Equilíbrio de bases fracas

RKA1JV - A amônia é uma base fraca, e se amônia reagir com a água, a água iria funcionar como o ácido, funcionaria como um ácido Brönsted-Lowry. Vou marcar aqui BLA, que é a sigla em inglês, para representar que isso é um ácido Brönsted-Lowry. A água doaria um próton para a amônia, e a amônia aceitaria esse próton e funcionaria como uma base, então, se aqui a gente tem BLA, a gente vai ter Brönsted-Lowry base que é uma base Brönsted-Lowry, e essa daqui é a sigla em inglês. Esse par de elétrons aqui em vermelho vai pegar esse próton que eu tenho aqui e esse próton vai deixar para trás um oxigênio. Se você adicionar um próton na amônia, você vai formar amônio, vamos marcar aqui o que a gente tem. A gente vai ter um nitrogênio aqui, nós vamos ter hidrogênio, hidrogênio, um hidrogênio aqui e mais um hidrogênio aqui em cima, a gente tem 4 prótons. Só lembrando que esse próton formou essa ligação que eu tenho aqui, então, vou deixar essa ligação em vermelho. Esses elétrons em azul vão sair do oxigênio, agora, o oxigênio vai ter dois pares de elétrons solitários em volta dele, então vamos fazer aqui, a gente vai ter o oxigênio e ele vai estar ligado aqui com um próton. Vamos fazer os elétrons, aqui eu tenho um par de elétrons, aqui eu tenho outro, eu vou fazer o meu outro par de elétrons em azul. São esses elétrons em azul que eu fiz que vão dar essa característica de negativo para ele. Aqui nós formamos um íon amônio, que é positivo, e a gente tem aqui um OH⁻. Se a amônia funciona como uma base, então, aqui a gente vai ter o seu par conjugado. O íon amônio vai ser o ácido conjugado da amônia. A água, como ela está funcionando como ácido, se a gente está seguindo essa linha de pensamento, então, o OH⁻ seria a base conjugada da água. Aqui, em vez de usar amônia, vamos utilizar uma base genérica, que eu vou chamar de "B", então eu tenho aqui "B" mais água, a gente sabe que a água vai funcionar como ácido, ela vai doar um próton para a minha base, a gente vai formar BH⁺ e aqui a gente vai ter mais OH⁻. Uma vez que essa reação entra em equilíbrio, nós podemos escrever uma reação de equilíbrio, como a gente está falando aqui de uma base, a gente vai fazer Kb. Então, eu vou fazer aqui Kb, que vai ser igual à concentração dos meus produtos, eu tenho BH⁺ vezes a concentração de OH⁻, e eu tenho que dividir isso aqui pela concentração dos meus reagentes. Então, aqui eu vou colocar sobre a concentração de "B". Kb vai ser a minha constante de ionização, então, vamos escrever isso aqui, eu tenho aqui a minha constante, pode ser chamada de constante de ionização, ou de constante de dissociação. Vou marcar aqui constante de dissociação. Constante de ionização ou de dissociação. Você pode pensar em Kb da mesma maneira que a gente já fez anteriormente para Ka, então, quanto maior for o meu Kb, aqui maior o Kb, mais forte vai ser a minha base, maior Kb, então, eu tenho uma base mais forte. Uma base mais forte. Vamos ver aqui o exemplo de duas bases fracas. Vamos comparar a amônia com a anilina, então, aqui eu tenho amônia e o valor de Kb dela é 1,8 vezes 10⁻⁵ e aqui embaixo tenho anilina, que o valor de Kb dela vai ser 4,3 vezes 10⁻¹⁰. Note que o valor de Kb para a anilina vai ser menor do que o valor de Kb para a amônia. Amônia tem um valor maior de Kb, por isso é uma base mais forte quando comparada com anilina. Lembre-se, essas duas bases são fracas, mas quando a gente compara amônia com anilina, a amônia vai ser mais forte. Você se lembra de quando nós falamos de Ka? Nós também falamos sobre pKa. Vamos fazer a mesma coisa aqui, nós vamos calcular o pKb, vou fazer aqui uma outra coluna que eu vou marcar aqui pKb. Então, a gente já viu que o nosso pKa, por exemplo, era menos log de Ka. Como aqui a gente está falando de pKb, aqui eu tenho pKb, eu vou ter isso aqui igual a menos log de Kb, eu tenho que fazer menos log disso aqui. Aqui para amônia, eu teria, vamos fazer aqui em cima, eu teria um pKb igual a menos log de 1,8 vezes 10⁻⁵ e se você fizesse essa conta, você teria que o seu valor de pKb seria igual a 4,74. Você pode fazer a mesma coisa para anilina, se você fizesse essa continha, você teria que o valor do pKb para a anilina seria igual a 9,37. Comparando estas duas bases fracas, amônia e anilina, a amônia é mais forte das duas, porque o seu Kb é maior. Perceba que ela tem o menor valor de pKb, e, mais uma vez, faça uma analogia com o que você já aprendeu sobre pKa. Agora, vamos fazer um exercício. Nós temos aqui: calcule o pH de uma solução 0,5 molar de NH₃. A gente tem que começar fazendo a nossa tabela de equilíbrio químico. A gente vai primeiro marcar aqui a reação, eu tenho aqui NH₃, e eu tenho mais água, então NH₃ mais H₂O. E a gente sabe que a gente vai formar um íon amônio, a gente tem NH₄⁺, e a gente também vai ter OH⁻ aqui. Vamos fazer a tabela de equilíbrio químico, vou começar marcando as minhas concentrações iniciais. Eu sei que a minha concentração inicial de amônia é de 0,5 molar, eu tenho que marcar aqui 0,5 molar. Como ainda nada aconteceu, a gente vai marcar zero para a concentração dos nossos reagentes. Agora nós temos que pensar na hora da mudança, na hora que a reação está acontecendo, então, vou perder uma uma concentração "x" aqui para a minha amônia, eu tenho que fazer aqui que eu vou perder uma concentração "x", então "-x". Porém, tudo que eu perder aqui em amônia, eu vou ganhar em íon amônio e em íon hidróxido, então, eu tenho que marcar aqui uma concentração "x" que eu estou ganhando. Mais "x" aqui e mais "x" aqui do lado também. Finalmente, na hora do equilíbrio, a gente vai ter, para amônia, uma concentração de 0,5 molar menos "x", para concentração do amônio, do íon amônio, eu vou ter "x", e para a concentração do íon hidróxido, eu vou ter "x" também, então, agora nós podemos escrever Kb. A gente sabe que o Kb vai ser igual à concentração do meu íon amônio, concentração de NH₄⁺, vezes a concentração de OH⁻ e isso aqui eu vou ter sobre a concentração de amônia, sobre a concentração de NH₃ . Vou pegar um pouquinho mais de espaço aqui, agora, a gente vai substituir os valores que a gente tem. A gente já viu antes que o valor de Kb para a amônia é de 1,8 vezes 10⁻⁵. Nós vamos colocar isso aqui na nossa fórmula, eu tenho 1,8 vezes 10⁻⁵, e isso aqui vai ser igual à minha concentração de íon amônio, que eu sei que é "x", concentração de íon hidróxido, que é "x" também, isso aqui dividido por 0,5 molar, 0,5 menos "x". Para facilitar os nossos cálculos, lembre-se do que a gente já fez antes, a gente vai dizer que 0,5 molar menos "x" é praticamente a mesma coisa do que 0,5 molar, porque "x" vai ser um número muito, muito, muito pequeno, não vai interferir aqui nesse valor, no nosso cálculo. Nós podemos dizer aqui, se a gente fizer aqui de novo, eu tenho aqui, vou marcar aqui do lado para ficar melhor, vou fazer aqui uma flecha, e a gente vai fazer 1,8 vezes 10⁻⁵, isso aqui vai ser igual "x²", porque eu tenho "x" vezes "x", dividido por 0,5. Se eu fizer essa continha, vou puxar aqui uma calculadora, nós vamos fazer 1,8 vezes 10⁻⁵ vezes 0,5, nós vamos ter 9 vezes 10⁻⁶. Eu tenho que tirar, agora, a raiz quadrada desse valor, porque eu tenho "x²" aqui, então, eu vou fazer a raiz quadrada da minha resposta. Eu vou ter 3 vezes 10⁻³ ou, se eu arredondar isso, tenho 0,003 molar. Se eu escrever isso, eu tenho que o meu "x" vai ser igual a 0,003 molar. Lembrando que esse "x" vai ser a minha concentração de OH⁻, Agora, para a gente encontrar o pH, nós podemos fazer pOH. A gente sabe que o nosso pOH aqui vai ser igual a menos log da minha concentração de OH⁻, ou seja, menos log de 0,003. Se eu pegar de novo a calculadora, eu vou fazer menos log da minha resposta e eu vou ter 2,52. Então, o meu pOH vai ser igual a 2,52. Agora para encontrar o pH, eu só preciso relembrar de uma fórmula, que diz que pH mais pOH vai ser igual 14. Eu só preciso substituir esse valor que encontrei, aqui na fórmula. Se você fizer isso, você vai ter que o seu valor de pH vai ser igual a 11,48.