Relatório acido e base

Universidade Federal do Espírito Santo
Centro de Ciências Agrárias
Licenciatura em Química
Eronildo Alves Pinto Junior
Gustavo Rossoni Ruy
Samuel O. Nicoli
Flávia Sobreira
Relatório 10. Equilíbrio Ácido-Base.
1. INTRODUÇÃO
As soluções podem ser ácidas, neutras ou básicas. A acidez de uma solução aquosa é de fundamental importância em química. Dissociação de ácidos fracos pode ser descritas em termos das teorias de Arrhenius e ou BronstedLowry. Em qualquer dos casos a condição de equilíbrio é que a expressão da
Lei da ação das massas seja igual à constante de dissociação Ka+ . Quanto mais fraco um ácido, menor será sua constante de dissociação. Ácidos polipróticos têm mais de um próton disponível por molécula e, por tanto, sofrem dissociação em etapas, tendo cada etapa sua própria constante de dissociação. A condição de equilíbrio da dissociação de um ácido fraco pode ser usada para calcular as concentrações das espécies de solutos presentes em solução destes ácidos. Por meio destes cálculos pode ser mostrado que a presença de uma concentração apreciável de ânion de um ácido fraco em uma solução reprime a dissociação do ácido. Esta é uma ilustração do princípio de Le
Châtelier chamada íon do efeito comum.
Bases fracas se dissociam em água da mesma maneira que ácidos fracos, só que com um aumento de concentração de íons hidróxido, em vez de com aumento de íons hidrogênio (hidrônio). Uma base fraca e comum e importante é a amônia. Em suas soluções aquosas as espécies moleculares nãodissociadas foram formuladas com NH3 ou como NH4OH, embora se acredite hoje que ambas são formada excessivamente simplificada.
Cálculos de bases fracas se baseiam na igualdade da Lei da ação das massas e a constante de dissociação da base Kb.

O pH de uma solução é definido como –log[H+]. A escala de pH fornece uma maneira conveniente de expressar a acidez ou basicidade de uma solução que pode variar num intervalo de mais de 1016.

2. OBJETIVOS
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