Ácidos e Bases:
se a concentração de \mathrm{Ca}(\mathrm{OH})_{2} adicionada for de 0,005 mol/l (base forte que se dissocia completamente).
anionico utilizado é um ácido fraco (HA), e a empresa quer que ele esteja na forma iônica (A-) para adsorver na silica. Como a equação de Henderson-Hasselbalch poderia ser utilizada para determinar a proporção HA/A- no pH 9,0? Explique o que é um ácido fraco neste contexto e o conceito de força de um ácido fraco neste contexto.

Passo 1

Resumindo o problema, temos um ácido fraco \mathrm{HA} cujo conjugado é \mathrm{A^-}. A empresa quer trabalhar a um pH de 9,0 (ajustado pela base forte \mathrm{Ca(OH)_2} 0,005 mol/L) de modo que \mathrm{HA} esteja preferencialmente na forma iônica \mathrm{A^-}. O conteúdo é equilibrar um par conjugado ácido-fraco/base-conjugada usando a equação de Henderson–Hasselbalch.

Passo 2

A equação de Henderson–Hasselbalch relaciona o pH de uma solução tampão ácido-base ao pKa do ácido fraco e às concentrações de suas formas conjugadas:
\mathrm{pH} = \mathrm{p}K_a + \log \frac{[\mathrm{A^-}]}{[\mathrm{HA}]}.

Passo 3

Para encontrar a proporção entre as espécies, isolamos o quociente:
\log \frac{[\mathrm{A^-}]}{[\mathrm{HA}]} = \mathrm{pH} - \mathrm{p}K_a \quad\Longrightarrow\quad \frac{[\mathrm{A^-}]}{[\mathrm{HA}]} = 10^{\,\mathrm{pH} - \mathrm{p}K_a}.

Passo 4

Substituindo \mathrm{pH}=9{,}0 obtemos
\frac{[\mathrm{A^-}]}{[\mathrm{HA}]} = 10^{\,9{,}0 - \mathrm{p}K_a}.
Isso diz que, quanto maior for a diferença 9{,}0 - \mathrm{p}K_a, maior será a fração de \mathrm{A^-} (ou seja, o ácido estará dissociado).

Passo 5

No contexto, um ácido fraco é aquele que não se dissocia completamente em água, ou seja, o equilíbrio
\mathrm{HA} \rightleftharpoons \mathrm{H^+} + \mathrm{A^-}
está deslocado para a esquerda e sua constante de dissociação
K_a = \frac{[\mathrm{H^+}][\mathrm{A^-}]}{[\mathrm{HA}]}
é relativamente pequena (típicos K_a\ll1).

Passo 6

A “força” de um ácido fraco é medida pelo valor de K_a (ou equivalentemente pelo \mathrm{p}K_a = -\log K_a):
  • Quanto menor K_a (ou maior \mathrm{p}K_a), mais fraco o ácido, isto é, menos ele tende a liberar prótons.
  • Quanto maior K_a (ou menor \mathrm{p}K_a), mais forte (entre os fracos) é o ácido, maior a sua fração dissociada a um dado pH.

Resposta

A proporção entre base conjugada e ácido não dissociado a pH 9,0 é
\frac{[\mathrm{A^-}]}{[\mathrm{HA}]} = 10^{\,9{,}0 - \mathrm{p}K_a}.
Um ácido fraco é aquele de dissociação parcial em água, cujo grau de dissociação depende de K_a (ou \mathrm{p}K_a), e quanto menor K_a (maior \mathrm{p}K_a), mais fraco é o ácido.

Exercícios relacionados