Físico-Química ⇒ (IME) Neutralização de Solução Tópico resolvido

[Hillyn]

Boa noite a todos

Gostaria que me ajudassem nessa questão. Na verdade meu questionamento é apenas para a letra e. O gabarito diz que seria o mesmo volume de ácido fraco e de HCl, mas não consigo entender o porquê.

A constante de ionização de um ácido monocarboxílico de massa molecular 60 é 4x [tex3]10^{-5}[/tex3]. Dissolvendo-se 6g desse ácido em água até completar 1 litro de solução.

Determine:

a) A concentração de H+ na solução;

b) O pH da solução;

c) A expressão matemática da constante de ionização;

d) A concentração de H+ se o ácido for totalmente dissociado;

e) A solução que neutralizará uma maior quantidade de NaOH, considerando duas soluções, de mesmo volume e de mesmo pH, do ácido monocarboxílico e HCl.

Resposta

---

Para quem quiser o gabarito é:

(a)2x [tex3]10^{-3}[/tex3]
(b)2,7
(c)-
(d)0,1
(e)Ambas requereriam mesmo volume de base para total neutralização.

Obrigada desde já.

[gabrielbpf]

Olá!

Vamos lá:

a) a reação será [tex3]R-COOH \ \rightarrow \ R-COO^- \ + \ H^+[/tex3]
Seja, em um litro, a concentração molar do ácido mono carboxílico [tex3]C_m=\frac{m}{M}\cdot \frac{1}{L} \ \therefore \ C_m=0,1mol/\ell[/tex3], teremos que [tex3]K_a=\frac{[R-COO^-][H^+]}{[R-COOH]} \ \rightarrow \ 4\times10^{-5}=\frac{C_m^2}{0,1}\therefore \ C_m=2\times10^{-3}[/tex3]

b) [tex3]pH=-\log[H^+] \ \therefore \ pH=3-\log2[/tex3]

c) [tex3]K_i=K_a=\frac{[R-COO^-][H^+]}{[R-COOH]}[/tex3]

d) Quando o ácido for completamente dissociado, a concentração de [tex3]H^+[/tex3] será igual à do ácido, pois o mesmo tem apenas um hidrogênio ionizável.

e) Acredito que isso esteja relacionado ao número de hidrogênios ionizáveis... Como ambos os ácidos tem apenas UM, teremos que ter volumes iguais para os dois ácidos, numa neutralização duma base.

[Hillyn]

e)Acredito que isso esteja relacionado ao número de hidrogênios ionizáveis... Como ambos os ácidos tem apenas UM, teremos que ter volumes iguais para os dois ácidos, numa neutralização duma base.

Olá Gabriel, primeiramente obrigada pela resposta! =)

Entendo quando diz que está relacionado ao número de hidrogênios ionizáveis, se olharmos para a estequiometria seria igual. Mas porque não levar em cosideração o fato de um dos ácidos ser fraco e não ionizar completamente?

[Diegooo]

Olá Hillyn;

Observe o raciocínio

Reação entre [tex3]HCl[/tex3] e [tex3]NaOH[/tex3]

[tex3]HCl_{(aq)} + NaOH_{(aq)} \rightarrow NaCl_{(aq)} + H_2O_{(l)}[/tex3];

Reação entre [tex3]RCOOH[/tex3] e [tex3]NaOH[/tex3]

[tex3]RCOOH_{(aq)} + NaOH_{(aq)} \rightarrow RCOO^-Na^+_{(aq)} + H_2O_{(l)}[/tex3]

Da pergunta tiramos que:


a duas soluções têm o mesmo pH e o mesmo volume. Se volumes iguais das soluções de [tex3]RCOOH[/tex3] e da solução de [tex3]HCl[/tex3] têm a mesma [tex3][H_3O^+][/tex3] (mesmo pH). Portanto, estas soluções irão neutralizar volumes iguais da solução de [tex3]NaOH[/tex3]

Tendo a duas soluções o mesmo pH, o fato de sabermos que o ácido monocarboxílico é um ácido fraco apenas nos informa que temos uma maior concentração deste ácido na solução.

[tex3][RCOOH] > [HCl][/tex3]

Espero ter ajudado!

Qualquer dúvida é só falar!

[gabrielbpf]

Estava pesquisando um pouco e acho que é o seguinte:

(Buscando a neutralização total!)
Se as soluções de ácido tem mesmo volume e mesmo pH, sabemos então que as concentrações são as mesmas, supondo que estão 100% dissociadas.
Considerando que o termo "quantidade de [tex3]NaOH[/tex3]" se refere a mols.

1: [tex3]1R-COOH \ + \ 1NaOH \ \rightarrow \ R-COONa \ + \ H_2O[/tex3]

[tex3]V_{NaOH}=x[/tex3] e [tex3]V_{R-COOH}=y[/tex3]
[tex3]M_{NaOH}=x'[/tex3] e [tex3]M_{R-COOH}=y'[/tex3], seja [tex3]M[/tex3] a concentração molar.

Vemos que [tex3]n_{NaOH}=n_{R-COOH}[/tex3], logo: [tex3]n_{NaOH}=MV \ \rightarrow \ n_{NaOH}=xx'=yy'[/tex3]

2: Para a reação com [tex3]HCl[/tex3]: [tex3]1HCl \ + \ 1NaOH \ \rightarrow \ NaCl \ + \ H_2O[/tex3]

Usaremos o mesmo volume, como dito no enunciado do quesito... acredito que por isso, devamos utilizar também a mesma concentração, pois ambos, estando 100% dissociados, farão uma reação na razão de [tex3]1:1[/tex3] mol com o [tex3]NaOH[/tex3]

[tex3]V_{NaOH}=z[/tex3] e [tex3]V_{HCl}=y[/tex3]
[tex3]M_{NaOH}=z'[/tex3] e [tex3]M_{HCl}=y'[/tex3], seja [tex3]M[/tex3] a concentração molar.

Vemos que [tex3]n_{NaOH}=n_{HCl}[/tex3], logo: [tex3]n_{NaOH}=MV \ \rightarrow \ n_{NaOH}=zz'=yy'[/tex3]

Espero que eu não tenha digitado besteira! kkkkk

Abraços

[gabrielbpf]

vish, vendo a resposta do Diego, acho que tirei conclusões erradas na minha... desculpe-me!

[Hillyn]

Tendo a duas soluções o mesmo pH, o fato de sabermos que o ácido monocarboxílico é um ácido fraco apenas nos informa que temos uma maior concentração deste ácido na solução.

Também concordo com você Diego, quando diz que se o ácido monocarboxílico é um ácido fraco sua concentração deverá ser maior que a de HCl para obtermos um mesmo pH. Porém a minha dúvida é:

Como o ácido monocarboxílico é um ácido fraco ao adicioná-lo à água ocorrerá o seguinte:

[tex3]R-COOH \ + \ H_2O \ \rightleftharpoons \ R-COO^- \ + \ H_3O^+[/tex3]

Ao entrar em equilíbrio teremos uma [H3O+] que nos dará um valor de pH.

Por ter esse equilíbrio o ácido possui além dessa quantidade de [H3O+] uma quantidade de ácido associado que poderá dissociar (se for consumido H3O+ do meio) produzindo mais H3O+. É como dizem que ácidos fracos tem reservas e é por isso até que conseguem formar soluções tampão enquanto ácidos fortes não.

Não sei se deu para entender a minha dúvida...

O que estou pensando que possa ocorrer é de essa quantidade de ácido associado ser muito pequena e não influencie tanto, mas não sei

Será que estou pensando errado?

Obrigada por estarem me ajudando =)

[Diegooo]

Considere que a solução de [tex3]NaOH[/tex3], que contenha uma certa concentração, seja empregada para reagir completamente com a mesma [tex3][H_3O^+][/tex3] dos dois ácidos. Assim, a concentração de [tex3]NaOH[/tex3] será igual nos dois casos, basta também observar a estequiometria das reações.

Como a solução ácida neutralizará a maior quantidade de [tex3]NaOH[/tex3], teremos um equilíbrio em relação ao ácido monocarboxílico:

Como ele é um ácido fraco estabelecerá o equilíbrio com as seguintes espécies:

[tex3]RCOOH \rightleftharpoons RCOO^- + H^+[/tex3] (Reação simplificada)

Suponha que o [tex3]NaOH[/tex3] irá reagir somente com o [tex3]H^+[/tex3] livre. Sabemos que a [tex3][H^+][/tex3] livre no ácido fórmico será inicialmente menor do que a concentração de [tex3][H^+][/tex3] livre no ácido clorídrico, isto para uma mesma concentração inicial dos ácidos.
Ao colocarmos uma certa quantidade de [tex3]OH^-[/tex3] para consumir este [tex3]H^+[/tex3] livre o que acontecerá com o equilíbrio?

É óbvio, que ele se deslocará para direita no sentido de produzir mais [tex3]H^+[/tex3] livre, daí ao colocarmos mais um pouquinho de [tex3]OH^-[/tex3] ele novamente irá consumir este [tex3]H^+[/tex3] livre deslocando novamente o equilíbrio para direita.

Mas isso ocorrerá até quando?

Até que o ácido monocarboxílico se ionize atingindo o mesmo potencial hidrogeniônico do ácido clorídrico o qual neutralizou aquela maior quantidade de [tex3]NaOH[/tex3] possível.

Por que posso garantir isso? Porque o [tex3]NaOH[/tex3] é uma base forte.


Espero ter ajudado!

[Hillyn]

Suponha que o [tex3]NaOH[/tex3] irá reagir somente com o [tex3]H^+[/tex3] livre. Sabemos que a [tex3][H^+][/tex3] livre no ácido fórmico será inicialmente menor do que a concentração de [tex3][H^+][/tex3] livre no ácido clorídrico, isto para uma mesma concentração inicial dos ácidos.

Porém o que a questão diz é que pegaremos duas soluções ácidas com o mesmo pH (mesma concentração de H+) e não com a mesma concentração de ácido?!

[Diegooo]

Olá Hillyn,

Porém o que a questão diz é que pegaremos duas soluções ácidas com o mesmo pH (mesma concentração de H+) e não com a mesma concentração de ácido?!

Isso mesmo!

Vou tentar explicar melhor porque dei este exemplo!

Considerando uma solução [tex3]0,1 mol/L[/tex3] de [tex3]HCl[/tex3] e [tex3]0,1mol/L[/tex3] de [tex3]RCOOH[/tex3] temos que:

[tex3]HCl\,\,\,\,\,\,\,\,\,\,\,\,\,\,\, \rightarrow \,\,\,\,\,\,\,\,\,\, H^+\,\,\,\,\,\,\,\,\,\, +\,\,\,\,\,\,\, Cl^-[/tex3]

[tex3]0,1mol/L\,\,\,\,\,\,\,\,\,\,\,\,\,\,\, 0,1mol/L[/tex3]


[tex3]RCOOH\,\,\,\,\,\,\,\,\,\,\,\,\,\,\, \rightleftharpoons \,\,\,\,\,\,\,\,\,\, H^+\,\,\,\,\,\,\,\,\,\, +\,\,\,\,\,\,\,\,\,\, RCOO^-[/tex3]

[tex3]0,1mol/L\,\,\,\,\,\,\,\,\,\,\,\,\,\,\,\,\,\,\,\,\,\,\,\,<0,1mol/L[/tex3]

[tex3]0,1mol/L[/tex3] de [tex3]RCOOH[/tex3] produz uma concentração menor de [tex3]H^+[/tex3]

Por isso, escrevi :

Suponha que o [tex3]NaOH[/tex3] irá reagir somente com o [tex3]H^+[/tex3] livre. Sabemos que a [tex3][H^+][/tex3] livre no ácido fórmico será inicialmente menor do que a concentração de [tex3][H^+][/tex3] livre no ácido clorídrico, isto para uma mesma concentração inicial dos ácidos.

Entendeu agora?

Como devemos considerar uma mesmo memso pH, ou seja, uma mesma concentração de [tex3]H^+[/tex3] então:

[tex3]HCl\,\,\,\,\,\,\,\,\,\,\,\,\,\,\, \rightarrow \,\,\,\,\,\,\,\,\,\, H^+\,\,\,\,\,\,\,\,\,\, +\,\,\,\,\,\,\, Cl^-[/tex3]

[tex3]0,1mol/L\,\,\,\,\,\,\,\,\,\,\,\,\,\,\, 0,1mol/L[/tex3]


[tex3]RCOOH\,\,\,\,\,\,\,\,\,\,\,\,\,\,\, \rightleftharpoons \,\,\,\,\,\,\,\,\,\, H^+\,\,\,\,\,\,\,\,\,\, +\,\,\,\,\,\,\,\,\,\, RCOO^-[/tex3]

[tex3]>0,1mol/L\,\,\,\,\,\,\,\,\,\,\,\,\,\,\,\,\,\,\,\,\,\,\,\,0,1mol/L[/tex3]

A concentração do [tex3]RCOOH[/tex3] deve ser necessariamente maior.

Espero que tenha entendido!