Físico-Química

Mensagem não lidapor **mariaeof** » 22 Mar 2015, 20:08 · Mensagem não lida por **mariaeof** » 22 Mar 2015, 20:08

Suponha uma volumetria entre 100,00 mL de uma solução de Ácido Acético (CH3COOH) de concentração 0,100 mol L-1, com NaOH 0,100 mol L-1. Calcule o pH da solução quando é adicionado: (considere Kaac.acetico = 1,8 x 10-5)
a. Qual o pH da solução quando se adiciona 10 mL de NaOH?
b. Qual o pH no ponto de equivalência?
c. Qual o volume de NaOH que é adicionado para se obter a capacidade tamponante máxima?

24 Mar 2015, 08:50

A reação entre ácido fraco, ácido acético $(HAC)$ e a base forte, hidróxido de sódio $(NaOH)$ , pode ser assim escrita:

$HAc_{(aq)}+NaOH_{(aq)} \leftrightharpoons NaAc_{(aq)}+H_2O_{(\ell)}$

a) Quando se adicionam 10 mL de base, há formação de acetato de sódio aquoso e permanece, em solução, o ácido acético que não foi neutralizado, formando um tampão.
Como a estequiometria da reação é 1 : 1 temos:
$\left[HAc\right]=\frac{100 \times 0,1-10 \times 0,1}{110}=0,08182 \ mol/\ell$
$\left[NaAc\right]=\frac{10 \times 0,1}{110}=0,009091 \ mol/\ell$

A ionização do ácido acético é representada por:
$HAc_{(aq)} \leftrightharpoons H^+_{(aq)}+Ac_{(aq)}^-$

$k_a=\frac{\left[Ac^-\right]\cdot \left[H^+\right]}{\left[HAc\right]}$
$1,8 \times 10^{-5}=\frac{0,009091 \cdot \left[H^+\right]}{0,08182}$
$\left[H^+\right]=1,62 \times 10^{-4} \ mol/\ell$
$pH=3,79$

b) No ponto de equivalência, todo ácido acético foi convertido em acetato de sódio, e o pH será dado pela hidrólise do sal.

$Ac_{(aq)}^-+H_2O_{(\ell)} \leftrightharpoons HAc_{(aq)}+OH_{(aq)}^-$

$k_h=\frac{\left[HAc\right] \cdot \left[OH^-\right]}{\left[Ac^-]}$

Note que: $\left[HAc\right]=\left[OH^-\right]$

E ainda: para neutralizar todo acético $(0,1 \ \ell \times 0,1 \ \ mol/\ell=0,01 \ mol)$ , é necessário 0,01 mol de base. Como a concentração da base é 0,1 mol/L, são necessários 100 mL dela. O volume no ponto de equivalência é 200 mL. Daí titamos que a $\left[Ac^-\right]$ será:
$\left[Ac^-\right]=\frac{100 \cdot 0,1}{200}=0,05 \ mol/\ell$

$k_h=\frac{\left[HAc\right] \cdot \left[OH^-\right]}{\left[Ac^-]}$
$\frac{k_w}{k_a}=\frac{\left[HAc\right] \cdot \left[OH^-\right]}{\left[Ac^-]}$
$\frac{10^{-14}}{1,8 \times 10^{-5}}=\frac{\left[HAc\right] \cdot \left[OH^-\right]}{\left[Ac^-]}$

Como $k_h$ é muito pequena, podemos considerar que $\left[Ac^-\right]$ final, após a hidrólise é praticamente 0,05 mol/L.

$5,55 \times 10^{-10}=\frac{\left[OH^-\right]^2}{0,05}$
$\left[OH^-\right]=5,27 \times 10^{-6} \ mol/\ell$
$pOH=5,28$
$pH=8,72$

c) O pH do tampão é dado por:
$pH=pk_a+\log \frac{\left[Ac^-\right]}{\left[HAc\right]}$

A capacidade máxima do tampão ocorre quando $pH=pk_a$ , ou $\log \frac{\left[Ac^-\right]}{\log \left[HAc\right]}=0$ ou $\frac{\left[Ac^-\right]}{\left[HAc\right]}=1$

Para que $\left[Ac^-\right]=\left[HAc\right]$ , teremos que ter a metade da quantidade inicial de ácido acético convertida em acetato de sódio.
A quantidade inicial de ácido acético é 0,01 mol. Deve então restar, em solução, 0,005 mol do ácido e, para tanto, o ácido deve ser neutralizado com 0,05 mol de base. Como a concentração de base é 0,1 mol/L, deve-se ser adicionado 0,05 L ou 50 mL de base.

Espero ter ajudado!

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