Reguladores e o efeito do íon comum

RKA1JV - Vamos dizer que nós temos uma solução de ácido acético, e que nós já sabemos o que vai acontecer na solução. O ácido acético vai doar um próton para a água, então, a gente vai formar um íon hidrônio, a gente vai formar H₃O⁺. Como a gente doou um próton aqui, a gente ainda ficou com um íon acetato, então, a gente ficou com CH₃COO⁻. Então, esse íon acetato vai ser a base conjugada do meu ácido acético. Nós temos uma concentração de íons acetato na solução, e o que aconteceria se nós colocássemos acetato de sódio? Você adicionou aqui acetato de sódio, então, você terá mais íons acetato na sua solução, você está aumentando a concentração de íon acetato, aqui eu vou marcar com uma flechinha que eu estou aumentando a minha concentração de íons acetato, CH₃COO⁻. De acordo com o princípio de Le Chatelier, se você aumenta a concentração dos seus produtos, o equilíbrio vai tender para esse lado, então, vou fazer aqui uma cor diferente, que o meu equilíbrio vai tender para o meu lado esquerdo. Isso quer dizer que alguns dos meus íons acetato vão reagir com meu íon hidrônio, por isso que o equilíbrio está tendendo aqui para o lado esquerdo. E isso vai fazer com que a concentração do meu íon hidrônio caia. A minha concentração de H₃O⁺ vai cair, decrescer, então, a minha concentração de H₃O⁺ vai decrescer, e assim, o pH da minha solução vai aumentar, então, o meu pH vai aumentar em consequência disso. Neste caso, o íon acetato é o íon de efeito comum, porque existem duas fontes de íon acetato, uma vai ser a ionização do meu ácido acético e a outra vai ser o meu acetato de sódio. Lembrando que o acetato de sódio vai ser formado por CH₃COO⁻ e Na⁺. Então, nós temos duas fontes de íon acetato, e nós esperamos que o pH seja mais alto do que de uma solução contendo somente ácido acético. Então, vamos fazer um cálculo para ver se isso é verdade. Aqui embaixo, eu tenho uma questão: calcule o pH de uma solução 1 molar de ácido acético e a gente tem o valor de Ka que é igual a 1,8 vezes 10⁻⁵ e 1 molar de acetato de sódio. Vamos começar escrevendo a minha reação ácido-base, eu vou pegar um pouquinho de espaço aqui e vou escrever: CH₃COOH, eu tenho mais H₂O. Então, aqui, eu vou ter um íon hidrônio como a gente viu aqui em cima, então, eu tenho um íon hidrônio e eu tenho um íon acetato, CH₃COO⁻. Agora vou escrever as minhas concentrações, vamos pensar nas concentrações de ácido acético, então, aqui eu tenho minha concentração inicial. A minha concentração inicial, o problema me deu, que é de 1 molar, então, aqui a gente vai colocar 1 molar para a minha concentração de ácido acético. Eu ainda não tinha nenhum íon hidrônio na minha solução, então, aqui eu coloco zero. E aqui para meu íon acetato, a concentração também vai ser de 1 molar porque essa vai ser a minha concentração de acetato de sódio, então, aqui eu também coloco 1 molar. Agora, a gente vai pensar na solução no momento da mudança, vamos ver o que está acontecendo. Nós dizemos que na hora da mudança, a gente perdeu uma concentração de ácido acético, então, a gente perdeu uma concentração "x", então, aqui eu vou escrever que eu perdi, eu tenho 1 molar, mas eu perdi uma concentração "x", tudo que eu perdi nessa concentração "x", eu vou ganhar em íons hidrônio e em íons acetato. Então, aqui eu tenho "+x" e aqui eu também tenho "+x". No momento de equilíbrio, vou pegar um pouquinho mais de espaço aqui, quando eu chegar em equilíbrio, eu vou ter aqui 1 menos "x", eu vou ter 1,00 menos "x". Para a minha concentração de íons hidrônio, eu vou ter "x", e para a minha concentração de íons acetato, eu vou ter 1,00 mais" "x". Agora, nós podemos escrever a equação de Ka, vou pegar um pouquinho mais de espaço aqui, eu vou fazer Ka. Ka vai ser igual à minha concentração de íon hidrônio vezes a minha concentração de íon acetato sobre a minha concentração de ácido acético. Eu vou reescrever os meus valores, as minhas concentrações. Vou ter "x" vezes, aqui eu tenho 1,00 mais "x", isso aqui vai ser dividido por 1,00 menos "x". Isso aqui entre parênteses. Então, eu tenho aqui os meus produtos sobre os meus reagentes. Lembrando que a gente deixou água de fora aqui. Nós vamos fazer a mesma associação que nós estávamos fazendo em vídeos anteriores que é a associação que diz que "x" é muito, muito pequeno, então, a gente pode desprezar esse valor dele. Então, 1,00 mais "x" é a mesma coisa do que 1, a gente faz isso para deixar o nosso cálculo um pouquinho mais fácil. O valor de Ka o problema me deu, então, eu tenho que o meu valor é de 1,8 vezes 10⁻⁵. Agora, eu só tenho que resolver "x" e aqui vai ficar muito fácil porque a gente só tem 1. Então, o meu "x" aqui vai ser igual a 1,8 vezes 10⁻⁵ porque a gente multiplicou e dividiu por 1, então, essa vai ser a minha concentração de íons hidrônio na solução, então, minha concentração de H₃O⁺. Para eu eu achar o pH é muito fácil, só preciso tirar menos log dessa concentração, então, para eu achar o pH, eu só preciso tirar menos log de 1,8 vezes 10⁻⁵. Vou puxar uma calculadora aqui, e vou fazer menos log de 1,8 vezes 10⁻⁵, eu tenho 4,74, então, meu pH aqui vai ser igual a 4,74. Se você voltar ao vídeo de equilíbrio de ácidos fracos, nós calculamos o pH para 1 molar de solução de ácido acético, só ácido acético. O pH que a gente achou era de 2,38, então, vou fazer aqui em uma cor diferente. O pH para 1 molar de ácido acético de CH₃COOH era de 2,38, isso porque a gente não tinha outros íons acetato presentes, então, o pH é diferente. O pH é mais alto para essa situação aqui de baixo porque nós temos íons acetato vindos de duas fontes, do meu ácido acético e do meu acetato de sódio. Vamos calcular outro exercício. Calcule o pH de uma solução 0,15 molar de NH₃, de amônia, o meu valor de Kb é 1,8 vezes 10⁻⁵ e 0,35 molar de NH₄NO₃. Vamos começar com a amônia, vamos escrever o que vai acontecer quando a amônia reagir com água. Então, a gente tem aqui NH₃ mais H₂O, amônia mais água, e eu vou formar aqui: a minha água vai doar um próton para a amônia, então, a gente vai ter um ion amônio NH₄⁺, ainda vai me restar OH⁻. A amônia é uma base fraca, e ela vai roubar um próton da água, por isso que a gente formou aqui NH₄. Agora, vamos colocar as concentrações, vamos fazer exatamente como antes, então, aqui eu tenho a minha concentração inicial. Qual vai ser a minha concentração inicial? O problema me deu que é 0,15, então, a minha concentração inicial de amônia vai ser igual a 0,15 e a minha concentração inicial de amônio, eu tenho que é 0,35, então aqui eu tenho 0,35. Agora, a gente tem que pensar no momento da mudança, então, aqui no momento da mudança, quando a reação está acontecendo, tudo o que a gente perdeu para a amônia, nós vamos ganhar em amônio e íon hidróxido. Mas eu não sei quanto eu perdi, então, aqui eu perdi uma concentração "-x" e aqui eu vou ganhar "+x", já que tudo que eu perdi, eu ganho nesse lado, e aqui eu vou ganhar "+x" também. Finalmente, quando a gente chegar em equilíbrio, a gente vai ter aqui 0,15 menos "x", para o meu amônio, eu vou ter 0,35 mais "x", para o meu íon hidróxido, eu vou ter "x". Já que a amônia está agindo como uma base fraca, vamos descrever a reação de equilíbrio, a expressão de equilíbrio. nós vamos escrever Kb. Kb vai ser igual à minha concentração dos meus produtos sobre a dos meus reagentes, então, vou colocar aqui as minhas concentrações, eu vou ter a minha concentração de NH₄, que vai ser igual a 0,35 mais "x". Isso aqui vai ser vezes "x", que é a minha concentração de íon hidróxido, eu vou fazer isso aqui sobre 0,15 menos "x", que é a minha concentração de amônia. Agora, nós vamos fazer a mesma coisa que a gente já estava fazendo para os exemplos anteriores, que era que a gente vai ignorar esse "x" para facilitar os nossos cálculos, então, a gente só precisa descobrir esse "x" aqui. Agora vou substituir os valores, o meu valor de Kb o problema já deu, que é de 1,8 vezes 10⁻⁵, e aqui eu só vou reescrever, então, vou ter 0,35 vezes o "x", que eu quero descobrir, e eu tenho isso aqui sobre 0,15. Agora, eu vou fazer na calculadora, primeiro vou fazer 1,8 vezes 10⁻⁵, eu vou multiplicar por 0,15 e depois eu vou dividir por 0,35. Vou puxar minha calculadora aqui, eu vou fazer 1,8 vezes 10⁻⁵, eu vou fazer isso aqui vezes 0,15. Então, eu tenho esse valor aqui e agora, vou dividir isso aqui por 0,35. Eu vou ter 7,7 vezes 10⁻⁶, então, meu "x" aqui vai ser igual a 7,7 vezes 10⁻⁶, isso aqui vai ser molar, e essa vai ser a minha concentração de OH⁻. O nosso problema quer saber o pH, então, se a gente já sabe a concentração de OH⁻, eu vou tirar o meu pOH. O meu pOH vai ser menos log da minha concentração de OH⁻, que, nesse caso, vai ser: aqui eu tenho menos log de 7,7 vezes 10⁻⁶. Eu vou puxar a minha calculadora aqui, e vou fazer menos log de 7,7 vezes 10⁻⁶. Eu tenho 5,11 então, meu pOH aqui vai ser igual a 5,11. Para achar o pH agora é muito fácil, porque a gente vai usar uma outra fórmula, que é pH mais pOH, isso aqui vai ser igual a 14, então, eu só vou substituir esse valor aqui no meu pOH. Se eu fizer essa continha, eu vou ter que o meu pH vai ser igual a 8,89, e nós calculamos o pH final da nossa solução.