Universidade do Estado de Santa Catarina Departamento de ... · dúvida da dona de casa ou a...

Introdução à Química Analítica

Profº Dr. Edmar Martendal

Universidade do Estado de Santa Catarina

Departamento de Química

QAN0001 - Química Analítica

http://www.udesc.br/

2

Química Analítica Análise de componentes

químicos em uma determinada amostra

Componentes químicos são as espécies

químicas presentes na amostra.

A(s) espécie(s) química(s) sob investigação

analítica é(são) chamada(s) de analito(s) .

O analito pode ser um íon ou algum composto

orgânico!!!

3

Química Analítica

Química Analítica Qualitativa.

Quais os componentes da amostra?

Há determinado analito na amostra?

Identifica o(s) componente(s) da amostra.

4

Química Analítica

Química Analítica Quantitativa.

Quanto há de determinado(s)

componente(s) na amostra?

Qual a concentração do(s) analito(s) na

amostra?

Quantifica o(s) componente(s) da amostra.

Amostras líquidas: g/L, mg/L, µg/L, etc

Amostras sólidas: g/g, mg/kg, µg/kg, etc

Amostras gasosas: g/L, mg/m3, µg/m3, etc..

5

Exemplos: Importância da Química

Analítica Quali e Quantitativa

1)Uma mineradora deseja explorar Fe em um

minério recentemente encontrado. Há Fe

nesse minério? Qual a concentração de Fe

na amostra?

Resultado da análise química tem

conseqüências econômicas para a empresa:

investir ou não na mineração.

6

Exemplos:

2) Em um lugar escasso de água, mas

próximo ao mar, o povo local escavou um

poço artesiano para exploração de água

para consumo. Entretanto, há dúvidas que

a água seja salobra. Há cloreto (Cl-) nessa

amostra de água? Qual a concentração de

Cl- nessa amostra?

Resultado da análise química classifica a

amostra como salobra ou doce.

7

Exemplos:

3) Uma mulher deseja saber se ela está grávida

ou não e em caso positivo, há quanto tempo

está grávida.

Amostra de sangue: o hormônio beta-HCG

está em níveis normais ou aumentado?

(grávida ou não) Qual a concentração do

hormônio no sangue? (estimativa do tempo)

Resultado da análise química responde as

duas dúvidas da mulher.

8

Exemplos:

4) Um motorista é parado pela blitz da lei

seca. Ele ingeriu bebida alcoólica? Um teste

qualitativo (semi-quantitativo) pode

responder.

Qual a concentração de etanol no seu hálito?

Pode dar uma estimativa do tempo e

quantidade de ingestão.

Resultado da análise química incrimina ou

não um indivíduo....

9

Exemplos:

5) Uma dona de casa usa um alvejante a base

de cloro mas duvida da sua eficácia. O teor

de cloro ativo no alvejante realmente confere

com o da embalagem?

Resultado da análise química pode tirar a

dúvida da dona de casa ou a empresa terá

que responder pelo produto.

10

Exemplos:

6) A dose de vitamina C (ácido ascórbico)

indicada na embalagem do suplemento ou

do suco está correto? O princípio ativo do

medicamento está na quantidade indicada

na bula?

Resultado da análise química tira a dúvida

do consumidor e assegura a qualidade dos

produtos...

11

Exemplos:

7) Consumidores reclamam que seus carros

perderam desempenho e colocam a culpa no

combustível. O combustível está adulterado?

E com que componente?

Uma análise qualitativa pode responder.

Qual a porcentagem de adulteração? Uma

análise quantitativa responde.

Resultado da análise química tira a dúvida

do consumidor e assegura a qualidade dos

produtos...

12

Exemplos:

8) O contato/processamento de

alimentos/água diretamente em superfícies

metálicas/ligas pode introduzir traços de

metais tóxicos na amostra, como chumbo,

cádmio, cromo, alumínio, cobalto,

manganês, etc. A amostra é segura para ser

consumida?

Resultado da análise química de traços

responde ao consumidor final.

13

Exemplos:

9) O processamento industrial de alimentos,

despejo de efluentes sem tratamento

adequado pode contaminar tais amostras

com traços de compostos orgânicos

(aromáticos, clorados, fenóis, etc). De

acordo com a legislação, essas amostras são

seguras? O efluente foi corretamente tratado?

Resultado da análise química de traços

auxilia a proteção ambiental...

14

Exemplos:

10) Análise de macronutrientes em alimentos:

- Carboidratos

- Proteínas

- Gorduras

Micronutrientes:

- Sais minerais: Ca, Mg, Na, K, Se, Si, etc

- Vitaminas: A, B, C, etc.

15

Exemplos:

11) Química Forense: Análise qualitativa de

pólvora em um ambiente, na mão, cabelo de

um suspeito, corpo de uma vítima, etc...

12) Identificação/quantificação de uso de

substâncias proibidas por atletas de alta

performance (dopping).

13) Identificação das causas de um incêndio:

análise dos destroços em busca do

combustível precursor: diesel, gasolina,

álcool, solventes, etc.

16

Química Analítica

Química Analítica Inorgânica.

Análise qualitativa e/ou quantitativa de

cátions/ânions inorgânicos

Química Analítica Orgânica

Análise qualitativa e/ou quantitativa de

compostos orgânicos

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Química Analítica

Química Analítica Clássica

-Baseada nas teorias clássicas da Química e

identificação/quantificação baseadas em

reações químicas dos analitos com reagentes

específicos.

Química Analítica Instrumental

-Baseia-se no uso de instrumentos que

contém detectores que permitem a

identificação/quantificação do analito após

calibração do instrumento.

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Química Analítica

Química Analítica Instrumental (6ª fase)

A) Métodos espectroscópicos baseados na

interação da luz com a matéria

-Espectrometria de absorção atômica e

molecular;

-Espectrometria de emissão/fluorescência

atômica

B) Métodos de separação:

-Cromatografia a gás

-Cromatografia líquida

-Eletroforese capilar

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Química Analítica

Química Analítica Clássica (3ª fase)

-Aspectos teóricos referentes à Qmc Clássica

QMC Analítica Clássica Quantitativa:

-Métodos Volumétricos (Titulométricos):

Volumetria de Neutralização

Volumetria de Precipitação

Volumetria de Complexação

Volumetria de Oxi-redução

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Métodos Gravimétricos:

Baseados na precipitação seletiva do analito,

seguida de lavagem do precipitado, secagem

(ou calcinação) por aquecimento até peso

constante e pesagem em balança analítica.

21

Toda a Química Analítica Clássica envolve a

reação química do analito com algum

reagente, atingindo-se um estado de

equilíbrio químico:

Exemplos...

Neutralização

Precipitação

Complexação

Oxi-redução

22

Portanto, o equilíbrio químico será um dos

principais assuntos abordados neste curso...

Equilíbrio químico






24

Considere a reação entre nitrogênio e

hidrogênio gasosos para formação de amônia,

representado pela equação química:

N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g)

K = __[NH3(g)]2__

[N2(g)] [H2(g)]3

25

Para uma dada reação genérica:

aA + bB cC + dD

Escrevemos a constante de equilíbrio, K, na

forma:

K = [C]c [D]d

[A]a [B]b

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Regras para escrever corretamente as

expressões da constante de equilíbrio:

1)As concentrações das espécies em solução

devem ser expressas em molaridade (mol

L-1);

2) Quando há gases envolvidos no equilíbrio,

suas pressões parciais devem ser usadas;

3) As concentrações dos sólidos puros, dos

líquidos puros e solventes não entram na

expressão, pois tem atividade igual a 1.

27

Exemplos:

Equilíbrio de precipitação

Equilíbrio iônico

Equilíbrio oxi-redução

Equilíbrio líquido-gás

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Equilíbrio e termodinâmica

Todo processo físico ou químico a temperatura

e pressão constantes tende a um estado de

equilíbrio no qual a energia livre de reagentes e

produtos tende a um mínimo:

G = H - TS

Quanto mais negativo G, mais a reação se

desloca dos reagentes para os produtos.

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-Entalpia mede a variação de energia na forma

de calor que uma reação desprende (<0) ou

absorve (>0)

-Entropia é uma medida do grau de desordem

do sistema. Quanto maior a desordem, mais

positiva é a variação de entropia

G = H - TS

G é minimizado quanto mais negativa for a

variação de entalpia e quanto mais positiva for a

variação de entropia da reação.

30

Relação entre energia livre G e a constante

de equilíbrio K:

G = -RT ln K

K > 1 implica em G < 0

K < 1 implica em G > 0

K = 1 implica em G = 0

31

Trabalhando com as constantes de

equilíbrio:

A) Se uma reação é desvaforável em um

sentido, ela será favorável no outro:

Se o sentido da reação for invertido, o novo

valor de K é simplesmente o inverso do valor

original de K, ou seja, Kinver= 1/Kdir

Exemplo (dissociação ácido fraco)

32

B) Se duas ou mais reações químicas são

somadas, o valor da constante de equilíbrio

para a reação global é obtido pela

multiplicação das constantes de cada reação

individual:

Exemplos:

33

Princípio de Le Châtelier: deslocamento do

equilíbrio químico

“Qualquer perturbação a um sistema em

equilíbrio faz com que as concentrações de

reagentes e produtos se rearranjem de forma

a compensar tal perturbação, e novamente

atingir um estado de equilíbrio”

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- O aumento na concentração de uma

espécie vai fazer com que o equilíbrio se

desloque na direção de consumir

parcialmente o que foi adicionado

- O consumo ou retirada de uma espécie vai

fazer que o equilíbrio se desloque no sentido

de repor parcialmente o que foi

retirado/consumido.

35

-Se a reação é exotérmica (H<0), uma

diminuição da temperatura vai deslocar o

equilíbrio para os produtos.

-Se a reação é endotérmica (H>0), um

aumento da temperatura vai deslocar o

equilíbrio para os produtos.

36

Teoria da dissociação eletrolítica

Eletrólitos são substâncias que formam íons quando

dissolvidas em um solvente

Eletrólitos fortes: estão quase completamente

ionizados em solução

Eletrólitos fracos: estão parcialmente ionizados em

solução

Não-eletrólitos: não formam íons quando

dissolvidos em solução

37


A classificação dos eletrólitos quando a força pode

ser realizada pela medida da condutividade elétrica

da solução:

Eletrólitos fortes: alta condutividade

Eletrólitos fracos: baixa condutividade

Não-eletrólitos: não conduzem eletricidade. Ex:

glicerina, glicose, álcoois, acetona, etc.

38


Sólidos iônicos em água: dissociação iônica

Ex: NaCl, KCl, KNO3, MgCl2, CaNO3, KI, etc

Solutos moleculares: HCl(g), H2SO4, HNO3, HI,

HBr, H3PO4, Ácidos orgânicos, etc.: ionização

39


A classificação dos eletrólitos quando a força pode

ser realizada também pela medida do grau de

dissociação:

α = nº de mols dissociado

nº de mols total

α = 0, não há dissociação

α = 1, a dissociação é completa

40


Para eletrólitos fortes, o grau de ionização α é maior

que 0,5 e praticamente independente da

concentração

Para eletrólitos fracos, o grau de ionização é

tipicamente menor que 0,1. Entretanto, é uma

função da concentração.

Quanto menor a concentração, maior o grau de

ionização... (Por que?)

41


Eletrólitos fortes:

-ácidos inorgânicos, como HCl, HBr, HI, HNO3,

H2SO4, HClO4, HBrO3, HClO3

-sais de metais do grupo 1 e 2 formados pela reação

de seus hidróxidos com os ácidos fortes

-nitratos de todos os íons são solúveis

Eletrólitos fracos:

-CO2 dissolvido em água;

-Ácidos orgânicos

-H3PO4, H2SO3, H2S, NH3, aminas, H3BO3, etc,

etc.

42


Além do grau de ionização e da medida da

condutividade da solução, a magnitude da constante

de equilíbrio de dissociação K pode ser utilizada

para classificar um soluto como eletrólito forte ou

fraco.

K>1, eletrólito forte

K<1, eletrólito fraco

K pode ser obtido da medida do grau de ionização

Exemplo...

43


Exercício:

O grau de dissociação da amônia na

concentração de 2 mol L-1 é de 0,283% a 20ºC.

Qual o valor da constante de equilíbrio?

44

Efeito da adição de eletrólitos fortes sobre o

grau de dissociação...

Adição de eletrólito forte aumenta a força

iônica da solução: medida da carga elétrica

total da solução

µ = ½ (c1Z12+c2Z2

2+...+cnZn2)

Ex: Calcular força iônica das soluções 0,1 mol L-1

NaCl La(IO3)3

MgCl2 CuSO4

Na3PO4 Na2SO4

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grau de dissociação de um eletrólito fraco

-cátions ou ânions em uma solução aquosa

sem adição de eletrólitos estão solvatados

exclusivamente por moléculas de água,

formando o íon hidratado com raio de

hidratação que corresponde ao raio efetivo do

íon mais a espessura correspondente à

camada de moléculas de água fortemente

ligadas à ele.

46



-Quanto maior a capacidade de separação das

cargas (cátions e ânions) pelas moléculas do

solvente e/ou eletrólitos presentes, maior será

a dissociação.

- Quando é adicionado um eletrólito forte

inerte à solução, os cátions do eletrólito

cercarão os ânions do soluto e vice-versa,

formando atmosferas iônicas...

47



-A atmosfera iônica diminui a atração entre os

íons em solução, diminuindo suas energias...

-O cátion mais sua atmosfera iônica negativa

possui uma carga positiva menor que o cátion

sozinho ou solvatado apenas por água.

-O ânion mais sua atmosfera iônica positiva

possui uma carga negativa menor que o ânion

sozinho ou solvatado apenas por água.

48



-Quanto maior a força iônica de uma solução,

maior será a carga na atmosfera iônica. Assim,

a carga líquida de cada íon mais sua atmosfera

será menor, pois os sinais são contrários.

-Como conseqüência, a atração entre o ânion e

o cátion proveniente da dissociação do soluto

diminui.

-Aumento da força iônica promove dissociação

iônica!

49

O conceito de atividade e coeficiente de

atividade

A forma correta para a constante de equilíbrio

é:

Esse valor é chamado de constante de

equilíbrio termodinâmica Ko

Quando a força iônica tende a zero, Kc e Ko se

aproximam um do outro.

50


atividade

A atividade de uma espécie química pode ser

entendida como uma concentração efetiva,

uma concentração que de fato pode participar

de um determinado processo.

Imagine que só você, sentado no banco de

trás de um ônibus, pudesse levar um objeto

para o motorista, em três situações:

51


atividade

a)Com o ônibus vazio;

b)Com o ônibus com metade da capacidade

c)Com o ônibus com o dobro da capacidade de

transporte de passageiros.

A sua capacidade de realizar o trabalho seria

cada vez menor, ou seja, sua atividade seria

mais baixa, mesmo sua concentração

continue sendo 1. É como você deixasse de

ser unitário.

52


atividade

O mesmo ocorre com um íon em solução:

Para uma dada concentração, quanto mais

solvatado (estabilizado) ele estiver, menor sua

atividade... Menor sua capacidade de

realizar/participar de algum

processo/reação.

53

A lei de Debye-Hückel

Relação quantitativa entre o γ e força iônica

para íon com carga z±x

log γi= -0,51 zi2 √µ

1+ 0,00328 α √µ

Influência da carga do íon

Influência do raio de hidratação

Influência da força iônica

54

A lei de Debye-Hückel

- Para espécies eletricamente neutras em

solução, o coeficiente de atividade γ ≈1 para

força iônica de até cerca de 1 mol L-1.

Ou seja, a aproximação de que atividade =

concentração pode ser feita.

55

Coeficiente de atividade para alta força iônica

A lei de Debye-Hückel estendida é válida para

força iônica de até 0,1 mol L-1.

Acima dessa força iônica, observa-se um

aumento do coeficiente de atividade que

podem atingir valores bem maiores que 1

É como se estivéssemos aumentando a

concentração da espécie, mas sem realmente

fazer isso.... Como explicar esse fenômeno?

56

Coeficiente de atividade para alta força iônica

- Em alta força iônica, grande parte do solvente

(água) está sendo utilizada para solvatar os íons

provenientes do eletrólito.

- Dessa forma, há uma “falta” de moléculas de água

para solvatar os íons do soluto em questão.

- Se um íon está pouco solvatado (estabilizado), sua

concentração efetiva (atividade) parece ser maior

que sua concentração real.

- A atividade da água diminui com o aumento da

força iônica, ou seja, ela vai gradativamente

deixando de ser 55 mol L-1.

57

A força iônica e o efeito salting-out

- Para moléculas orgânicas com força iônica elevada

(tipicamente maior que 1 mol L-1), a capacidade de

solvatação das moléculas pelo solvente fica cada vez

menor a medida que a força iônica aumenta.

- Há, então, uma tendência de separação de fases, pois a

atividade do solvente orgânico puro é 1, mas a atividade

do solvente solvatado em água com alta força iônica é

superior a 1.

- Há sempre um transporte de massa de uma substância

de um meio em que sua atividade é maior para um

meio com atividade é menor (alta para baixa energia)

58

A força iônica e o efeito salting-out

- Esse efeito é amplamente utilizado em

separações (extrações) líquido-líquido no

qual se deseja extrair algum componente

orgânico de uma solução aquosa com um

solvente orgânico.

- Satura-se a amostra aquosa com um sal

(NaCl) e agita-se essa amostra com um

solvente orgânico imiscível em água.

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Cálculos de pH usando os coeficientes de atividade

A) Calcular o pH de uma solução contendo NaNO3 0,10 M. Compare com o valor

de pH calculado sem o uso dos coeficientes de atividade. Raio dos íons

hidratados: H+=900 pm e OH- = 350 pm.

1) Escrever e equação de autoprotólise da água.

2) Escrever a equação da constante de equilíbrio termodinâmica (ou seja, em

termos da atividade, e não concentração).

3) Com a força iônica fornecida ou calculada, calcular os coeficientes de

atividade para os íons H+ e OH-.

4) Repare que as concentrações dos íons H+ e OH- vão ser iguais, mas suas

atividades não! (Por quê??)

5) Calcule a atividade para os íons, sendo atividade = coeficiente de atividade x

concentração.

6) Aplique a real definição de pH, ou seja, pH = -log AH+

Equilíbrio ácido-base






61

Definição de ácidos e bases

Definição de Arrhenius:

-Ácidos são substâncias que, em água, ionizem o H+

de sua estrutura

-Bases são substâncias que, em água, ionizem o OH-

de sua estrutura.

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Definição segundo Bronted-Lowry:

-Ácidos são substâncias capazes de ceder o H+ numa

reação.

- Bases são substâncias capazes de ceder o OH-

numa reação

Estendeu-se a química ácido-base para sistemas não-

aquosos.

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Definição segundo Lewis:

-Ácidos são substâncias capazes de receber um par de

elétrons numa reação.

- Bases são substâncias capazes de ceder um par de

elétrons numa reação

Conceito de ácido-base estendido a qualquer meio,

incluindo processos em fase gasosa

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Solventes próticos: autoprotólise

Solventes próticos são capazes de se autodissociar, ou

seja, uma molécula age como ácido e outra como

base: caráter anfótero. A extensão dessa dissociação

é dada pelo valor da constante de equilíbrio.

Exemplos:

Água

Etanol

Amônia

Ácido acético glacial

Ácido sulfúrico concentrado

65

Equilíbrio ácido base

Consideraremos principalmente os equilíbrios em

solução aquosa!

Os íons provenientes da autoprotólise do solvente não

estão livres neste... Por exemplo, os íons H+ e OH-

em água estão envoltos por n moléculas de água

H(H2O)n+ OH(H2O)n

-

n>1 e um número inteiro.

66

Equilíbrio ácido base: ácidos e bases fortes e fracas

Ácidos ou bases fortes são as que possuem constante

de dissociação K>>1

Fortes:

Ex: H2SO4, HCl, HBr, HI, HNO3, etc

Ex: NaOH, KOH, hidróxidos da família 1 e 2 em

geral.

Fracos:

Ex: H2SO3, H3PO4, H3BO3, HF, HOCl, ácidos

orgânicos em geral

Ex: Amônia, aminas, hidróxidos de Cr, Fe, Al, Zn, Cd,

Ag, etc...

67

Equilíbrio ácido base: efeito nivelador do solvente

- Nenhum ácido ou base mais forte do que o ácido e

a base conjugada formados pela autodissociação do

solvente pode existir nesse meio. A reação se

processa até que todo o ácido ou base forte tenha

reagido com o solvente.

Exemplos:

- SO3, P2O5, sódio metálico, hidretos, carbetos, óxidos de

metais alcalinos, etc.

68

Equilíbrio ácido base: determinação das

concentrações das espécies em equilíbrio

1º Ácidos e bases fortes

2º Ácidos e bases fracas

Obs: como fins de simplificação, vamos considerar os

coeficientes de atividade muito próximo a 1, exceto

quando dito algo em contrário. Ou seja,

escreveremos K em termos de concentração.

69

Equilíbrio ácido base: determinação das concentrações das

espécies em equilíbrio

1º Ácidos e bases fortes

Qual a concentração dos íons formados pela

dissociação do ácido/base forte?

Como estão completamente dissociados, a

concentração dos íons em solução será igual a

concentração analítica (concentração formal) até

um certo nível de diluição.

70


espécies em equilíbrio: ácidos e bases fortes

Ex: Considere soluções de HBr. Qual o pH dessas

soluções?

a) 0,1 M

b) 10-3 M

c) 10-5 M

d) 10-7 M

e) 10-8 M

71


espécies em equilíbrio: ácidos e bases fortes

1) Escrever a reação de autoprotólise da água

2)Escrever o balanço de carga para a solução

3)Escrever o balanço de massa para a solução

Resolver o sistema de equações

Conclusão: quando a concentração analítica do ácido

ou base forte é muito próxima da concentração de

H+ ou OH- provenientes da autoprotólise do

solvente, deve-se escrever o balanço de carga e

balanço de massa para o sistema.

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espécies em equilíbrio: ácidos fracos

2) Ácidos fracos monopróticos

HA + H2O H3O+ + A-

Ca -x x x

Ka = x2

(Ca-x)

Tipicamente, se Ca/x>100, a aproximação de que

Ca-x ≈ Ca pode ser feita.

73


espécies em equilíbrio: ácidos fracos

Ou seja, a concentração da espécie H+ e A- serão:

[H+] = [A-] = (CaKa)0,5

Ex: Calcular as concentrações de equilíbrio de um

ácido fraco (Ka=10-4) de concentração 0,10 mol L-1

74


espécies em equilíbrio: bases fracas

B + H2O BH+ + OH-

Kb = [BH+] [OH-]

[B]

Na maioria das tabelas não está disponível o valor de

Kb, mas sim de Ka, o ácido conjugado da base:

BH+ + H2O B + H3O+

Para um par conjugado BH+/B ou HA/A-, vale a

relação pKa + pKb = pKw

75


espécies em equilíbrio: sais de ácidos e bases fracas: hidrólise

1) Sais de ácidos fracos obtidos da reação com base

forte.

A- + H2O HA + OH-

Determinar o valor da constante de hidrólise!

2) Sais de bases fracas obtidas da reação com ácido

forte

BH+ + H2O H3O+ + B

76


espécies em equilíbrio: sais de ácidos e bases fracas: hidrólise

1) Sais de ácidos fracos obtidos da reação com base

forte.

A- + H2O HA + OH-

Calcular o pH de uma solução de NaOAc 0,2 mol L-1.

2) Sais de bases fracas obtidas da reação com ácido

forte. Calcular o pH de uma solução de NH4Cl 0,1

mol L-1

BH+ + H2O H3O+ + B

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Equilíbrio ácido base: sistemas tamponados

- Vários sistemas biológicos, reações químicas e outros

processos tem uma forte dependência com o pH do meio.

- Para um correto funcionamento desses sistemas o pH precisa

ser controlado e manter-se em uma determinada faixa durante

o processo, ou seja, não pode ter uma variação muito

significativa.

- Um tampão é um sistema formado por um ácido fraco e sua

base conjugada ou uma base fraca com seu ácido conjugado

em concentrações similares.

- Esse sistema é capaz de resistir a variações de pH mesmo

com adição de base forte ou ácido forte.

78

Equilíbrio ácido base: sistemas tamponados

- Tampões ácidos

HA + H2O H3O+ + A-

Escrevendo a expressão da constante de equilíbrio,

aplicando o log nos dois lados da equação, e

isolando pH como –log [H3O+], obtém-se a

equação de Henderson-Hasselbach

Ex: escreva a equação de Henderson-Hasselbach

para um tampão básico.

79

Equilíbrio ácido base: propriedades dos tampões

- Funcionam bem para uma faixa de pH em torno do pKa do

ácido conjugado da base ou do ácido fraco utilizado.

- O pH é praticamente independente da diluição do tampão.

- Entretanto, a diluição diminui a capacidade tamponante do

sistema tampão.

- Capacidade tamponante: quantidade em mols de ácido ou

base forte que pode ser adicionado a 1 L de tampão de

maneira que o pH varie de 1 unidade.

80


- Fatores que influenciam a capacidade tamponante:

1) A diferença de pH entre o pKa do ácido conjugado e o pH do

tampão.

2) A concentração analítica do tampão (a soma das

concentrações do ácido e da base conjugada que formam o

tampão)

Exemplos: Considere um tampão NH3/NH4+ (pKa=9,2).

1) Calcular a capacidade tamponante ácida e básica do tampão

amônia 0,5 mol L-1 em pH 8,2, 9,2, 10,2 e 11,2.

2) Calcular a capacidade tamponante ácida e básica do tampão

amônio em concentrações 1,0, 0,5, 0,1, 0,01, 0,001 mol L-1 em

pH 9,2. Qual o comportamento quando a conc tende a zero?

81


Tampões para a faixa de pH>12 ou pH<2 podem ser preparados

a partir de soluções de bases ou ácidos fortes em

concentrações moderadas.

Calcular a capacidade tamponante ácida para um tampão

preparado com

a) KOH 0,2 mol L-1

b) KOH 0,02 mol L-1

c) KOH 0,002 mol L-1

d) KOH 0,0002 mol L-1

Qual a tendência quando a concentração tende a

zero?

82


- Como preparar um tampão no laboratório?

1) Determinar o pH em que se deseja tamponar o meio.

2) Numa tabela de pKa, verificar que ácidos possuem pKa o mais próximo

possível do pH desejado. Os tampões mais utilizados são os baseados em

amônia, acetato, fosfatos, tris, biftalatos, boratos, carbonatos, tartaratos,

HCl/KCl, NaOH/KCl, etc.

3) Verificar no laboratório se há o ácido(ou base) fraco e o seu sal conjugado.

4) Uma vez estipulada a concentração do tampão, calcular usando a relação de

Henderson-Hasselbach a razão molar entre o ácido e a base conjugada. Pesar

o sal (ou pipetar a solução) e a solução do ácido previamente calculadas para

um balão volumétrico e completar o volume com água.

5) Caso só haja somente o sal ou o ácido ou a base disponível, o tampão pode ser

preparado usando a base fraca + HCl ou o ácido fraco + NaOH.

6) Para uma preparação mais exata, ajustar o pH do tampão (antes de avolumar o

balão) com HCl ou NaOH diluídos (0,1M) com o auxílio de um pHmetro.

Como o pH de um tampão varia pouco com a diluição, depois de ajustado, o

volume do balão pode ser completado com água.

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- Exemplo: Como você prepararia um tampão acetato em pH 5

na concentração de 1 mol L-1 dispondo de:

a) Ácido acético e acetato de sódio;

b) Acetato de sódio e HCl

c) Ácido acético e NaOH.

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Equilíbrio ácido base: curvas de titulação

Uma curva de titulação é um gráfico que relaciona uma função

pX, onde pX = -log Ax em função do volume de titulante

adicionado. Simplificaremos utilizando a função pX=-log [X].

Nas curvas de titulação ácido-base monitora-se o pH da solução

em função do volume de titulante.

1) Ácido forte x base forte (e vice-versa)

2) Ácido fraco x base forte

3) Base fraca x ácido forte

Universidade do Estado de Santa Catarina Departamento de ... · dúvida da dona de casa ou a...

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