EQUILÍBRIO QUÍMICO

Profa. Loraine Jacobs

DAQBI

lorainejacobs@utfpr.edu.br

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EQUILÍBRIO IÔNICO DA ÁGUA

Equilíbrio Iônico da Água

Ácido e Base de Arrhenius – H+ e OH-

Medição de caráter ácido-básico

◦ Produto Iônico da água

H2O H+ + OH-

◦ Auto-ionização da água

Equilíbrio Iônico da Água

Constante de Equilíbrio (K) e grau de ionização()◦ Água pura baixa ionização

◦ K = Constante de equilíbrio iônico da água

K= [H+].[OH-] K = 1,81.10-16(25oC)

H2O

◦ Grau de ionização () = 1,81.10-9

Desta forma [H2O] é constante

Equilíbrio Iônico da Água

Kw – Produto iônico da água◦ Sendo [H2O] constante, podemos escrever:

◦ K. [H2O] = 1,81.10-16(25oC)

◦ Sendo a densidade da água de 1g/mL em 1L de água teremos 1000g de H2O

Calculando-se n:

n = m = 1000 = [H2O] = 55mols/L

MM 18

Kw – Produto iônico da água

◦ Se substituirmos na fórmula teremos:

Kw = 1,81.10-16. 55 (25oC)

Kw = 1,00.10-14 (25oC)

Equilíbrio Iônico da Água

Equilíbrio Iônico da Água

Kw – Produto iônico da água◦ Alterações com T

Equilíbrio Iônico da Água

H2O H+ + OH-

◦ Observa-se que 1 mol de H2O produz 1 mol de H+ e 1 mol de OH- desta forma podemos dizer que sendo Kw = 1,00.10-14 :

[H+] = [OH-] = 1,00.10-7

Equilíbrio Iônico da ÁguaH2O H+ + OH-

◦ Em soluções ácidas:

Aumentado [H+] equilíbrio desloca para esquerda, diminui a quantidade de OH-. Assim, observa-se :

[H+] aumenta [H+] > 1,00.10-7

[OH-]diminui [OH-] 1,00.10-7

Kw permanece constante

Equilíbrio Iônico da ÁguaH2O H+ + OH-

◦ Em soluções básicas:

Aumentado [OH-] equilíbrio desloca para esquerda, diminui a quantidade de H+. Assim, observa-se :

[OH-] aumenta [OH-] > 1,00.10-7

[H+]diminui [H+] 1,00.10-7

Kw permanece constante

Equilíbrio Iônico da Água

pH e pOH

Valores de [H+]+ [OH-] expressos em10-X

◦ Sorensen – Proposta do uso de logaritmos

◦ Desta forma:

pH = -log[H+] pOH = -log [OH-]

◦ pH = potencial hidrogeniônico

◦ pOH = potencial hidroxilônico

pH e pOH

pH e pOH

Kw e o valor de pH e pOH◦ Sendo Kw =[H+].[OH-] = 1,00.10-14

◦ Extraindo o log dos termos teremos

log[H+].log[OH-] = -14

◦ Sabendo que: log (a.b) = loga + logb

◦ log[H+]+ log[OH-] = -14

◦ - log[H+]- log[OH-] =14 ou pH+pOH = 14

pH e pOH

Partindo da informação pH+pOH = 14

◦ Água Pura: pH =pOH = 7

◦ Soluções Ácidas:[H+]>10-7 pH< 7

◦ pOH:?

◦ Soluções Básicas: [H+]<10-7 pH>7

◦ pOH:?

pH e pOH

Indicadores Ácido-Base (In)◦ Substâncias orgânicas complexas e

possuidoras de caráter de ácido fraco (ou de base fraca).

◦ Características:

1ª e 2ª cor bem diferentes – percepção da mudança de cor;

mudança de cor rápida, deslocamento de rápido do equilíbrio.

pH e pOH

Indicadores Ácido-Base (In)

◦ Tipo do Indicador Faixa de Viragem

Indicadores mais utilizados

pH e pOH

Indicadores Ácido-Base (In)

◦ Tipo do Indicador Faixa de Viragem

Indicadores Universais – Papel Tornassol

pH e pOH

Solução Tampão◦ Solução que praticamente não sofre oscilação

de pH quando são adicionados à ela ácidos ou bases(mesmo fortes)

◦ Presente em:

Sistemas biológicos (Suco Gástrico, Sangue)

Medicamentos (AAS; Absorção Gástrica)

Laboratórios

pH e pOH

Solução Tampão em Laboratórios

◦ Composição

Solução de ácido fraco e sal deste ácido;

Solução de base fraca e sal desta base;

◦ Utilização

Reduzir a oscilação de pH durante uma reação

pH e pOH

Solução Tampão em Laboratórios

◦ Exemplo

Ácido acético (0,1M) e acetato de sódio (0,1M)

◦ Tampão ácido pH 4,8

Hidróxido de amônio (0,1 M) e cloreto de amônio (0,1 M)

◦ Tampão básico pH 9,3

pH e pOH

pH e pOH

HIDRÓLISE DE SAIS

Hidrólise de Sais

Classificação dos sais

◦ Sal Neutro: Não apresenta H+ ou OH- em sua composição - NaCl, CaBr2.

◦ Sal Ácido: Possuem H+ em sua composição -K2HPO4, Ca(HSO4).

◦ Sal Básico: Possuem OH- em sua composição – Ca(OH)Cl, Al(OH)2Br.

Hidrólise de Sais

Soluções Salinas

◦ Sal Neutro:

◦ Sal Ácido:

◦ Sal Básico:

Soluções Neutras, Ácidas e Básicas

Soluções Ácidas e algumas básicas

Soluções Básicas e algumas ácidas

Hidrólise de Sais

Justificativa

◦ Sal Reage com a água e libera desta H+ ou OH- (Hidrólise – Hydro: Água; Lysis: Decomposição)

◦ Reação Inversa – Salificação

◦ Processo Reversível Equilíbrio Químico

Hidrólise de Sais Equilíbrio Químico

◦ Hidrólise de um sal de ácido forte e base fraca

◦ pH:???Liberado H+ pH < 7

Hidrólise de Sais

Equilíbrio Químico

◦ Hidrólise de um sal de ácido fraco e base forte

◦ pH:???Liberado OH- pH > 7

Hidrólise de Sais

Equilíbrio Químico

◦ Hidrólise de um sal de ácido fraco e base fraca

◦ pH:???Não Liberado H+ ou OH- pH 7

Hidrólise de Sais

Equilíbrio Químico

◦ Hidrólise de um sal de ácido forte e base forte

◦ pH:???Não há hidrólise apenas ionização do NaCl

Hidrólise de Sais

Observações

◦ Quem sofre hidrólise é o íon correspondente ao ácido ou base fracos;

◦ O íon que sofre hidrólise libera da água o íon de carga elétrica de mesmo sinal

NH4+ libera H+

CN- libera OH-

◦ A hidrólise pode mudar o pH da solução

Hidrólise de Sais

Constante de Equilíbrio (K) e grau de equilíbrio ()

◦ Grau de hidrólise ()

◦ Kh = Constante de Hidrólise

Considerar a equação iônica

Admitir que a concentração de H2O é constante

Hidrólise de Sais

Constante de Hidrólise (Kh)◦ Sendo:

◦ Para reação de hidrólise

Kc = [NH4OH].[H+] Kc.[H2O] = [NH4OH].[H+]

[NH4+][H2O] [NH4

+]

Kh = [NH4OH].[H+]

[NH4+]

Curvas de Titulação

Titulação:◦ Método para determinar quantidades

desconhecidas de substâncias através de sua reação com substância padrão que possui reação e proporção definidas com a substância de análise. Esta análise requer um método de determinação de seu término.

Exemplos:◦ Indicadores ácido-base

◦ Medidas de pH (pH-metro ou potenciômetro)

Curvas de Titulação

pH-metro◦ Medem a diferença de potencial elétrico

existente e que possuem uma escala já graduada em valores de pH.

Curvas de Titulação

Tipos de Titulação

◦ Ácido Forte + Base Forte

◦ Ácido Forte + Base Fraca

◦ Ácido Fraco + Base Forte

◦ Medidas de pH vs Quantidade de Reagente Padrão

Ponto de Equivalência ◦ Parte Vertical do Gráfico.

Curvas de Titulação

Ácido Forte + Base Forte

Curvas de Titulação

Ácido Forte + Base Fraca

Curvas de Titulação

Ácido Fraco + Base Forte

Curvas de Titulação

Método da Primeira e Segunda Derivada◦ Permite calcular o ponto final exato a partir de

uma curva de titulação potenciométrica.

◦ A primeira derivada (ΔpH/ΔV, onde V é o volume do titulante e ΔV é a variação do volume) tem um máximo no ponto de inflexão da curva de titulação, partindo de próximo de zero antes do ponto final até atingir o máximo no ponto final, voltando a quase zero após o ponto final.

◦ Na segunda derivada, plota-se Δ2pH/ΔV2

versus V e o ponto final é onde a derivada é igual a zero.

Curvas de Titulação

Método da Primeira e Segunda Derivada

pH/VNaOH ΔpH/ΔV Δ2pH/ΔV2