equilíbrio parte2
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EQUILÍBRIO QUÍMICO
SQM 0405 – Química Geral e Experimental: Teórica e Prática
Engenharia Elétrica e Engenharia de Computação
quimicageralemais.blogspot.com.br
Principais tópicos
• Noções de equilíbrio químico
• Constante de equilíbrio
• Equilíbrio iônico em solução aquosa
• Equilíbrio ácido-base
• Solução tampão
Relembrando
𝐾 = 𝐶 𝑐 𝐷 𝑑
𝐴 𝑎 𝐵 𝑏
aA + bB ⇌ cC + dD
Equilíbrio iônico em solução aquosa
Sais pouco solúveis Solubilidade na presença do íon comum Predição da Precipitação Precipitação Seletiva
Sais pouco solúveis
AgCl (s) ⇌ Ag+ (aq) + Cl- (aq)
𝐾 = 𝐴𝑔+ 𝐶𝑙−
[𝐴𝑔𝐶𝑙(𝑠)] 𝐾𝑝𝑠 = 𝐴𝑔+ 𝐶𝑙−
PRODUTO DE SOLUBILIDADE
Sais pouco solúveis
AgCl (s) ⇌ Ag+ (aq) + Cl- (aq)
𝐴𝑔+ 𝐶𝑙− = 𝐾𝑝𝑠 = 1,8 𝑥 10−10
Qual a solubilidade do AgCl em
água?
𝐴𝑔+ 𝐶𝑙− = [𝐴𝑔+]2 = 1,8 𝑥 10−10
[𝐴𝑔+] = 1,3 𝑥 10−5 𝑀
𝑆𝑜𝑙𝑢𝑏𝑖𝑙𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒 𝑑𝑜 𝐴𝑔𝐶𝑙 = 1,3 𝑥 10−5 𝑀
Sais pouco solúveis
CaF2 (s) ⇌ Ca2+ (aq) + 2F- (aq)
𝐾𝑝𝑠 = 3,9 𝑥 10−11
𝑆𝑜𝑙𝑢𝑏𝑖𝑙𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒 𝑑𝑜 𝐶𝑎𝐹2 = ? ? ?
Solubilidade na presença de íon comum
Qual a solubilidade do AgCl em uma solução 𝟏, 𝟎 𝒙 𝟏𝟎−𝟐 𝑴 de AgNO3?
𝐾𝑝𝑠 = 𝐴𝑔+ 𝐶𝑙−
𝐴𝑔+ = 𝐴𝑔+𝑑𝑜 𝐴𝑔𝑁𝑂3
+ 𝐴𝑔+𝑑𝑜 𝐴𝑔𝐶𝑙
1,0 𝑥 10−2 𝑀
< 1,3 𝑥 10−5 𝑀
Solubilidade na presença de íon comum
𝐴𝑔+ = 𝐴𝑔+𝑑𝑜 𝐴𝑔𝑁𝑂3
+ 𝐴𝑔+𝑑𝑜 𝐴𝑔𝐶𝑙
1,0 𝑥 10−2 𝑀
< 1,3 𝑥 10−5 𝑀
𝐴𝑔+ ≅ 1,0 𝑥 10−2 𝑀
𝐶𝑙− = 𝐾𝑝𝑠
𝐴𝑔+ ≅
1,8 𝑥 10−10
1,0 𝑥 10−2= 1,8 𝑥 10−8 𝑀
Solubilidade na presença de íon comum
𝐶𝑙− = 1,8 𝑥 10−8 𝑀
AgCl (s) ⇌ Ag+ (aq) + Cl- (aq)
A solubilidade do AgCl em uma solução 1,0 x 10-2 M de AgNO3 é 1,8 x 10-8 M!!!
Solubilidade na presença de íon comum
Qual a solubilidade do CaF2 em uma solução 𝟏, 𝟎 𝒙 𝟏𝟎−𝟐 𝑴 de Ca(NO3)2?
Predição da Precipitação
Ocorrerá precipitação quando:
𝑸𝒑𝒔 ≥ 𝑲𝒑𝒔
Haverá formação de precipitado de PbI2 quando volumes iguais de soluções 0,2 M de nitrato de chumbo (II) e iodeto de potássio são misturadas?
Pb(NO3)2 (aq) + 2KI (aq) → 2KNO3 (aq) + PbI2 (s)
Pb2+ (aq) + 2I- (aq)→ PbI2 (s)
PbI2 (s) ⇌ Pb2+ (aq) + 2I- (aq) 𝐾𝑝𝑠 = 𝑃𝑏2+ 𝐼− 2 = 1,4 𝑥 10−8
Predição da Precipitação
PbI2 (s) ⇌ Pb2+ (aq) + 2I- (aq) 𝐾𝑝𝑠 = 𝑃𝑏2+ 𝐼− 2 = 1,4 𝑥 10−8
• Volumes iguais de soluções 0,2 M de nitrato de chumbo (II) e iodeto de potássio são misturadas.
• O volume final será duas vezes maior, logo as novas molaridades serão: 0,1 M em Pb2+ (aq) e 0,1 M em I- (aq):
𝑄𝑝𝑠 = 𝑃𝑏2+ 𝐼− 2 = 0,1 𝑥(0,1)2= 1 𝑥 10−3
𝑄𝑝𝑠 > 𝐾𝑝𝑠 Haverá precipitação!
Predição da Precipitação
𝑄𝑝𝑠 < 𝐾𝑝𝑠 Sal dissolve
𝑄𝑝𝑠 = 𝐾𝑝𝑠 Equilíbrio
𝑄𝑝𝑠 > 𝐾𝑝𝑠 Sal precipita
Precipitação Seletiva
Uma amostra de água de mar contém, entre outros solutos, as seguintes concentrações de cátions solúveis: 0,050 M de Mg2+ (aq) e 0,010 M de Ca2+ (aq) . Determine a ordem com que cada íon precipita com a adição progressiva de NaOH sólido. Dê a concentração de OH- quando a precipitação de cada um deles começar e suponha que não há mudança de volume com a adição de NaOH.
Ca(OH)2 Mg(OH)2
Precipitação Seletiva
Ca(OH)2
Ca(OH)2 (s) ⇌ Ca2+ (aq) + 2OH- (aq)
𝐾𝑝𝑠 = 𝐶𝑎2+ 𝑂𝐻− 2
5,5 𝑥 10−6 = 0,01 𝑥 ( 𝑂𝐻− 2)
𝑂𝐻− = 0,023
Precipitação Seletiva
Mg(OH)2
Mg(OH)2 (s) ⇌ Mg2+ (aq) + 2OH- (aq)
𝐾𝑝𝑠 = 𝑀𝑔2+ 𝑂𝐻− 2
1,1 𝑥 10−11 = 0,05 𝑥 ( 𝑂𝐻− 2)
𝑂𝐻− = 1,5 𝑥 10−5
Precipitação Seletiva
Mg(OH)2 𝑂𝐻− = 1,5 𝑥 10−5 𝑀
Ca(OH)2 𝑂𝐻− = 0,023 𝑀
Portanto, os hidróxidos precipitam na ordem Mg(OH)2, em 1,5 x 10-5 M OH-(aq) e Ca(OH)2, em 0,023 M OH-(aq).
Equilíbrio ácido-base
Ácidos e bases Conceitos Equilíbrio ácido-base Ka, Kb e Kw
pH e pOH
Ácidos e bases: conceitos
Ácidos e Bases de Arrhenius
ÁCIDO – SE DISSOCIA LIBERANDO H+
BASE – SE DISSOCIA LIBERANDO OH-
HCl (g) + NH3 (l) → NH4+ + Cl-
BASE???? OH-????????
Ácidos e bases: conceitos
Ácidos e Bases de Brønsted-Lowry
ÁCIDO – DOADOR DE PRÓTONS BASE – ACEITADOR DE PRÓTONS
HCl (aq) + H2O (l) → H3O+ (aq) + Cl- (aq)
O próton é transferido do ácido para a base!
H+ não existe isoladamente em água!
Ácidos e bases: conceitos
Ácidos e Bases de Brønsted-Lowry
HCl (aq) + H2O (l) → H3O+ (aq) + Cl- (aq)
HCN (aq) + H2O (l) ⇌ H3O+ (aq) + CN- (aq)
ÁCIDO FORTE – completamente desprotonado em solução
ÁCIDO FRACO – parcialmente desprotonado em solução
A força do ácido depende do solvente!
Ácidos e bases: conceitos
Ácidos e Bases de Brønsted-Lowry
O2- (aq) + H2O (l) → 2 OH- (aq)
NH3 (aq) + H2O (l) ⇌ NH4+ (aq) + OH- (aq)
BASE FORTE – completamente protonada em solução
BASE FRACA – parcialmente protonado em solução
A força da base depende do solvente!
Ácidos e bases: conceitos
Ácidos e Bases de Brønsted-Lowry
HCN (aq) + H2O (l) ⇌ H3O+ (aq) + CN- (aq)
Base conjugada do ácido HCN
Base conjugada – espécie produzida quando um ácido doa um próton
Ácidos e bases: conceitos
Ácidos e Bases de Brønsted-Lowry
HCN (aq) + H2O (l) ⇌ H3O+ (aq) + CN- (aq)
Ácido conjugado da base CN-
Ácido conjugado – espécie produzida quando uma base aceita um próton
Ácidos e bases: conceitos
Ácidos e Bases de Brønsted-Lowry
CO32- (aq) + H2O (l) ⇌ HCO3
- (aq) + OH- (aq)
Ácidos e bases: conceitos
Ácidos e Bases de Lewis
ÁCIDO – ACEITADOR DE PAR DE ELÉTRONS BASE – DOADOR DE PAR DE ELÉTRONS
Ácidos e bases: conceitos
Ácidos e Bases de Lewis
As bases de Lewis são também bases de Brønsted. Mas os ácidos de Lewis não são necessariamente ácidos de Brønsted, pois
um ácido de Lewis não precisa ter um átomo de hidrogênio.
Força dos ácidos e bases
CONSTANTE DE DISSOCIAÇÃO DOS ÁCIDOS - Ka
HA + H2O ⇌ H3O+ + A-
𝐾𝑎 = 𝐻3𝑂+ 𝐴−
𝐻𝐴
Força dos ácidos e bases
CONSTANTE DE DISSOCIAÇÃO DOS ÁCIDOS - Ka
Força dos ácidos e bases
CONSTANTE DE EQUILÍBRIO DA BASE - Kb
B + H2O ⇌ HB+ + OH-
𝐾𝑏 = 𝐻𝐵+ 𝑂𝐻−
𝐵
A Escala de pH
pH = -log [H3O+] pOH = -log [OH-]
Para a água pura, a molaridade dos íons H3O+ é 𝟏, 𝟎 𝒙 𝟏𝟎−𝟕 𝒎𝒐𝒍 𝑳−𝟏, em 25°C. Seu pH será:
pH = -log [H3O+] = -log (1,0 x 10-7) = 7,0
• O pH da água pura é 7 • O pH de uma solução ácida é menor do que 7 • O pH de uma solução básica é maior do que 7
A auto-ionização da água
2 H2O ⇌ H3O+ + OH-
𝐾𝑤 = 𝐻3𝑂+ 𝑂𝐻−
CONSTANTE DO PRODUTO IÔNICO DA ÁGUA- Kw
Kw = 1,00 x 10-14, a 25°C pKw = -log Kw = -log (1,00 x 10-14) = 14,00
A auto-ionização da água
2 H2O ⇌ H3O+ + OH-
CONSTANTE DO PRODUTO IÔNICO DA ÁGUA- Kw
Solução neutra a 25°C: [H3O+] = [OH-] = 1,00 x 10-7 M
pH = pOH = 7,00
pH + pOH = pKw = 14,00
Relação entre Ka e Kb
𝐾𝑎 = 𝐻3𝑂+ 𝐵
𝐻𝐵+ HB+ + H2O ⇌ H3O+ + B
𝐾𝑏 = 𝐻𝐵+ 𝑂𝐻−
𝐵
𝐾𝑎𝐾𝑏 =𝐻3𝑂+ 𝐵
𝐻𝐵+
𝐻𝐵+ 𝑂𝐻−
𝐵= 𝐻3𝑂+ 𝑂𝐻− = 𝐾𝑤
B + H2O ⇌ HB+ + OH-
𝑲𝒂𝑲𝒃 = 𝑲𝒘
Relação entre Ka e Kb
NH3 + H2O ⇌ OH- + NH4
+ 𝐾𝑏 = 𝑂𝐻− 𝑁𝐻4
+
𝑁𝐻3
𝐾𝑏 = 𝐾𝑤
𝐾𝑎=
1,00 𝑥 10−14
5,7 𝑥 10−10= 1,8 𝑥 10−5
𝑲𝒂𝑲𝒃 = 𝑲𝒘
• O NH3 é a base conjugada do NH4 +
• Ka do NH4 + = 5,7 x 10-10
Exemplos
SOLUÇÕES DE ÁCIDOS FRACOS
1) Calcular o pH e a percentagem de desprotonação de 0,10 M CH3COOH (aq) sabendo que a constante Ka do ácido acético é 1,8 x 10-5.
CH3COOH (aq) + H2O (l) ⇌ H3O+ (aq) + CH3CO2- (aq)
Exemplos
SOLUÇÕES DE BASES FRACAS
2) Calcular o pH e a percentagem de protonação de uma solução 0,20 M de metilamina, CH3NH2, em água. A constante Kb da CH3NH2 é 3,6 x 10-4.
CH3NH2 (aq) + H2O (l) ⇌ CH3NH3+ (aq) + OH- (aq)
Solução Tampão
Solução Tampão Conceitos Tampão ácido Tampão básico
Indicadores
Solução Tampão
• TAMPÃO ÁCIDO • Ácido fraco + base conjugada na forma de sal
• TAMPÃO BÁSICO
• Base fraca + ácido conjugado na forma de sal
Estabiliza o pH de soluções em água!!!
• Plasma sanguíneo – pH = 7,4 • Água do mar – pH = 8,4 • Detergentes • ...
Tampão ácido
CH3COOH (aq) + H2O (l) ⇌ H3O+ (aq) + CH3CO2- (aq)
• Ácido fraco + base conjugada na forma de sal • Estabiliza soluções com pH < 7
Adicionando ácido forte a uma solução com concentrações aproximadamente iguais de CH3COOH e CH3CO2
- : Os íons H3O+ adicionados transferem prótons para os íons CH3CO2
- para produzir CH3COOH e H2O. O pH se mantém quase inalterado pois os íons hidrônio adicionados são removidos pelos íons acetato.
Tampão básico
NH3 (aq) + H2O (l) ⇌ NH4+ (aq) + OH- (aq)
• Base fraca + ácido conjugado na forma de sal • Estabiliza soluções com pH > 7
Adicionando base forte a uma solução com concentrações aproximadamente iguais de NH3 e NH4
+: Os íons OH- removem prótons dos íons NH4
+ para produzir NH3 e H2O. O pH se mantém quase inalterado pois os íons hidroxila adicionados são removidos pelos íons amônio.
Cálculo do pH de uma solução tampão
Calcule o pH de uma solução tampão 0,040 M NaCH3CO2 (aq) e 0,080 M CH3COOH (aq) em 25°C.
CH3COOH (aq) + H2O (l) ⇌ H3O+ (aq) + CH3CO2- (aq)
𝐾𝑎 = 𝐻3𝑂+ 𝐶𝐻3𝐶𝑂2
−
𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻= 1,8 𝑥 10−5
𝐻3𝑂+ = 𝐾𝑎 𝑥𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻
𝐶𝐻3𝐶𝑂2− = 1,8 𝑥 10−5 𝑥
0,080
0,040= 3,6 𝑥 10−5
𝒑𝑯 = − 𝐥𝐨𝐠 𝟑, 𝟔 𝒙 𝟏𝟎−𝟓 = 𝟒, 𝟒𝟒
Equação de Henderson-Hasselbalch
𝑝𝐻 = 𝑝𝐾𝑎 + 𝑙𝑜𝑔[𝑏á𝑠𝑖𝑐𝑜]𝑖𝑛𝑖𝑐𝑖𝑎𝑙
[á𝑐𝑖𝑑𝑜]𝑖𝑛𝑖𝑐𝑖𝑎𝑙
Exemplos
SOLUÇÃO TAMPÃO
3) Suponha que dissolvemos 1,2 g de hidróxido de sódio (0,030 mol NaOH) em 500 mL da solução tampão descrita anteriormente. Calcule o pH da solução resultante e a mudança de pH. Considere que o volume da solução não se alterou.
CH3COOH (aq) + H2O (l) ⇌ H3O+ (aq) + CH3CO2- (aq)
Exemplos
SOLUÇÃO TAMPÃO
4) Supõe-se que um tampão NH4+-NH3 seja capaz de manter o
pH de uma solução constante, dentro da faixa de 0,30 unidades de pH, durante a reação:
CH3COOCH3 + 2H2O → CH3COO- + H3O+ + CH3OH
Se a solução tampão tivesse a seguinte composição inicial, [CH3COOCH3]0 = 0,020 M
[NH4+]0 = 0,100 M
[NH3]0 = 0,058 M
quais seriam os pH’s inicial e final da solução? Este tampão satisfaz as condições acima descritas?
Indicadores
INDICADOR ÁCIDO - BASE
• Corante, solúvel em água, cuja cor dependo do pH. • Ácido fraco que tem uma cor na forma de ácido (HIn) e outra na
forma de base conjugada (In-). • O próton é capaz de mudar a estrutura da molécula HIn e faz com
que a absorção de luz seja diferente na forma HIn e na forma In-.
Fenolftaleína (incolor) pH abaixo de 8,2
Fenolftaleína (rosa) pH acima de 10,0
Indicadores
INDICADOR ÁCIDO - BASE
HIn (aq) + H2O (l) ⇌ H3O+ (aq) + In- (aq) 𝐾𝐼𝑛 = 𝐻3𝑂+ 𝐼𝑛−
𝐻𝐼𝑛
• Ponto final de uma titulação: [HIn] = [In-] • Mudança de cor: pH = pKIn
• A cor começa a mudar perceptivelmente em torno de uma unidade de pH antes do pKIn e está efetivamente completa em torno de 1 unidade de pH após o pKIn.
Indicadores
INDICADOR ÁCIDO - BASE
Indicador Cor da forma
ácida
Faixa de pH da mudança de
cor pKIn
Cor da forma básica
fenolftaleína incolor 8,2 até 10,0 9,4 rosa
alaranjado de metila
vermelho 3,2 até 4,4 3,4 amarelo
tornassol vermelho 5,0 até 8,0 6,5 azul
azul de bromotimol
amarelo 6,0 até 7,6 7,1 azul
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