Weak acids, buffers and titration decisions
Introduzido| English | Significado |
|---|---|
| dissociation | dissociação |
| buffer/ˈbʌfə/ | solução tampão |
| conjugate base/ˈkɒndʒuːɡeɪt beɪs/ | base conjugada |
| equivalence/ɪˈkwɪvələns/ | ponto de equivalência |
Qual modelo de pH se aplica?
- Um ácido fraco e um ácido forte na mesma concentração não necessariamente têm o mesmo pH. A força refere-se à dissociação, não à quantidade dissolvida.
- Identifique as espécies ácido/base e qualquer neutralização prévia antes de escolher uma fórmula.
Use a aproximação para ácidos fracos
- Para HA, $K_a=[H^+][A^-]/[HA]$. Com pouca dissociação e contribuição da água desprezível, $[H^+]\approx\sqrt{K_ac}$.
- Para $K_a=1.80\times10^{-5}\,\dfrac{\mathrm{mol}}{\mathrm{dm}^3}$ e $c=0.100\,\dfrac{\mathrm{mol}}{\mathrm{dm}^3}$, $[H^+]\approx0.00134\,\dfrac{\mathrm{mol}}{\mathrm{dm}^3}$ e pH ≈ 2.87. A dissociação é $(0.00134/0.100)\times100=1.34\%$, o que sustenta a aproximação.
A dilute monoprotic strong acid has [H⁺] = 0.0100 in moles per cubic decimetre. Find pH.
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pH = −log₁₀(0.0100) = 2.00.
Amortecedores reagem com reagente adicionado
- Um amortecedor contém ácido fraco HA e base conjugada A⁻ em quantidades consideráveis. H⁺ adicionado consome A⁻; OH⁻ adicionado consome HA.
- Reaja primeiramente pelos mols. Adicionar 0.00400 mol de OH⁻ a 0.0100 mol de HA deixa 0.00600 mol de HA e forma 0.00400 mol de A⁻.
Em 298 K, $[OH^-]=0.0100\,\dfrac{\mathrm{mol}}{\mathrm{dm}^3}$ resulta em $[H^+]=K_w/[OH^-]=10^{-12}\,\dfrac{\mathrm{mol}}{\mathrm{dm}^3}$, logo pH = 12.00 usando $K_w=10^{-14}\,\dfrac{\mathrm{mol}^2}{\mathrm{dm}^6}$.
0.0100 mol HA receives 0.00300 mol OH⁻. What is the remaining HA:A⁻ ratio?
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Neutralisation consumes 0.00300 mol HA and forms that amount of A⁻, leaving 0.00700 mol HA.
The conjugate base component of an acid buffer consumes added _____ ions.
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A⁻ + H⁺ → HA consumes added hydrogen ions.
Use a razão restante
- Para o tampão, $[H^+]\approx K_a[HA]/[A^-]$. O volume final comum cancela-se ao usar a razão molar restante.
- Com $K_a=1.80\times10^{-5}\,\dfrac{\mathrm{mol}}{\mathrm{dm}^3}$ e HA:A⁻ = 6:4, $[H^+]=2.70\times10^{-5}\,\dfrac{\mathrm{mol}}{\mathrm{dm}^3}$ e pH = 4.57. Ambos os componentes devem permanecer.
Leia a curva antes de escolher um indicador
- Na semi-neutralização de ácido fraco por base forte, pH = pKa. No ponto de equivalência, as quantidades reagentes correspondem à equação balanceada; o pH não precisa ser 7.
- A transição do indicador deve ocorrer na parte íngreme da curva. Após a equivalência, o excesso de reagente forte controla o pH e a fórmula do tampão falha.
“Um ácido fraco é sempre diluído” é falso. Concentração e grau de dissociação descrevem propriedades diferentes.
Faça estequiometria antes do equilíbrio. Verifique se a fórmula proposta ainda possui as espécies necessárias.
Every acid–base equivalence point must have pH 7.
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Weak-acid/strong-base equivalence is above 7 at 298 K; strong-acid/weak-base is below 7.
Which two conditions justify an indicator choice?
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The endpoint must respond to a small addition near equivalence. Starting pH does not determine a suitable transition.