Química Analítica

Teoria Ácido-Base de
Bronsted/Lowry

A teoria diz que um determinado composto pode agir como ácido ou como base dependendo da situação.
Ácido é toda espécie química capaz de doar H+ e base é toda espécie química capaz de receber H+.

Ex:
HCl + H2O → H3O + Cl-
Nesse caso o HCl agiu como ácido pois doou H+ e a água como base pois recebeu.
Na reação inversa: H3O+ + Cl- -> H2O + HCl

Então os pares conjugados ácido/base são:
* HCl/Cl- ,
* H3O+/H2O,
pois na reação normal o HCl atua como ácido e na inversa o Cl- atua como base e mesma coisa acontece entre o H3O+ e o H2O. Ambos são pares em equilíbrio químico dinâmico.

NH3 + H2O -> NH4+ + OH-
NH3 recebe H+ então age como base e a água nesse caso age como ácido, pois doa H+.

Todo ácido vai possuir uma base conjugada e vice-e-versa.

Água nesses exemplos se mostra anfótera, hábil em atuar tanto como base quanto como ácido.
http://safam110.blogspot.com/2006/10/teorias-cido-base.html

Hidrólise

Ao adicionar sal a uma solução aquosa, se ocorrer hidrólise mudará o pH.

Ex:
Um sal como AlCl3 em H2O -> ioniza Al3+(aq) + 3Cl- (aq)

- Analisa-se o cátion:
AL3+ se reagir com um OH- para formar uma base, formará uma base fraca. Então hidrolisa. (Regra para força das bases, somente bases formadas por metais da família 1A e 2A são fortes.)
Al(OH)3

- Analisa-se o ânion:
HCl, formará um ácido forte. Então não hidrolisa.

Reação de hidrolise:
Al3+ + 3HOH -> Al(OH)3 + 3H+
Fazendo com que o pH seja menor que 7 pois irá haver liberação de H+.

* Ocorre hidrólise:
- Com cátions de bases fracas.
O cátion irá se juntar a um OH- proveniente da quebra da água, formando uma base.
Se o ânion desse sal formar um ácido forte ele não irá hidrolisar.

Então depois da hidrolise do cátion e sua junção ao OH-, sobrará H+ na solução, (que foi quebrado da molécula de água) sem conseguir reagir com nada, fazendo a solução mais ácida, pH abaixo de 7.

- Com ânions de ácidos fracos.


Se houver hidrolise tanto do cátion quanto do ânion de um sal, os dois sendo fracos, então não se pode prever qual será a alteração do pH. É necessário consultar os valores de Ka e Kb.
Se Ka (constante de equilíbrio do ácido) for maior que Kb então o pH será menor que 7 e o meio ácido, pois indica que a liberação de H+ é maior.
Se o Kb for o maior, então ocorrerá o contrário.

pH = - log [H+] ou [H+] = 10^-pH
pOH = -log[OH-]
pH = pKa - log [ácido]/[sal]
pOH = pKb - log[base]/[sal]
pKa = - log Ka
pKw = [H+][OH-]
kw = 1.10^-14
pH - pOH = 14

pka é o valor de pH onde provoca 50% de dissociação do ácido.

pKa é o pH onde exatamente 50% do total inicial do ácido estão associados e o restante 50% está em forma da base conjugada.
Esse é o ponto que o tampão terá sua maior eficiência, pois possui as maiores concentrações de ácido e base conjugadas simultaneamente.

Ácidos fortes se dissociam rápido, por isso que para fazer uma solução tampão se usa ácidos fracos que se dissociam pouco e continuarão se dissociando somente na adição de prótons ou ânions.

Se a constante de equilíbrio, ou constante de dissociação, Ka, for maior para um certo ácido fraco do que de um outro, quer dizer que esse ácido se dissocia mais do que o outro, pois sua base conjugada tem menos afinidade com o próton (H+), então se dissocia mais rapidamente.
Fazendo então desse ácido fraco ser um ácido fraco mais forte do que o outro.

Solução Tampão

É uma solução que aceita uma certa quantidade de ácido ou base sem praticamente ocorrer alteração no pH, pois possui em sua formulação íons capazes de consumir H+ e OH-.

* Há duas maneiras de conseguir soluções tampão:

1) Misturando solução de ácido fraco com um sal que contenha sua base conjugada.
ou
2) Misturando solução de base fraca com de sal que contenha seu ácido conjugado.

Ex:
Entre uma solução de HCl e HCN, escolhemos o HCN que é ácido fraco, o HCl é forte e não serviria para solução tampão.
Mistura-se então o HCN à uma solução com sal que possui sua base conjugada:
- NaCN
- KCN
- Ca(CN)2

HCN + NaCN -> forma uma solução tampão.

Como uma solução tampão consegue manter o pH praticamente constante?

a) Se adicionarmos H+ à solução:
Cada H+ adicionado deslocará o equilíbrio para a esquerda, favorecendo a reação inversa.
Na qual o H+ capturaria o CN- formando mais HCN. Dessa forma a quantidade de CN- vai diminuir e a do HCN vai aumentar, mas como a quantidade de H+ dispersos na solução permanece praticamente a mesma, e como o pH depende da [H+], o pH vai permanecer quase o mesmo.
Assim sendo, enquanto tiver CN- presente o tampão funciona, mas quando terminar o tampão "estoura" e o pH diminuirá drasticamente.

b) Se adicionarmos OH-:
Cada OH- adicionado vai capturar H+ do equilíbrio e formar H2O. Neste caso o equilíbrio se desloca para a direita, favorecendo a reação direta.
Na qual o HCN ioniza, liberando H+ e CN-.
A quantidade de HCN nesse caso vai diminuir e a quantidade de CN- vai aumentar, enquanto houver HCN o tampão vai funcionar, quando estourar o pH vai aumentar.


Lei de Ação das Massas ou Lei de Guldberg e Waage

Kc = [C]^c . [D]^d / [A]^a . [B]^b
V = K . [A]^a . [B]^b

aA + bB -> cC + dD

Não entra sólidos.

Kps: Produto de solubilidade, não tem unidade e não entra sólidos.

Ex:
AgCl(s) -> Ag+(aq) + Cl-(aq)
Kps = [Ag+][Cl-]

Veja Mais sobre Lei da Ação das Massas

*Concentração Comum:

C = Massa do soluto(m) / Volume da solução(V)

*Concentração Molar:

M = numero de mols do soluto(n) / Volume da solução em litros(V)

n = m/MM(massa molar)

M = m/MM / V

*Densidade:

d do soluto = m do soluto/ V do soluto

*Título

Título = m do soluto/ m do soluto + m do solvente (massa total)
Para calcular porcentagem.

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C1.V1 = C2.V2

M1.V1 = M2.V2
ou
M1.V1 = m2/MM2

Na titulação, no produto final sempre o número de mols de H vão ser iguais aos de OH
HA +BOH - > nH+ = nOH-

nA = nB
Ma.Va = Mb.Vb