Equilibrio acido base

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Parte A – Efeito do íon comum em Equilíbrio de Dissociação de ácido Fraco

[CH3COOH] = 0,2 mol/L
Vtotal = 3 mL
Ka = 1,8x10-5

CH3COOH XX CH3COO- + H+ |
Início | 0,2 | 0 | 0 |
Reação | -x | +x | +x |
Equilíbrio | 0,2-x | x | x |

K = ([H+][ CH3COO-])/([CH3COOH])
1,8x10-5=x2/0,2-x
x = 1,897x10-3
pH = -log [H+]
pH = -log x = 2,72

Asolução acima foi dividida em dois tubos de ensaio:

1° tubo:
1,5mL de ácido acético 0,2 mol/L, foi posto mais 1,5 mL de água, obtendo um volume total de 3 mL.
1,5 mL da solução de ácido = 3,0x10-4 mol de ácido acético. A nova concentração após a adição de água é de:

C = (3x10-4 mol)/(3x10-3L) = 0,1 mol/L

CH3COOH XX CH3COO- + H+ |
Início | 0,1 | 0 | 0 |Reação | -x | +x | +x |
Equilíbrio | 0,1-x | x | x |

K = ([H+][ CH3COO-])/([CH3COOH])
1,8x10-5=x2/0,1-x
x = 1,8x10-2
pH = -log [H+]
pH = -log x = 2,87

2° Tubo:

A cada 10 gotas de solução de acetato de sódio, foram estimadas o pH da solução resultante:
Total de gotasda solução de acetato de sódio adicionadas: 30
10 gotas = 0,5 mL
Concentrações iniciais:
[ác. Acético] = 0,2 mol/L[Acetato de sódio] = 0,4 mol/L
Volume total = 2,0 mL

Após a adição de 10 gotas de acetato no tubo de ensaio:
[ác. Acético] = 0,2 mol/L x 0,015 L = (3,0x10-4/0,002) = 0,15 mol /L
[Acetato de sódio] = 0,4 mol/L x 0,0005 L = (2,0x10-4/0,002) = 0,1 mol/L

Equação de equilíbrio:
CH3COOH + H2O XX CH3COO- + H3O+

CH3COO- é proveniente do sal adicionado, portanto, para estimaro pH temos:

pH = pKa + log([Acetato de sódio]/[ácido])
pH = 4,74 +(-0,17) = 4,57

Adição de mais dez gotas da solução de acetato (totalizando 20 gotas):
Ácido permanece com a mesma quantidade de mols:

[ác. Acético] = 0,2 mol/L x 0,0015 L = (3,0x10-4/0,0025) = 0,12 mol /L
[Acetato de sódio] = 0,4 mol/L x 0,001 L = (4,0x10-4/0,0025) = 0,16 mol/L

pH = pKa + log([Acetato desódio]/[ácido])
pH = 4,74 +0,12 = 4,86

Adição de mais dez gotas da solução de acetato (totalizando 30 gotas):
Ácido permanece com a mesma quantidade de mols:

[ác. Acético] = 0,2 mol/L x 0,0015 L = (3,0x10-4/0,003) = 0,10 mol /L
[Acetato de sódio] = 0,4 mol/L x 0,0015 L = (6,0x10-4/0,003) = 0,2 mol/L

pH = pKa + log([Acetato de sódio]/[ácido])
pH = 4,74 +0,30 = 5,04

Parte B – Efeito do íoncomum em Equilíbrio de Dissociação de Base Fraco

[NH4OH] = 0,2 mol/L
Volume total = 3 mL
Kb(NH4OH) = 1,8x10-5

Equação de equilíbrio:
NH4OH XX NH4+ + OH- +
NH4+ + H2O XX NH3 + H3O+
NH4OH XX NH3 + OH+ |
Início | 0,2 | 0 | 0 |
Reação | -x | +x | +x |
Equilíbrio | 0,2-x | x | x |

Kb = ([OH-][NH3])/( [NH4OH])
1,8x10-5 = x2/0,2-x
x= 1,89x10-3

pOH = -log[x] = 2,73
pH = pKw – pOH = 11,27

A solução acima foi dividida em 2 tubos de ensaio:

1° tubo
adicionado mais 1,5 mL de água, dando um volume total de 3 mL
1,5 mL de base: 3,0x10-4 mol; colocando água:
C = n/V = (3,0x10-4)/(3,0x10-3) = 0,1 mol/L

Kb = ([OH-][NH3])/( [NH4OH])
1,8x10-5 = x2/0,1-x
x = 1,34x10-3 = [OH-]
pOH = -log x = 2,87
pH = pKw – pOH =14-2,87 = 11,13

2° tubo:
Estimando o pH a cada adição de dez gotas da solução de cloreto de amônio:
Total de gotas da solução de sal utilizado: 30
10 gotas = 0,5 mL
Concentrações iniciais das soluções utilizadas:
[hidróxido de sódio] = 0,2 mol/L
[Cloreto de amônio] = 0,4 mol/L

Volume total após a adição de solução de cloreto de amônio: 2 mL
[hidróxido de sódio] = 0,2 mol/L x 0,0015 L= (3,0x10-4/0,002) = 0,15 mol /L
[Cloreto de amônio] = 0,4 mol/L x 0,0005 L = (4,0x10-4/0,002) = 0,1 mol/L

Portanto, para estimar o pH, temos:

pH = pKw – pKb - log([Cloreto de amônio]/[base])
pH = 14 – 4,74 – log(0,1/0,15) = 9,25 –(- 0,176)
pH= 9,42

Adição de mais dez gotas da solução de cloreto de amônio (totalizando 20 gotas):
Base continua com a mesma quantidade de mols:...
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