acidos poliproticos
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• Os ácidos polipróticos têm mais de um próton ionizável;
• Os prótons são removidos em etapas, não todos de uma só vez:
H2SO3(aq) H+(aq) + HSO3
- Ka1 = 1.7 x 10-2
• O primeiro próton é sempre mais ácido em um ácido poliprótico;
HSO3-(aq) H+
(aq) + SO32-
(aq) Ka2 = 6.4 x 10-8
• É mais difícil remover o segundo próton em um ácido poliprótico.
• Conseqüentemente:
Ka1 > Ka2 > Ka3... etc.
Constantes de dissociação (Ka) para alguns ácidos polipróticos
EXEMPLO:
Ácido SulfúricoH2SO4(aq) ↔ H+
(aq) + HSO4-(aq)
HSO4-(aq) ↔ H+
(aq) + SO42-
(aq)
]SO[H
][H x ][HSO
42
-4
1
aK
][HSO
][H x ][SO -
4
24
2
aK
Ácido FosfóricoH3PO4(aq) ↔ H+
(aq) + H2PO4-(aq)
H2PO4-(aq) ↔ H+
(aq) + HPO42-
(aq)
HPO42-
(aq) ↔ H+(aq) + PO4
3-(aq)
]PO[H
][H x ]PO[H
43
421
aK
]PO[H
][H x ][HPO -
42
24
2
aK
][HPO
][H x ][PO -2
4
34
3
aK
EXEMPLO 1: Encontre o pH e as concentrações de H2SO3, HSO3
- e SO32-, em uma solução de 0,05M de H2SO3.
Dados Ka1 = 1,5 x 10-2 Ka2 = 1,0 x 10-7
ESPÉCIES QUÍMICAS
Fases H2SO3 H+ HSO3-
Passo 1 [ ] inicial 0,05 0,0 0,0
Passo 2 Variação - x + x + x
Passo 3 [ ] equilíbrio 0,05 - x + x + x
Escrever a equação de equilíbrio: H2SO3 ↔ HSO3- + H+
Como Ka1 é muito maior que Ka2 podemos supor que quase todo o íon H+ na solução é derivado da primeira etapa de dissociação.Usaremos Ka1 para realizar os 1ºs cálculos.
]SO[H
][H x ][HSO
32
-3
1
aK
Substitui-se na expressão de Ka1
]SO[H
][H x ][HSO
32
-3
1
aK
0 7,5x10 X10 x 1,5 X
X]- [0,05
][ x [X] 10 x 5,1
4-2
2-
2-
X
2-
2-2-
3-4-2-
-42-2-2
10 x 2,085 x
2
x105,67 x101,5 x
2
10 x 3 10 x 2,25 x101,5 x
1 x 2
)7,5x10 x 1 ( x 4 - )1,5x10( )(1,5x10- x
Substitui-se o valor de X na tabela anterior:
Substitui-se o valor de X na tabela referente a 1ª dissociação:
ESPÉCIES QUÍMICAS
Fases H2SO3 H+ HSO3-
Passo 1 [ ] inicial 0,05 0,0 0,0
Passo 2 Variação - 2,085 x10-2 + 2,085 x10-2 +2,085 x10-2
Passo 3 [ ] equilíbrio 0,05 - 2,085 x10-2 2,085 x10-2 2,085 x10-2
Temos então:
[H+] = 2,085 x10-2 mol/L
[HSO3-] = 2,085 x10-2 mol/L
[H2SO3] = 2,91 x 10-2 mol/L
Escrever a equação de equilíbrio para Ka2: HSO3
-(aq) ↔ SO3
2-(aq) + H+
(aq)
][HSO
][H x ][SO -
3
-23
2
aK
Para cálculo das concentrações restantes utilizaremos o Ka2
ESPÉCIES QUÍMICAS após a 2ª dissociação
Fases HSO3- H+ SO3
2-
Passo 1 [ ] inicial 2,085 x10-2 2,085 x10-2 0,0
Passo 2 Variação - x + x + x
Passo 3 [ ] equilíbrio 2,085 x10-2 - x 2,085 x10-2 + x + x
Substitui-se na expressão de Ka2
][HSO
][H x ][SO -
3
-23
2
aK
0 X2
2- x102,085 2,085x10- X
12
)085x104x(1)x(-2, - )(2,085x10 )(2,085x10-
0 2,085x10 - X2,085x10
X]- x10[2,085
[X] x ] X x10[2,085 10 x 1,0
2-
9-22-2-
9-2-2
2
-27-
xX
X
-
Substitui-se o valo de X na tabela referente a 2ª ionização.
Substitui-se os valores estimados para a 2ª
dissociação:
ESPÉCIES QUÍMICAS após a 2ª dissociação
Fases HSO3- H+ SO3
2-
Passo 1 [ ] inicial 2,085 x10-2 2,085 x10-2 0,0
Passo 2 Variação - 0 + 0 0
Passo 3 [ ] equilíbrio
2,085 x10-2 - 0 =
2,085 x10-2 mol/L
2,085 x10-2 + 0 = 2,085 x10-2 mol/L
0
Mol/L
[H2SO3] = 2,91 x 10-2 mol/L[HSO3
-] = 2,085 x10-2 mol/L[H+] = 2,085 x10-2 mol/L[SO3
2-] = 0 mol/L
Concentrações após a 2ª etapa de dissociação:
Cálculo do pH: pH = - log [H+]pH = - log (2,085 x10-2 )pH = 1,68
[H2SO3] = 2,91 x 10-2 mol/L[HSO3
-] = 2,085 x10-2 mol/L[H+] = 2,085 x10-2 mol/L[SO3
2-] = 0 mol/L
Cálculo do pH: pH = - log [H+]pH = - log (2,085 x10-2 )pH = 1,68
ESTAS SÃO AS CONCENTRAÇÕES DE TODAS AS ESPÉCIES
PRESENTES EM SOLUÇÃO APÓS A 2ª DISSOCIAÇÃO DO
ÁCIDO SULFUROSO (H2SO3)
COM BASE NA CONCENTRAÇÃO DO H+ APÓS A 2ª
DISSOCIAÇÃO DO ÁCIDO SULFUROSO (H2SO3) PODEMOS
CALCULAR O pH DA SOLUÇÃO: