equilíbrios ácido-Base (Português)

ácidos Dipróticos e Tripróticos e ácidos ebases

ácidos Dipróticos

Os problemas de equilíbrio ácido discutidos até à data concentraram-se numa família de compostos conhecidos como ácidos monopróticos. Cada um destes ácidos tem um único íon H+, ortrotão, que pode doar quando atua como um ácido Brnsted. Ácido clorídrico (HCl), aceticácido (CH3CO2H ou HOAc), ácido nítrico (HNO3), e benzoicácido (C6H5CO2H) são todos ácidos monopróticos.,vários ácidos importantes podem ser classificados como ácidos polipróticos, que podem perder mais do que um íon h+ quando agem como ácidos Brnsted. Ácidos dipróticos, tais como ácido sulfúrico (H2SO4), ácido carbônico (H2CO3), sulfeto de hidrogênio (H2S), ácido crômico (H2CrO4), e oxalicácido (H2C2O4) têm dois átomos de hidrogênio ácidos. Os triproticácidos,como o ácido fosfórico (H3PO4) e o ácido cítrico (C6H8O7), têm três.

geralmente há uma grande diferença na facilidade com que estes ácidos perdem o primeiro e segundo protões (ou segundo e terceiro)., Quando o ácido sulfúrico é classificado como um strongacid, os alunos muitas vezes assumem que ele perde ambos os protões quando reage com água.Isso não é uma suposição legítima. Ácido sulfúrico é um ácido forte porque Kafor a perda do primeiro próton é muito maior do que 1. Portanto, supomos que todas as moléculas H2SO4 em uma solução aquosa perdem o primeiro próton para formar o íon HSO4, ou sulfato de hidrogênio.,

But Ka for the loss of the second proton is only 10-2 andonly 10% of the H2SO4 molecules in a 1 M solution lose asecond proton.

H2SO4 só perde ambos os h+ iões quando reage com base, como o amoníaco.a tabela abaixo apresenta valores de Ka para alguns ácidos polipróticos comuns.A grande diferença entre os valores de Ka para a perda sequencial de prótons por um ácido poliprótico é importante porque significa que podemos assumir que estes ácidos dissociam um passo de cada vezum consumo conhecido como dissociação gradual.,

constante de equilíbrio ácido-dissociação para ácidos Polipróticos comuns

vamos olhar para a consequência da suposição de que os ácidos polipróticos perdem prótons onestep em um momento examinando a química de uma solução saturada de H2S inwater.

odor.It é uma excelente fonte de S2-íon, no entanto, e é, portanto, comum uso em laboratórios de química introdutória. H2S é um ácido fraco que se dissocia em etapas., Algumas das moléculas H2S perdem um próton no primeiro passo para formar o íon HS -, ou sulfeto de hidrogênio.

Uma pequena fração do HS – íons formados nesta reação, em seguida, ir para loseanother íon H+ em uma segunda etapa.,

Since there are two steps in this reaction, we can write two equilibrium constantexpressions.

Although each of these equations contains three terms, there are only four unknowns,, , and becausethe and terms appear in both equations., The term represents the total H3O+ Ion concentration from both steps and therefore must have the same value in both equations.Da mesma forma, o termo,que representa o equilíbrio entre os íons HS formados no primeiro passo e os íons HS consumidos no segundo passo, deve ter o mesmo valor para ambas as equações.quatro equações são necessárias para resolver quatro incógnitas. Já temos duas equações: as expressões Ka1 e Ka2. Vamos ter que encontrar mais duas equações ou um par de suposições que podem gerar duas equações.,Podemos basear uma hipótese no facto de que o valor de Ka1 para este ácido é quase um milhão de vezes maior do que o valor de Ka2.

Ac1 >> Ac2

Isto significa que apenas uma pequena fração do HS – íons formados na primeira etapa ir para dissociar na segunda etapa. Se isso for verdade, a maioria dos íons H3O+nesta solução vem da dissociação de H2S, e a maioria dos íons HS-ions formados nesta reação PSS permanecem em solução. Como resultado, podemos assumir que as concentrações de H3O+e HS – íon são mais ou menos iguais.,

precisamos de uma equação a mais, e, portanto, mais uma suposição. Note – se que o H2Sis é um ácido fraco (Ka1 = 1,0 x 10-7, Ka2 = 1,3 x 10-13). Assim, podemos assumir que a maioria dos H2S que se dissolve na água ainda estará presente quando a solução atingir o equilíbrio. Em outras palavras, podemos afirmar que a concentração de equilíbrio de H2S é aproximadamente igual à concentração inicial.,

We now have four equations in four unknowns.,

CH2S

uma vez que sempre existe uma solução única para quatro equações a quatro incógnitas, estamos nowready para calcular o H3O+, H2S, HS-e S2-em concentrações no estado de equilíbrio em uma solução saturada de H2S na água. Tudo o que precisamos saber é que uma solução saturada de H2S em água tem uma concentração inicial de cerca de 0,10 M.,porque a Ka1 é muito maior do que a Ka2 para este ácido, podemos trabalhar com a expressão de equilíbrio para o primeiro passo sem nos preocuparmos com o segundo passo para o momento. Começamos, portanto, pela expressão KA1 para este ácido.

Depois invocamos uma das nossas hipóteses.

CH2S0,10 M

Substituindo esta aproximação para o Ac1 expressão dá thefollowing equação.

então invocamos a outra suposição.,

C

Substituindo esta aproximação para o Ac1 expressão dá thefollowing resultado.

Vamos agora resolver esta equação aproximada para o C.

C1,0 x 10-4

Se os nossos dois pressupostos são válidos, estamos a três quartos do caminho para o nosso objetivo. Conhecemos as concentrações H2S, H3O+ e HS.

0,10 M

1.,0 x 10-4 M

tendo extraído os valores de três desconhecidos da primeira expressão de equilíbrio, weturn à segunda expressão de equilíbrio.

Substituindo os valores conhecidos de H3O+ e HS – ionconcentrations para esta expressão dá-se a seguinte equação.

porque as concentrações de equilíbrio dos íons H3O+ e HS-são mais ou menos as mesmas, a concentração de iões S2 no equilíbrio é aproximadamente igual ao valor de Ka2 para este ácido.

1.,3 x 10-13 M

Agora é hora de verificar nossas suposições. A dissociação de H2S é pequena comparada com a concentração inicial? Sim. As concentrações de iões HS e H3O+obtidas a partir deste cálculo são de 1,0 x 10-4 M, o que representa 0,1% da concentração inicial de H2S. por conseguinte, é válida a seguinte hipótese.

CH2S 0.,10 M

A diferença entre a carga de concentração de iões S2 e HS é suficiente para nos permitir assumir que, essencialmente, todos os iões H3O+em equilíbrio são formados no primeiro passo e que, essencialmente, todos os iões HS formados nesta etapa permanecem em solução? Sim. A concentração de iões S2 obtida a partir deste cálculo é 109 vezes menor do que a concentração de iões HS. Assim, nossa outra suposição também é válida.

Podemos, portanto, resumir as concentrações dos vários componentes deste desequilíbrio da seguinte forma.,

0,10 M

1,0 x 10-4 M

1,3 x 10-13 M

Diprotic Bases

As técnicas que temos usado com diprotic ácidos pode ser estendido para diprotic bases. O único desafio é calcular os valores de Kb para a base.

porque é um sal, o carbonato de sódio dissocia-se nos seus íons quando se dissolve na água.,

The carbonate ion then acts as a base toward water, picking up a pair of protons (oneat a time) to form the bicarbonate ion, HCO3- ion, and theneventually carbonic acid, H2CO3.,

The first step in solving this problem involves determining the values of Kb1and Kb2 for the carbonate ion. We start by comparing the Kbexpressions for the carbonate ion with the Ka expressions for carbonicacid.,

The expressions for Kb1 and Ka2 have something incommontheyboth depend on the concentrations of the HCO3- and CO32-ions. The expressions for Kb2 and Ka1 also havesomething in commontheyboth depend on the HCO3- and H2CO3concentrations., Podemos, portanto, calcular o Kb1 a partir de Ka2and Kb2 a partir de Ka1.

começamos por multiplicar o topo e o fundo da expressão Ka1 pela concentração de íons OH para introduzir o termo.

we then group terms in this equation as follows.

o primeiro termo nesta equação é o inverso da expressão Kb2,e o segundo termo é a expressão em Kw.

rearranjando esta equação dá o seguinte resultado.,

Ka1Kb2 = Kw

Similarly, we can multiply the top and bottom of the Ka2 expression by the OH-ion concentration.

Termos colectores dá a seguinte equação.

o primeiro termo nesta equação é o inverso de Kb1, e o segundo termo é Kw.

Esta equação pode, portanto, ser rearranjada da seguinte forma.

Ka2Kb1 = Kw

Podemos agora calcular os valores de Kb1 e Kb2 para o íon carbonatado.,

Estamos finalmente prontos para fazer os cálculos. Começamos com a expressão KB1 porque o co32 – íon é a base mais forte nesta solução e, portanto, a melhor fonte do Oh – íon.

a diferença entre Kb1 e Kb2 para o íon carbonato é grande o suficiente para sugerir que a maioria dos íons OH vêm deste passo e a maioria dos íons HCO3 formados nesta reação permanecem na solução.,

C

O valor de Kb1 é pequeno o suficiente para assumir que o Cei pequeno comparado com a concentração inicial do íon carbonato de. Se isso for verdade, a concentração do íon CO32 em equilíbrio será aproximadamente igual à concentração inicial de Na2CO3.

CNa2CO3

substituir esta informação na expressão Kb1 dá o seguinte resultado.

esta equação aproximada pode agora ser resolvida para C.,

C0.0046 M

We then use this value of Cto calculate the equilibrium concentrations of the OH-, HCO3-,and CO32- ions.

= 0.10 – C0.095M

C 0.0046 M

We now turn to the Kb2 expression.,

substituindo o que sabemos sobre a concentração de iões OH – e HCO3 nesta equação dá o seguinte resultado.

de Acordo com esta equação, a concentração de H2CO3 atequilibrium é aproximadamente igual a Kb2 para o carbonato de iões de lítio.

2,2 x 10-8 M

Resumindo os resultados dos nossos cálculos permite-nos testar as hipóteses madegenerating estes resultados.

0.,095 M

4,6 x 10-3 M

2,2 x 10-8 M

Todas as nossas suposições são válidas. A extensão da reação entre o íon CO32 e a água para dar o íon HCO3 é inferior a 5% da concentração inicial de Na2CO3. Além disso, a maior parte do Oh – ioniza do primeiro passo, e a maioria do HCO3 – íon formado neste passo permanece em solução.,as nossas técnicas para trabalhar com ácido diprótico ou problemas de equilíbrio da base diprótica também podem ser aplicadas a ácidos e bases tripróticas. Para ilustrar isso,vamos calcular as concentrações de H3O+, H3PO4, H2PO4 -, HPO42 -, e PO43 – em equilíbrio em uma solução de 0.10 M H3PO4, para a qual Ka1 = 7.1 x 10-3, Ka2 =6.3 x 10-8, e Ka3 = 4.2 x 10-13. vamos assumir que este ácido dissocia-se por etapas e analisa a primeira reacção extensa.,

assumimos agora que a diferença entre Ka1 e KA2 é suficientemente grande que a maioria dos íons H3O+ vêm deste primeiro passo e a maioria dos íons H2PO4 formados neste passo permanecem insolúveis.

c

substituindo esta suposição na expressão Ka1 dá a seguinte equação.

a suposição de queé pequena em comparação com a concentração inicial do ácido falha neste problema., Mas não precisamos realmente desta suposição porque podemos usar a fórmula quadrática ou successivaproximações para resolver a equação. De qualquer forma, obtemos a mesma resposta.

C= 0.023 M

Podemos então utilizar este valor deC para obter a seguinte informação.

0.10 – C0.077 M

0.023 M

Vamos agora para o segundo mais forte o ácido em solução.,

substituindo o que sabemos sobre as concentrações de iões H3O+ e H2PO4 nesta expressão dá a seguinte equação.

Se as nossas hipóteses até agora estiverem correctas, a concentração de iões hpo42 nesta solução é igual a Ka2.

6.3 x 10-8

temos apenas mais uma equação, a expressão de equilíbrio para o ácido mais fraco na solução.,

substituindo o que sabemos sobre as concentrações dos H3O+e HPO42 – íons nesta expressão dá a seguinte equação.

esta equação pode ser resolvida para a concentração do ião fosfato no equilíbrio.

1.2 x 10-18 M

resumir os resultados dos cálculos ajuda-nos a verificar as hipóteses feitas ao longo do caminho.

0.077 M

0.023 M

6.,3 x 10-8 M

1.2 x 10-18 M

A única aproximação usada no trabalho deste problema foi a suposição de que a aciddissocia um passo de cada vez. A diferença entre as concentrações dos iões H2PO4 e HPO42 é suficientemente grande para justificar a suposição de que, essencialmente, todos os iões H3O+ provêm do primeiro passo? Sim. Isit grande o suficiente para justificar a suposição de que essencialmente todo o H2PO4-formado no primeiro passo permanece em solução? Sim.,

pode nunca encontrar um exemplo de um ácido poliprótico para o qual a diferença entre valores sucessivos de Ka é demasiado pequena para permitir que u para assumir uma dissociação gradual. Esta suposição funciona mesmo quando podemos esperar que falhe.