EQUILÍBRIO QUÍMICO. Profa. Loraine Jacobs DAQBI.

Transcrição

1 EQUILÍBRIO QUÍMICO Profa. Loraine Jacobs DAQBI

2 EQUILÍBRIO IÔNICO DA ÁGUA

3 Equilíbrio Iônico da Água Ácido e Base de Arrhenius H + e OH - Medição de caráter ácido-básico Produto Iônico da água H 2 O H + + OH - Auto-ionização da água

4 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, (25 o C) H 2 O Grau de ionização ( ) = 1, Desta forma [H 2 O] é constante

5 Equilíbrio Iônico da Água K w Produto iônico da água Sendo [H 2 O] constante, podemos escrever: K. [H 2 O] = 1, (25 o C) Sendo a densidade da água de 1g/mL em 1L de água teremos 1000g de H 2 O Calculando-se n: n = m = 1000 = [H 2 O] = 55mols/L MM 18

6 Equilíbrio Iônico da Água K w Produto iônico da água Se substituirmos na fórmula teremos: K w = 1, (25 o C) K w = 1, (25 o C)

7 Equilíbrio Iônico da Água K w Produto iônico da água Alterações com T

8 Equilíbrio Iônico da Água H 2 O H + + OH - Observa-se que 1 mol de H 2 O produz 1 mol de H + e 1 mol de OH - desta forma podemos dizer que sendo K w = 1, : [H + ] = [OH - ] = 1,

9 Equilíbrio Iônico da Água Em soluções ácidas: H 2 O H + + OH - Aumentado [H + ] equilíbrio desloca para esquerda, diminui a quantidade de OH -. Assim, observa-se : [H + ] aumenta [H + ] > 1, [OH - ]diminui [OH - ] 1, K w permanece constante

10 Equilíbrio Iônico da Água Em soluções básicas: H 2 O H + + OH - Aumentado [OH - ] equilíbrio desloca para esquerda, diminui a quantidade de H +. Assim, observa-se : [OH - ] aumenta [OH - ] > 1, [H + ]diminui [H + ] 1, K w permanece constante

11 Equilíbrio Iônico da Água

12 ph e poh

13 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

14 ph e poh K w e o valor de ph e poh Sendo K w =[H + ].[OH - ] = 1, Extraindo o log dos termos teremos log[h + ].log[oh - ] = -14 Sabendo que: log (a.b) = loga + logb log[h + ]+ log[oh - ] = log[h + ]- log[oh - ] =14 ou ph+poh = 14

15 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:?

16 ph e poh

17 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.

18 ph e poh Indicadores Ácido-Base (In) Tipo do Indicador Faixa de Viragem Indicadores mais utilizados

19 ph e poh Indicadores Ácido-Base (In) Tipo do Indicador Faixa de Viragem Indicadores Universais Papel Tornassol

20 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

21 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

22 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

23 ph e poh

24 HIDRÓLISE DE SAIS

25 Hidrólise de Sais Classificação dos sais Sal Neutro: Não apresenta H + ou OH - em sua composição - NaCl, CaBr 2. Sal Ácido: Possuem H + em sua composição - K 2 HPO 4, Ca(HSO 4 ). Sal Básico: Possuem OH - em sua composição Ca(OH)Cl, Al(OH) 2 Br.

26 Hidrólise de Sais Soluções Salinas Sal Neutro: Soluções Neutras, Ácidas e Básicas Sal Ácido: Soluções Ácidas e algumas básicas Soluções Básicas e algumas ácidas Sal Básico:

27 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

28 Hidrólise de Sais Equilíbrio Químico Hidrólise de um sal de ácido forte e base fraca ph:??? Liberado H + ph < 7

29 Hidrólise de Sais Equilíbrio Químico Hidrólise de um sal de ácido fraco e base forte ph:??? Liberado OH - ph > 7

30 Hidrólise de Sais Equilíbrio Químico Hidrólise de um sal de ácido fraco e base fraca ph:??? Não Liberado H + ou OH - ph 7

31 Hidrólise de Sais Equilíbrio Químico Hidrólise de um sal de ácido forte e base forte ph:??? Não há hidrólise apenas ionização do NaCl

32 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 NH 4 + libera H + CN - libera OH - A hidrólise pode mudar o ph da solução

33 Hidrólise de Sais Constante de Equilíbrio (K) e grau de equilíbrio ( ) Grau de hidrólise ( ) K h = Constante de Hidrólise Considerar a equação iônica Admitir que a concentração de H 2 O é constante

34 Hidrólise de Sais Constante de Hidrólise (K h ) Sendo: Para reação de hidrólise Kc = [NH 4 OH].[H + ] Kc.[H 2 O] = [NH 4 OH].[H + ] [NH 4+ ][H 2 O] [NH 4+ ] Kh = [NH 4 OH].[H + ] [NH 4+ ]

35 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)

36 Curvas de Titulação ph-metro Medem a diferença de potencial elétrico existente e que possuem uma escala já graduada em valores de ph.

37 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.

38 Curvas de Titulação Ácido Forte + Base Forte

39 Curvas de Titulação Ácido Forte + Base Fraca

40 Curvas de Titulação Ácido Fraco + Base Forte

41 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 Δ 2 ph/δv 2 versus V e o ponto final é onde a derivada é igual a zero.

42 Curvas de Titulação Método da Primeira e Segunda Derivada ph/v NaOH ΔpH/ΔV Δ 2 ph/δv 2