelmente podemos escapar deixando x. Fazer isso rende

(x 2 / 0,20) = 1,8E-5 ou x = (0,20 & vezes 1.8E – 5) & frac12 = 1.9E-3 M

A "regra dos 5 por cento" exige que o resultado acima não seja superior a 5% de 0,20 ou 0,010. Como 0,0019 atende a essa condição, podemos definir
x = [H +] & asymp 1,9 & vezes 10 & ndash3 M, e o pH será –log (1,9 & vezes 10 & ndash3) = 2.7

b) Dissociação percentual: 100% e vezes (1,9 e vezes 10 e ndash3 M) / (0,20 M) = 0.95%

Bases fracas são tratadas de maneira exatamente análoga:

Metilamina CH3NH2 é um gás cujo odor é percebido em torno de peixes em decomposição. Uma solução de CH3NH2 na água atua como uma base fraca. Verificou-se que uma solução 0,10 M desta amina em água era 6,4% ionizada. Use esta informação para encontrar Kb e pKb para metilamina.

Solução: Quando a metilamina se & quotiza & quot, ela pega um próton da água, formando o íon metilamínio:

Deixar x = [CH3NH3 +] = [OH & ndash] = 0,064 & vezes 0,10 = 0,0064

Substitua esses valores na expressão de equilíbrio para Kb:

Para ter certeza de que podemos parar por aqui, notamos que (3,6E4 / 0,01) = 0,036 isso é menor que 0,05, então passamos a regra dos 5% e podemos usar a aproximação e eliminar o
x-termo no denominador.

pKb = - log Kb = - log (4,4 & vezes 10 & ndash10) = 3.36

Mas nem sempre escapamos tão facilmente!

Problema Exemplo 7 - pH de uma solução de ácido clorídrico

Com um Kuma de 0,010, HClO2 é um dos ácidos fracos "mais fortes", graças aos dois átomos de oxigênio cuja eletronegatividade retira alguma carga negativa do átomo de cloro, tornando mais fácil para o hidrogênio partir como um próton.

Encontre o pH de uma solução 0,015 M de ácido clorídrico em água pura.

(eu)

A aproximação de 0,10 - x ≈ 0,015 nos dá

Este resultado deve soar sinos de alarme em sua cabeça imediatamente, pois não é possível obter 0,032 mol de H + de 0,010 mol até mesmo do ácido mais forte!

A dificuldade, neste caso, decorre do valor numérico de Kuma diferindo da concentração nominal de 0,10 M por apenas um fator de 10. Como resultado,
x / Cuma = 0,032 / 0,10 = 0,32 que claramente excede o limite de 5%, não temos escolha a não ser enfrentar todo o monte da solução quadrática. (veja o Problema Exemplo 8 abaixo).

Aproximações sucessivas o levarão lá com matemática mínima

No método de aproximações sucessivas, você começa com o valor de [H +] (ou seja, x) você calculou de acordo com (2-4), que se torna a primeira aproximação. Em seguida, você substitui isso em (2-2), que você resolve para obter uma segunda aproximação. Esse ciclo é repetido até que as diferenças entre as respostas sucessivas se tornem pequenas o suficiente para serem ignoradas.

Estime o pH de uma solução aquosa 0,10 M de HClO2, Kuma = 0,010, usando o método de aproximações sucessivas.

Solução: A condição de equilíbrio é

(eu)

Nós resolvemos isso para x, resultando na primeira aproximação x1e, em seguida, conecte sucessivamente cada resultado na equação anterior, produzindo aproximações x2 e x3:

(ii)

As duas últimas aproximações x2 e x3 estão dentro de 5% um do outro.
Observe que se tivéssemos usado x1como resposta, o erro teria sido de 18%.

(Uma solução numérica exata produz as raízes 0,027016 e –0,037016)

Use uma calculadora gráfica ou computador para encontrar a raiz positiva

As raízes reais de uma equação polinomial podem ser encontradas simplesmente traçando seu valor como uma função de uma das variáveis ​​que ela contém.

Neste exemplo, o pH de uma solução de ácido hipocloroso 10 & ndash6 M (HOCl, Kuma = 2,9E – 8) foi encontrado plotando o valor de
y = machado 2 + bx + c, cujas raízes são os dois valores de x que correspondem a y = 0.

Este método geralmente requer um pouco de tentativa e erro informada para tornar as localizações das raízes visíveis dentro da escala dos eixos.

Seja preguiçoso e use um solucionador de equação quadrática online

Se você pesquisar no Google & quotquadratic equation solver & quot, encontrará vários sites on-line que oferecem soluções & quotfill-in-the-blanks & quot rápidas e fáceis.

Infelizmente, poucos deles serão úteis para problemas ácido-base envolvendo números que devem ser expressos em "notação E" (por exemplo., 2.7E-11.) Dos que têm, o do site MathIsFun é altamente recomendado, outros podem ser encontrados aqui e no site Quad2Deg.

Se você puder acessar um solucionador de equações quádruplas em seu dispositivo eletrônico pessoal ou pela Internet, isso é rápido e fácil. Tudo que você precisa fazer é escrever a equação na forma polinomial machado 2 + bx + c = 0, inserir valores para
a, b
, e c, e pronto!

Isso é tão fácil que muitas pessoas preferem evitar o & quototeste de 5% & quot e ir direto para uma solução exata. Mas certifique-se de que pode fazer os 5% para exames em que dispositivos acessíveis pela Internet não são permitidos!

Estime o pH de uma solução aquosa 0,10 M de HClO2, Kuma = 0.010.

Solução: A equação de reação HClO2 & rarr H + + ClO2& ndash define a expressão de equilíbrio

Multiplicando a metade direita da expressão acima resulta

x 2 = 0,010 & vezes (0,10 - x) = .0010 – .01 x que organizamos na forma polinomial padrão:

x 2 + 0.01 x – 0.0010 = 0

Inserir os coeficientes <1 .01 –.001> em um solucionador quádruplo online produz as raízes
.027 e –.037. Tomando o positivo, temos [H +] = 0,027 M
o pH da solução é - log 0,027 = 1.6.

Nota: um erro comum é esquecer de inserir o sinal de menos para o último período, tente fazer isso e observe o programa explodir!

Evite a matemática completamente e faça um gráfico log-C vs pH

Isso não é apenas simples de fazer (tudo o que você precisa é um pedaço de papel e uma régua), mas também lhe dará muito mais insights sobre o que está acontecendo, especialmente em sistemas polipróticos. Tudo explicado na Seção 3 da próxima lição.

Algum vídeos sobre cálculos simples de ácido-base monoprótico:

Soluções de sais

A maioria dos sais fazem não formar soluções de pH neutro

Os sais, como o cloreto de sódio, que podem ser produzidos pela combinação de um ácido forte (HCl) com uma base forte (NaOH, KOH), têm pH neutro, mas são exceções à regra geral de que as soluções da maioria dos sais são levemente ácidas ou alcalinas.

Sais de base forte e ácido fraco produzem soluções alcalinas.

"Hidro-lise" significa literalmente "divisão da água", conforme exemplificado pela reação A & ndash + H2O & rarr HA + OH & ndash. O termo descreve o que se acreditava acontecer antes do desenvolvimento do modelo de transferência de prótons de Brønsted-Lowry.

Esta importante propriedade tem sido historicamente conhecida como - um termo ainda usado por químicos.

O cianeto de potássio KCN pode ser considerado o sal feito pela combinação da base forte KOH com o ácido fraco HCN: K + + OH & ndash & rarr KOH. Quando o KCN sólido se dissolve em água, esse processo é revertido, gerando uma solução dos dois íons. K +, sendo um "íon forte", não reage com a água. Mas o & quot íon fraco & quot CN & ndash, sendo a base conjugada de um ácido fraco, terá uma tendência de abstrair prótons da água: CN & ndash + H2O & rarr HCN + OH & ndash, fazendo com que a solução permaneça ligeiramente alcalina. Bicarbonato de sódio NaHCO3 (mais apropriadamente conhecido como hidrogenocarbonato de sódio) se dissolve em água para produzir uma solução do íon hidrogenocarbonato HCO3 & ndash. Este íon é um anfólito - isto é, é a base conjugada do ácido carbônico fraco H2CO3, bem como o ácido conjugado do íon carbonato CO3 2 & ndash:

O HCO3 O íon é, portanto: ele pode aceitar e doar prótons, então os dois processos ocorrem:

Mas se compararmos o Kuma e Kb de HCO3 & ndash, é evidente que sua natureza básica vence, então uma solução de NaHCO3 será ligeiramente alcalino. (O valor de pKb é encontrado ao lembrar que Kuma + Kb = 14.)

Acetato de sódio Uma solução de CH3COONa serve como um modelo para o sal de íon forte de qualquer ácido orgânico, uma vez que todos esses ácidos são fracos: CH3COO & ndash + H2O & rarr CH3COOH + OH & ndash

Sais da maioria dos cátions (íons positivos) fornecem soluções ácidas

Os prótons podem vir do próprio cátion (como com o íon amônio NH4 +), ou de águas de hidratação que estão ligadas a um íon metálico.

Este último efeito acontece com virtualmente todos os sais de metais além do Grupo I, é especialmente perceptível para sais de íons de transição, como hexaaquoiron (III) ("íon férrico"):

Isso ocorre porque o campo positivo do metal aumenta a capacidade de H2Moléculas O na camada de hidratação para perder prótons. No caso do íon hexahirado mostrado acima, a cuja sucessão de etapas semelhantes pode ocorrer, mas para a maioria dos propósitos práticos, apenas a primeira etapa é significativa.

Encontre o pH de uma solução 0,15 M de cloreto de alumínio.

Solução: O íon alumínio existe na água como hexaaquoalumínio Al (H2O)6 3+, cujo pKuma = 4.9, Kuma = 10 & ndash4.9 = 1,3E – 5. Definição x = [H +] = [Al (H2O)5OH 2+], a expressão de equilíbrio é

Usando a aproximação acima, obtemos
x & asymp (1.96E – 6) & frac12 = 1.4E – 3, correspondendo a pH = 2,8.

Finalmente, calculamos x /Cuma = 1,4E – 3 & divide 0,15 = 0,012 confirmando que estamos dentro da & quot regra dos 5% & quot.

Os únicos sais comumente encontrados em que o próton é doado pelo próprio cátion são aqueles do íon amônio:

Calcule o pH de uma solução 0,15 M de NH4Cl. O íon amônio Kuma é 5.5E – 10.

Solução: De acordo com a Eq 6 acima, podemos definir [NH3] = [H +] = x, obtendo a mesma expressão de equilíbrio do problema anterior.

Porque Kuma é muito pequeno, podemos usar com segurança a aproximação 0,15-1 & asymp 0,015, que produz pH = –log 0,90E – 5 = 5.0

A maioria dos sais de ácidos fracos formam soluções alcalinas

Conforme indicado no exemplo, tais equilíbrios favorecem fortemente o lado esquerdo, quanto mais forte o ácido HA, menos alcalina será a solução salina.

Como um íon derivado de um ácido fraco como o HF é a base conjugada desse ácido, não deve surpreendê-lo que um sal como o NaF forme uma solução alcalina, mesmo que o equilíbrio favoreça muito o lado esquerdo:

F & ndash + H2O HF + OH & ndash (2-7)

Encontre o pH de uma solução 0,15 M de NaF. (HF Kuma = 6,7E – 4)

Solução: A reação é F- + H2O = HF + OH & ndash porque HF é um ácido fraco, o equilíbrio favorece fortemente o lado direito. A aproximação usual produz

Mas ao calcular x /Cuma = 0,01 & dividir 0,15 = 0,07, descobrimos que isso não atende à & quot regra de 5% & quot para a validade da aproximação. Portanto, expandimos a expressão de equilíbrio

na forma polinomial padrão x 2 + 6,7E – 4 x - 1.0E – 4 = 0 e insira os coeficientes <1 6.7E – 4 –.0001> em um solucionador quadrático. Isso produz a raiz positiva x = 0,0099 que acaba sendo suficientemente próximo da aproximação que poderíamos ter retido afinal ... talvez 5% seja um pouco restritivo demais para cálculos de 2 dígitos significativos!

Que tal um sal de um ácido fraco e uma base fraca?

Um sal de um ácido fraco dá uma solução alcalina, enquanto o de uma base fraca produz uma solução ácida. O que acontece se dissolvermos um sal de um ácido fraco e uma base fraca em água? Ah, isso pode ficar um pouco complicado! No entanto, esta situação surge com muita frequência em aplicações tão diversas como a química fisiológica e a geoquímica.

Como um exemplo de como alguém pode abordar esse problema, considere uma solução de formato de amônio, que contém os íons NH4 + e HCOO-. O ácido fórmico, o ácido orgânico mais simples, tem um pKuma de 3,7 para NH4 + , pKuma = 9.3.

Três equilíbrios envolvendo esses íons são possíveis aqui, além das reações dos íons de amônio e formato com água, devemos também levar em consideração sua tendência de reagir um com o outro para formar a espécie neutra parental:

NH4 + & rarr NH3 + H + K1 = 10 & ndash9.3
HCOO & ndash + H2O & rarr HCOOH + OH & ndash K2 = (1O & ndash14 / 10 & ndash3.7) = 10 & ndash10.3
NH4 + + HCOO & ndash & rarr NH3 + HCOOH K3

A inspeção revela que a última equação acima é a soma das duas primeiras, mais o reverso da dissociação da água

H + + OH & ndash & rarr H2O K4 = 1/KC

O valor de K3 é portanto

(2-8)

Um tratamento rigoroso desse sistema exigiria que resolvêssemos essas equações simultaneamente com o balanço de carga e as duas equações de balanço de massa. No entanto, porque K3 é várias ordens de magnitude maior do que K1 ou K2, podemos simplificar muito as coisas negligenciando os outros equilíbrios e considerando apenas a reação entre o amônio e os íons formato.

Observe que os produtos dessa reação tenderão a suprimir a extensão dos dois primeiros equilíbrios, reduzindo sua importância ainda mais do que os valores relativos das constantes de equilíbrio indicariam.

Estime o pH de uma solução 0,0100 M de formato de amônio em água.

Solução: Da estequiometria de HCOONH4,

(ii)

no qual Kb é a constante de base da amônia, KC& thinsp / 10 & ndash9.3.

Do equilíbrio de dissociação do ácido fórmico, temos

(iii)

Agora reescrevemos a expressão para K3

(4)

(v)

e assim o pH é 6.5

O que é interessante sobre este último exemplo é que o pH da solução é aparentemente independente da concentração do sal. Se Kuma = Kb, então isso é sempre verdade e a solução será neutra (desprezando os efeitos da atividade em soluções de alta força iônica). Caso contrário, é apenas uma aproximação que permanece válida enquanto a concentração de sal for substancialmente maior do que a magnitude de qualquer uma das constantes de equilíbrio. Claramente, o pH de qualquer solução deve se aproximar do da água pura conforme a solução se torna mais diluída.

Sais de íons analitos

Os ácidos polipróticos formam múltiplos ânions, aqueles que podem doar prótons e, portanto, são anfipróticos, são chamados analitos. O mais conhecido deles é o bicarbonato (hidrogenocarbonato) íon, HCO3 & ndash, que comumente conhecemos na forma de seu sal de sódio NaHCO3 Como bicarbonato de sódio.

A outra série de analitos amplamente encontrada, especialmente em bioquímica, é aquela derivada do ácido fosfórico:

As soluções de íons de analito com as quais mais frequentemente precisamos lidar são as de & quot; íons fortes & quot, geralmente Na +, mas às vezes aquelas dos cátions do Grupo 2, como Ca 2+.

O tratamento exato desses sistemas é geralmente bastante complicado, mas para os casos especiais em que as sucessivas Kuma's do ácido original são separados por várias ordens de magnitude (como nos dois sistemas ilustrados acima), uma série de aproximações reduz o problema à expressão simples

(2-9)

que, você notará, como acontece com o sal de um ácido fraco e uma base fraca discutidos na subseção anterior, prevê que o pH é independente da concentração do sal. Isso, é claro, é uma indicação segura de que o tratamento está incompleto. Felizmente, porém, ele funciona razoavelmente bem para a maioria dos propósitos práticos, que normalmente envolvem soluções de buffer.

Tratamento exato de soluções de ácidos e bases fracos

Ao lidar com sistemas ácido-base com muito pequeno Kumade, e / ou soluções que são extremamente diluídas, pode ser necessário considerar tudo as espécies presentes na solução, incluindo as menores, como OH & ndash.

Isso quase nunca é exigido nos cursos do primeiro ano. Mas para alunos de cursos mais avançados, esta & quotabordagem abrangente & quot (como é freqüentemente chamada) ilustra a importante metodologia geral de lidar com problemas de equilíbrio mais complexos. Ele também mostra explicitamente como fazer várias aproximações simplifica gradualmente o tratamento de sistemas mais complexos.

A fim de manter o tamanho da presente lição dentro de limites razoáveis ​​(e para proteger os olhos sensíveis dos iniciantes do choque de confrontar equações simultâneas), este material foi colocado em uma lição separada.

Um ácido diprótico H2A pode doar seus prótons em duas etapas:

e da mesma forma, para um ácido tripótico H3UMA:

Em geral, podemos esperar Kuma2 para a ionização de & quotsegundo & quot ser menor que Kuma1 para a primeira etapa porque é mais difícil remover um próton de uma espécie carregada negativamente. A magnitude dessa diferença depende muito se os dois prótons removíveis estão ligados ao mesmo átomo ou a átomos separados mais espaçados.

Alguns ácidos polipróticos que você deve conhecer

Esses ácidos são listados em ordem decrescente Ka1. Os números acima das setas mostram os sucessivos Kumade cada ácido.

  • Observe quão sucessivas KumaOs valores de cada ácido tornam-se menores e como suas proporções se relacionam com as estruturas de cada ácido.
  • Ácido sulfúrico é o único Forte ácido poliprótico que você provavelmente encontrará.
  • Ácido sulfuroso nunca foi detectado o que chamamos de H2TÃO3 é mais apropriadamente representado como uma forma hidratada de dióxido de enxofre: que se dissocia no íon hidrossulfito:
    TÃO2& middotH2O & rarr HSO3 & ndash + H +. O íon HSO3 & ndash existe apenas em solução de sais de bissulfito sólidos não são conhecidos.
  • Da mesma forma, puro ácido carbónico nunca foi isolado, mas existe como uma espécie minoritária em uma solução aquosa de CO2: [CO2 (aq)] = 650 [H2CO3] A fórmula H2CO3 normalmente representa a combinação CO2 (aq) e & quottrue & quot H2CO3. Este último é na verdade cerca de mil vezes mais forte do que o indicado pelo pKuma de 6,3, que é a média ponderada da mistura de equilíbrio.

pH de um ácido poliprótico (LindaHanson, 17 min)

Compare os sucessivos pKuma valores dos ácidos sulfúrico e oxálico (veja suas estruturas na caixa, acima à direita) e explique por que eles deveriam ser tão diferentes.

Solução: Os dois pKuma os valores do ácido sulfúrico diferem em 3,0 - (–1,9) = 4,9, enquanto para o ácido oxálico a diferença é 1,3 - (–4,3) = 3,0. Essa é uma diferença de quase 100 entre os dois Kuma's. A remoção de um segundo próton de uma molécula que já carrega alguma carga negativa sempre deve ser menos favorável energeticamente. No ácido sulfúrico, os dois prótons vêm de grupos –OH conectados ao mesmo átomo de enxofre, de modo que a carga negativa que impede a perda do segundo próton está mais localizada perto do local de sua remoção. No ácido oxálico, os dois prótons são removidos dos grupos –OH ligados a átomos de carbono separados, então a carga negativa dos íons mono-negativos exercerá menos restrição na perda do segundo próton.

Soluções de ácidos polipróticos em água pura

Com exceção do ácido sulfúrico (e alguns outros ácidos dipróticos fortes raramente encontrados), a maioria dos ácidos polipróticos têm Ka1 valores que suas soluções aquosas contêm concentrações significativas do ácido livre, bem como dos vários ânions dissociados.

Assim, para um ácido diprótico típico H2A, devemos considerar o equilíbrio

Um tratamento exato de tal sistema de quatro incógnitas [H2A], [HA & ndash], [A 2 & ndash] e [H +] requer a solução de uma equação quártica. Se incluirmos [OH & ndash], é ainda pior!

Na maioria dos casos práticos, podemos fazer algumas aproximações simplificadoras:

  • A menos que a solução seja extremamente diluída ou K1 (e todos os subsequentes K(s) são extremamente pequenos, podemos esquecer que quaisquer íons hidróxido estão presentes.
  • Se K1 é muito pequeno, e as taxas de sucesso Ksão razoavelmente grandes, podemos ser capazes, sem introduzir muitos erros, de negligenciar o outro Ke tratar o ácido como monoprótico.

Além dos três equilíbrios listados acima, uma solução de um ácido poliprótico em água pura está sujeita às seguintes duas condições:

Balanço de material: embora a distribuição das espécies entre a forma ácida H2A e suas formas de base HAB & ndash e A 2 & ndash podem variar, sua soma (definida como a & concentração de ácido quototal & quot; Cuma é uma constante para uma solução específica:

Saldo de carga: A solução pode não possuir uma carga elétrica líquida:

Por que multiplicamos [A 2 & ndash] por 2? Dois moles de H3O + são necessários para equilibrar a carga de 1 mol de A 2 & ndash.

Tratamento simplificado de soluções de ácido poliprótico

Os cálculos mostrados nesta seção são tudo que você precisa para os problemas de ácido poliprótico encontrados na maioria dos cursos de química do primeiro ano da faculdade. Cursos mais avançados podem exigir os métodos mais exatos da Lição 7.

Como as constantes de equilíbrio sucessivas para a maioria dos ácidos polipróticos fracos com os quais normalmente lidamos diminuem em várias ordens de magnitude, podemos geralmente considerar apenas a primeira etapa de ionização. Na medida em que isso é verdade, não há nada realmente novo para aprender aqui. No entanto, sem entrar em muita aritmética complicada, muitas vezes podemos ir mais longe e estimar a quantidade adicional de H + produzida pela segunda etapa de ionização.

a) Calcule o pH de 0,050 M solução de CO2 na água.
Para H2CO3, K1 = 10 & ndash6.4 = 4.5E – 7, K2 = 10 & ndash10.3 = 1.0E – 14.

b) Estime a concentração de íon carbonato CO3 2 & ndash na solução.

a) Porque K1 e K2 diferirem em quase quatro ordens de magnitude, inicialmente negligenciaremos a segunda etapa de dissociação. Como esta última etapa produz apenas uma pequena concentração adicional de H +, podemos assumir que [H +] = [HCO3 & ndash] = x:

(eu)

Podemos simplificar ainda mais essa expressão eliminando o x no denominador? Vamos tentar: x = [0,05 & vezes (4,5E – 7)] & frac12 = 1,5E – 4.

Aplicando o & quototeste de 5 por cento & quot, o quociente x /Cuma não deve exceder 0,05. Calculando isso, resulta (1.5E – 4) / (. 05) = .003, portanto, podemos evitar um quadrático.

x = [H +] ≈ (KumaCuma) ½ = [(4,5E – 7) & vezes 0,01] ½ = (0,001) ½ = 0,032 M,
e o pH = - log 0,032 = 1.5.

b) Agora queremos estimar [CO3 2 & ndash] ≡ x.

Examinando a segunda etapa de dissociação, é evidente que isso consumirá x mol / L de HCO3 & ndash, e produz uma quantidade equivalente de H + que adiciona à quantidade que calculamos em (uma).

(ii)

Devido ao valor muito pequeno de K2 comparado com K1, podemos supor que as concentrações de HCO3 & ndash e H + produzidos na primeira etapa de dissociação não serão significativamente alterados nesta etapa. Isso nos permite simplificar a expressão da constante de equilíbrio e resolver diretamente para [CO3 2 & ndash]:

(iii)

É claro que não é coincidência que esta estimativa de [CO3 2 & ndash] produz um valor idêntico a K2 isso é inteiramente uma consequência das suposições simplificadoras que fizemos. No entanto, enquanto K2 & lt & lt K1 e a solução não é altamente diluída, o resultado será suficientemente preciso para a maioria dos propósitos.

Ácido sulfúrico: um caso especial

Embora seja um ácido forte, também é diprótico e, em sua segunda etapa de dissociação, atua como um ácido fraco. Como o ácido sulfúrico é amplamente utilizado no laboratório e na indústria, é útil examinar o resultado de levar em consideração sua segunda dissociação.

Estime o pH de uma solução 0,010 M de H2TÃO4. K1 = 10 3 , K2 = 0.012

Solução: Porque K1 & gt 1, podemos assumir que uma solução deste ácido será completamente dissociada em H3O + e íons bissulfito HSO4 & ndash. Assim, o único equilíbrio que precisamos considerar é a dissociação de uma solução 0,010 M de íons bissulfito.

Definição [H +] = [SO4 2 & ndash] = x, e retirando x do denominador, resulta
x ≈ (0,010 x 0,012) & frac12 = (1,2E – 4) & frac12 = 0,0011

Aplicando a & quot regra de cinco por cento & quot, descobrimos que x / Cuma = .0011 / .01 = .11 que está muito além do erro permitido, portanto, devemos prosseguir com a forma quadrática. Reescrever a expressão de equilíbrio na forma polinomial dá

x 2 + 0.022x - 1,2E – 4 = 0

Inserir os coeficientes <1 .022 .000012> em um utilitário do solucionador quádruplo produz as raízes 4.5E – 3 e –0,0027. Tomando a raiz positiva, obtemos

Assim, a segunda & quotização & quot de H2TÃO4 reduziu apenas o pH da solução em 0,1 unidade do valor (2,0) que teoricamente teria se apenas a primeira etapa fosse considerada.

A maioria dos alunos do primeiro ano de Química Geral pode pular esta seção.
Este material é abordado principalmente em cursos de bioquímica.

Zwitterions: hermafroditas moleculares

Aminoácidos, os blocos de construção das proteínas, contêm grupos amino –NH2 que pode aceitar prótons e grupos carboxila –COOH que podem perder prótons. Sob certas condições, esses eventos podem ocorrer simultaneamente, de modo que a molécula resultante se torna um & ldquodouble ion & rdquo, que atende pelo seu nome alemão Zwitterion.

Glicina: o aminoácido mais simples

O mais simples dos vinte aminoácidos naturais que ocorrem nas proteínas é glicina H2N – CH2–COOH, que usamos como exemplo aqui. Soluções de glicina são distribuídas entre as espécies ácidas, zwitterion e básicas:

(3-1)

Embora a espécie zwitteriônica seja anfiprótica, ela difere de um anfólito típico, como o HCO3 & ndash por ser eletricamente neutro devido ao cancelamento das cargas elétricas opostas nos grupos amino e carboxila.

Os aminoácidos são os tipos de zwitterions mais comumente encontrados, mas outras substâncias, como compostos de amônio quaternário, também se enquadram nesta categoria. Para obter mais informações sobre Zwitterions, consulte este artigo da Wikipedia ou esta página UK ChemGuide.

No desenvolvimento a seguir, usamos as abreviações H2Gly + (glicínio), HGly (zwitterion) e Gly & ndash (glicinato) para denotar as formas dissolvidas.

As duas constantes de acidez são

(3-2)

Se a glicina for dissolvida na água, o equilíbrio da carga exige que

Substituir as expressões de constante de equilíbrio (incluindo aquela para a autoprotólise da água) na relação acima resulta

(3-4)

Esses os vídeos discutem a química dos aminoácidos relacionada ao pH:

Se as Eqs ii e iii neste Exemplo de Problema forem recalculadas para uma faixa de valores de pH, pode-se representar graficamente as concentrações de cada espécie em relação ao pH para 0,10 M de glicina em água:

Este diagrama de distribuição mostra que o zwitterion é a espécie predominante entre os valores de pH correspondentes aos dois pKumas dados na Eq 3-1.

Calcule o pH e as concentrações das várias espécies em uma solução 0,100 M de glicina.

Solução: A substituição na Eq 4 acima produz

(eu)

As concentrações das formas ácida e básica são encontradas a partir de suas respectivas expressões de constante de equilíbrio (Eqs 2):

(ii)

(iii)

As pequenas concentrações dessas espécies de carga única em relação a Cuma = 0,10 mostra que o zwitterion é a única espécie de glicina significativa na solução.

Certifique-se de compreender completamente os seguintes conceitos essenciais que foram apresentados acima.

  • Explique a diferença entre os termos no que se refere a uma solução aquosa do ácido HA.
  • Defina e esboce um gráfico mostrando como os valores de para um par conjugado HA e A & ndash se relacionam entre si e com o pKuma.
  • Derive a relação entre a concentração de ácido e a constante de dissociação com a concentração de íons de hidrogênio em uma solução de ácido fraco.
  • Reescreva a relação acima em.
  • (Eq 2-4) que é freqüentemente usado para estimar o pH de uma solução de um ácido fraco em água.
  • de uma solução de um ácido monoprótico fraco ou base fraca, empregando o para determinar se a aproximação 2-4 é justificada.
  • Preveja se um aquoso será ácido ou alcalino e explique o porquê escrevendo uma equação apropriada.

e cópia 2004-2014 por Stephen Lower - última modificação em 27-09-2016

Para obter informações sobre este site ou para entrar em contato com o autor,
por favor veja o Livro Virtual Chem1 pagina inicial.


6.1 Dissociação da Água e da Escala de pH

Uma compreensão dos princípios da química ácida e básica, bem como a capacidade de resolver problemas quantitativos, requer primeiro aprender como a água se comporta e se relaciona com esses conceitos. Sabemos que a fórmula da água é H2O(eu), e que é um dipolo permanente devido à eletronegatividade do átomo de oxigênio. O oxigênio atrai os dois pares de elétrons compartilhados para mais perto dele e ligeiramente para longe dos átomos de hidrogênio, criando uma carga ligeiramente negativa em torno do átomo de oxigênio.

Como os elétrons estão mais próximos do átomo de oxigênio, um átomo de hidrogênio pode realmente & lsquopivot & rsquo se afastar do resto da molécula e se reorientar em solução, seja em direção ao átomo de oxigênio em outra molécula de água, associado a outro ânion ou combinado com um íon hidróxido para formar uma nova molécula de água. Embora essas reações sejam transitórias e contínuas, elas são significativas o suficiente para serem relevantes. Escrevemos esta reação, simplificada, como:

Para a maior parte de nossa discussão sobre química ácido-base, deixaremos de lado as designações de fase e geralmente trabalharemos com íons de fase aquosa:

Nesta reação, um íon de hidrogênio está & ldquodis-associando & rdquo com o resto da molécula. Então, esta e outras reações ácidas como essa são chamadas dissociação reações. Para a água, às vezes também é chamada de hidrólise. (& lsquohydro & rsquo e lise & rsquo) O íon hidrogênio, H + é chamado de próton. O íon OH é hidróxido.

Assim como outras reações que estudamos em termodinâmica, esta reação é reversível e tem um equilíbrio que é sensível à temperatura, etc. Então, a química ácido-base é realmente apenas, você adivinhou, mais termodinâmica.

Usando a suposição de solução diluída ideal (o que significa que podemos usar concentração em vez de atividade), podemos escrever a expressão para a constante de equilíbrio para esta reação como:

[K_= dfrac <[ ce>] [ ce>]> <[ ce]> nonumber ]

Porque este Keq é para a dissociação da água, nós o chamamos de KC. E, porque a atividade da água é

1.0, podemos reescrever a equação:

Usando nossa equação & DeltaG = -RTlnKeq, podemos calcular o valor de Kw, 298K = 1e vezes10 -14.

Agora, este equilíbrio da água está geralmente respondendo a mudanças no pH do sistema que são causadas por outras espécies - ácidos e bases fortes ou fracos. Portanto, não teríamos um caso com água pura em que os prótons da água tivessem que corresponder exatamente aos íons hidróxido da água. Na verdade, raramente é esse o caso. Em vez disso, temos soluções que são ácidas e básicas o tempo todo. Haverá outras coisas em solução que cuidarão da conservação da massa e da eletroneutralidade.

KC é sensível à temperatura, assim como todas as constantes de equilíbrio. Já sabemos como ajustar esse valor à temperatura.

No termo pH, o H se refere às concentrações de prótons, H +. Op é uma abreviatura matemática, referindo-se ao logaritmo de base 10 negativa. Então,

Embora não seja tão comum, você poderia facilmente (e legitimamente) usar o termo & lsquopOH & rsquo:

Porque KC é uma constante de equilíbrio (ou, um coeficiente de equilíbrio, se você considerar que não é verdadeiramente constante, mas pode mudar com a temperatura), podemos sempre relacionar pH e pOH, ou [H + (aq)] e [OH - (aq)] Deixe & rsquos fazer um exemplo.

KC = [H +] [OH -] = 1 & times10 -14, e [H +] = [OH -] = x, então x 2 = 1 & times10 -14

x = [H +] = 1 & times10 -7 -log10[H +] = -log10(1 & vezes 10 -7) = pH pH = 7


O pH neutro é quando [OH -] = [H +] = 1 & times10 -7. Soluções ácidas têm [H +] & gt 1 & times10 -7, ou pH & lt 7. Soluções básicas ou alcalinas têm [H +] & lt 1 & times10 -7, ou pH & gt

Para essas outras soluções, preencha os valores ausentes.

Solução 1 Solução 2 Solução 3 Solução 4 Solução 5
pH = pH = pH = 7 pH = pH =
pOH = pOH = 10 pOH = pOH = pOH =
[H +] = 1x10 -1 M [H +] = [H +] = [H +] = 1x10 -9 M [H +] =
[OH -] = [OH -] = [OH -] = [OH -] = [OH -] = 1x10 -11 M
Responder

A tabela é repetida abaixo, com os valores ausentes preenchidos.

Solução 1 Solução 2 Solução 3 Solução 4 Solução 5
pH = 1 pH = 4 pH = 7 pH = 9 pH = 3
pOH = 13 pOH = 10 pOH = 7 pOH = 5 pOH = 11
[H +] = 1x10 -1 M [H +] = 1x10 -4 M [H +] = 1x10 -7 M [H +] = 1x10 -9 M [H +] = 1x10 -3 M
[OH -] = 1x10 -13 M [OH -] = 1x10 -10 M [OH -] = 1x10 -7 M [OH -] = 1x10 -5 M [OH -] = 1x10 -11 M

Outra relação útil segue a partir destes:

pH + pOH = -log [H +] + -log [OH -] = -log10 -14 = 14

Um exemplo adicional usando ajuste de temperatura de Keq:

Pensando na corrosividade da água para os materiais de encanamento: Se aquecermos a água em um aquecedor de água quente a uma temperatura de 50 ° C, essa água se tornará mais corrosiva ou menos corrosiva (com base em seu pH) para os materiais de encanamento? Suponha que a água ainda seja neutra: [H + (aq)] = [OH - (aq)], e assumir que um pH mais baixo se traduz em água mais corrosiva.


Assista o vídeo: Dysocjacja jonowa zasad (Dezembro 2021).