Elementos de Química Geral

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3 Elementos de Química Geral Volume 3 Isabella Ribeiro Faria Apoio:

4 Fundação Cecierj / Consórcio Cederj Rua Visconde de Niterói, 1364 Mangueira Rio de Janeiro, RJ CEP Tel.: (1) Fax: (1) Presidente Masako Oya Masuda Coordenação do Curso de Biologia UENF - Milton Kanashiro UFRJ - Ricardo Iglesias Rios UERJ - Cibele Schwanke Material Didático ELABORAÇÃO DE CONTEÚDO Isabella Ribeiro Faria COORDENAÇÃO DE DESENVOLVIMENTO INSTRUCIONAL Cristine Costa Barreto DESENVOLVIMENTO INSTRUCIONAL E REVISÃO Anna Carolina da Matta Machado Marcelo Bastos COORDENAÇÃO DE AVALIAÇÃO DO MATERIAL DIDÁTICO Débora Barreiros AVALIAÇÃO DO MATERIAL DIDÁTICO Letícia Calhau Departamento de Produção EDITORA Tereza Queiroz COPIDESQUE José Meyohas REVISÃO TIPOGRÁFICA Elaine Bayma Marcus Knupp COORDENAÇÃO DE PRODUÇÃO Jorge Moura PROGRAMAÇÃO VISUAL Marcelo Carneiro Renata Borges ILUSTRAÇÃO Fabiana Rocha CAPA Fabiana Rocha PRODUÇÃO GRÁFICA Andréa Dias Fiães Fábio Rapello Alencar Copyright 006, Fundação Cecierj / Consórcio Cederj Nenhuma parte deste material poderá ser reproduzida, transmitida e gravada, por qualquer meio eletrônico, mecânico, por fotocópia e outros, sem a prévia autorização, por escrito, da Fundação. F4e Faria, Isabella Ribeiro. Elementos de química geral. v. 3 / Isabella Ribeiro Faria. Rio de Janeiro: Fundação CECIERJ, p.; 1 x 9,7 cm. ISBN: / 1. Química.. Equilibrio químico. 3. Diluição. 4. Mistura de soluções. I. Título. CDD: 540 Referências Bibliográficas e catalogação na fonte, de acordo com as normas da ABNT.

5 Governo do Estado do Rio de Janeiro Governador Sérgio Cabral Filho Secretário de Estado de Ciência e Tecnologia Alexandre Cardoso Universidades Consorciadas UENF - UNIVERSIDADE ESTADUAL DO NORTE FLUMINENSE DARCY RIBEIRO Reitor: Almy Junior Cordeiro de Carvalho UFRJ - UNIVERSIDADE FEDERAL DO RIO DE JANEIRO Reitor: Aloísio Teixeira UERJ - UNIVERSIDADE DO ESTADO DO RIO DE JANEIRO Reitor: Nival Nunes de Almeida UFRRJ - UNIVERSIDADE FEDERAL RURAL DO RIO DE JANEIRO Reitor: Ricardo Motta Miranda UFF - UNIVERSIDADE FEDERAL FLUMINENSE Reitor: Roberto de Souza Salles UNIRIO - UNIVERSIDADE FEDERAL DO ESTADO DO RIO DE JANEIRO Reitora: Malvina Tania Tuttman

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7 Elementos de Química Geral Volume 3 SUMÁRIO Aula 9 Equilíbrio químico princípios gerais 7 Aula 30 Deslocamento de equilíbrio 3 Aula 31 Equilíbrio iônico de ácidos e bases 35 Aula 3 Esta aula será enviada posteriormente 55 Aula 33 Unidades de concentração 57 Aula 34 Diluição e mistura de soluções 69

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9 Equilíbrio químico princípios gerais AULA 9 Meta da aula Conceituar equilíbrio químico. objetivos Ao final desta aula, você deverá ser capaz de: analisar as idéias centrais de um equilíbrio químico; entender o conceito de constante de equilíbrio; resolver problemas que envolvam cálculo de constante de equilíbrio; definir grau de equilíbrio; diferenciar constante de equilíbrio e grau de equilíbrio.

10 Elementos de Química Geral Equilíbrio químico princípios gerais INTRODUÇÃO Quando nos perguntamos se a água dentro de um frasco fechado evapora, a primeira resposta talvez seja que não, pois não percebemos diminuição no nível da água no frasco. Mas esta resposta não está correta. No frasco estão ocorrendo dois processos opostos com a mesma velocidade: a evaporação e a condensação. Dizemos então que esse sistema está em equilíbrio. Reações reversíveis, em que reagentes e produtos estão em equilíbrio, são processos importantes que ocorrem em grande número no metabolismo dos seres vivos e na atmosfera. Uma reação é dita reversível quando ocorre nos dois sentidos simultaneamente. DEFINIÇÃO DE EQUILÍBRIO A maioria das reações que nós trabalhamos, quando realizadas num sistema fechado, é reversível. Quando colocamos substâncias num recipiente e elas começam a reagir, vão formando novas substâncias chamadas produtos. Após determinado tempo, estes produtos reagem entre si, produzindo as substâncias iniciais. Este processo ilustra uma reação reversível, como demonstrado na equação genérica a seguir: A + B C + D Esse tipo de reação pode ser visualizada por meio do seguinte exemplo: 1 mol de N O 4, que é um gás incolor, foi colocado num recipiente transparente, fechado, com capacidade de 1 litro e aquecido a 100 o C. Nessas condições, as colisões entre moléculas desse gás favorecem sua decomposição, conforme a equação apresentada a seguir: N O 4 (g) (incolor) NO (g) (castanho) Com o tempo, diminui o número de moléculas de N O 4 e aumenta a quantidade de moléculas de NO. Portanto, nada impede que entre as moléculas de NO ocorram colisões que favoreçam a regeneração de moléculas de N O 4, como verificamos na equação: 8 CEDERJ NO (g) N O 4 (g) (castanho) (incolor)

11 Assim, após determinado tempo, para cada molécula de N O 4 que se decompõe, duas outras moléculas de NO se combinam, formando uma outra molécula de N O 4. AULA 9 colisão reação direta v 1 v reação inversa colisão Figura 9.1: Duas reações opostas ocorrendo num mesmo sistema. Quando a velocidade da reação direta for igual à da reação inversa, teremos um sistema em equilíbrio em que coexistirão moléculas de N O 4 e NO. N O 4 (g) (incolor) NO (g) (castanho) Figura 9.: Sistema entrando em equilíbrio. CEDERJ 9

12 Elementos de Química Geral Equilíbrio químico princípios gerais A situação descrita nos permite perceber que o sistema se encontra num equilíbrio dito dinâmico, pois a quantidade de N O 4 que se decompõe (reação direta) é igual à quantidade de N O 4 que é formada (reação inversa).! O equilíbrio químico é caracterizado quando a velocidade da reação direta é igual à velocidade da reação inversa. Conseqüentemente, as concentrações dos participantes da reação não se alteram. Retomemos a equação mencionada anteriormente. N O 4 (g) (incolor) NO (g) (castanho) No início da reação foi colocado 1 mol de N O 4 em um recipiente de 1 litro. Portanto, essa concentração molar de N O é de 1 mol por 4 litro, e pode ser representada por [N O 4 ] = 1mol/L. À medida que o tempo passa, o N O 4 é consumido e, portanto, sua concentração vai diminuindo.,0 1,5 1,0 [N O 4 ] 0,5 0 Tempo Gráfico 9.1: Concentração de N O 4 em mol/l. 10 CEDERJ

13 Em contrapartida, a [NO ], concentração molar de NO, que inicialmente era nula, vai aumentando com o tempo. AULA 9,0 1,5 1,0 [NO ] 0,5 0 Tempo Gráfico 9.: Concentração de NO em mol/l. Depois de certo tempo, essas concentrações não mais variam, momento esse em que fica caracterizado o equilíbrio químico.,0 1,5 1,0 0,5 [N O 4 ] = 0,74 mol/l [NO ] = 0,5 mol/l 0 Tempo A partir deste instante as concentrações passam a ser constantes. (Equilíbrio) Gráfico 9.3: Equilíbrio químico da reação de N O 4 e NO. CEDERJ 11

14 Elementos de Química Geral Equilíbrio químico princípios gerais LEI DA VELOCIDADE DA REAÇÃO E CONSTANTE DE EQUILÍBRIO (K C ) REAÇÃO ELEMENTAR É aquela que se processa em uma única etapa. Vamos agora observar o que ocorre com a velocidade dessas reações (direta e inversa). A velocidade de uma reação é diretamente proporcional ao produto das concentrações em mol/l dos reagentes dessa reação (Lei de Ação das Massas ou Lei de Guldberg-Waage). Considere a REAÇÃO ELEMENTAR genérica: ax + by produtos A expressão da velocidade de uma reação pode ser assim representada: v = k[x] a [Y] b v = velocidade da reação num determinado instante; k = constante da velocidade da reação (um valor numérico característico da reação e da temperatura); [X] e [Y] = concentração em mol/l dos reagentes X e Y; a e b são os coeficientes da equação. Exemplo: NO + H N O + H O v = k [NO ] [H ] A explicação para a existência de um termo elevado ao quadrado é que poderíamos escrever a equação anterior da seguinte forma: NO + NO + H N O + H O Então, a expressão da velocidade seria v = k [NO ][NO ][H ], que corresponde à expressão apresentada anteriormente v = k [NO ] [H ]. Voltemos à nossa reação. N O 4 (g) NO (g) Podemos escrever a expressão da velocidade da reação direta (da esquerda para a direita) v 1: v1 = k1 [NO4] 1 CEDERJ

15 E a expressão para a reação inversa (da direita para a esquerda) v será: AULA 9 v = k [NO ] Quando o sistema atinge o equilíbrio, podemos igualar v 1 e v : v 1 = v k 1 [N O 4 ] = k [NO ] k k1 = [ NO ] NO 4 [ ] como k 1 e k são constantes, então k 1 também é uma constante. Essa nova k constante é chamada constante de equilíbrio, e é simbolizada por K c. Para o equilíbrio N O 4 (g) K c = [ NO ] NO 4 [ ] NO (g), temos: Essa expressão de K c nos diz que, independentemente das [ NO ] condições iniciais, o resultado do cálculo é igual a um valor [ NO 4] numérico fixo, para determinada temperatura. Na temperatura de 100 o C, o valor da concentração de K c para essa reação é 0,36. Esse valor foi calculado experimentalmente, e toda vez que realizarmos essa reação num sistema fechado à temperatura de 100 o C, encontraremos sempre esse mesmo valor. Concluindo: A Lei de equilíbrio (K c ) expressa em função das concentrações é definida como a multiplicação das concentrações, em mol/l, dos produtos, divididas pelas concentrações dos reagentes, todas elevadas aos respectivos coeficientes estequiométricos. ax + by produtos aa + bb cc + dd K c = [ ] c [ ] d C D a b [ A] [ B] Observe que o valor da constante de equilíbrio para uma reação, em determinada temperatura, não depende das concentrações iniciais de reagentes e produtos, e sim de suas concentrações no equilíbrio. Outro exemplo: H (g) + I (g) K c = [ HI] [ H ][ I ] HI(g) CEDERJ 13

16 Elementos de Química Geral Equilíbrio químico princípios gerais ATIVIDADE 1. Escreva a expressão da Lei de Equilíbrio (K c ) para os seguintes sistemas: a. SO (g) + O (g) SO 3 (g) b. Fe + (aq) + Cu + (aq) Fe 3+ (aq) + Cu + (aq) c. NO (g) NO(g) + O (g) SIGNIFICADO DE K C Qual informação podemos retirar do fato de conhecermos o K c de uma reação? Pois bem, se o K c de uma reação for muito alto, podemos concluir que, ao atingir o equilíbrio, haverá muito mais produto do que reagente, logo, será maior a extensão da reação direta. Por outro lado, se os valores de K c forem muito baixos, observaremos que a reação direta será pouco favorecida, ou seja, no equilíbrio teremos mais reagentes do que produtos. Vamos exemplificar alguns problemas envolvendo K c. Exemplo 1 Em um sistema em equilíbrio a 5 o C, as concentrações de NOCl(g), NO(g) e Cl (g) são, respectivamente, iguais a 5mol/L, 5x10 5 mol/l e mol/l. a. Calcule a constante de equilíbrio(k c ), a 5 o C, para a reação: NOCl(g) NO(g) + Cl (g) Vamos primeiramente escrever a expressão de K c para essa reação. NO Cl K = [ ] [ ] c [ NOCl] substituindo os valores na expressão: K c = 5 ( 510 ) = = CEDERJ

17 b. Se você adicionar NOCl em um frasco vazio, a 5 o C, a decomposição em NO e Cl será muito intensa? Justifique. AULA 9 A questão é saber se a decomposição do NOCl ocorre facilmente. Isto é possível analisando o valor da sua constante de equilíbrio K c = x10. Este valor muito baixo indica que no equilíbrio a [NOCl] é muito alta, logo o processo de decomposição do NOCl é difícil. Exemplo Para a reação representada a seguir, em que todas as substâncias estão em fase gasosa: CO + O CO realizada a uma dada temperatura, o valor da constante de equilíbrio é 40 e as concentrações do CO = 0,05 mol/l e do CO = 0,10 mol/l. Calcule a concentração em mol/l de gás oxigênio nesse equilíbrio. Vamos escrever a expressão de K c para esse equilíbrio, substituindo os valores dados: CO K = [ ] c [ CO] [ O ] (, 010) 40 = (, 005) [ O ] 001, [ O ] = [ O ] = 010, mol/l ATIVIDADES. Em determinadas condições de temperatura e pressão, existe 0,5 mol/l de N O 4 em equilíbrio com mol/l de NO, segundo a equação N O 4 (g ) NO (g). Qual o valor da constante desse equilíbrio em função das concentrações em mol/l, nas condições da experiência? CEDERJ 15

18 Elementos de Química Geral Equilíbrio químico princípios gerais 3. Em altas temperaturas, N reage com O produzindo NO, um poluente atmosférico: N + O NO À temperatura de.000 Kelvin, a constante do equilíbrio descrito anteriormente é igual a 4,0 x Nessa temperatura, se as concentrações de equilíbrio de N e O forem, respectivamente, 4,0 x 10 3 e 1,0 x 10 3 mol/l, qual será a concentração molar de NO no equilíbrio? SISTEMAS GASOSOS PRESSÃO PARCIAL Pressão exercida por um gás, se este ocupasse sozinho o volume analisado. Em sistemas gasosos, a quantidade de reagente e produtos também pode ser verificada pela PRESSÃO PARCIAL de cada um dos gases participantes da reação, porque a concentração molar de um gás é diretamente proporcional a sua pressão parcial. Para comprovar esta relação, basta observar a lei dos gases ideais. PV = nrt ou P = n V RT em que a relação n V corresponde à concentração mol/l. Quando utilizamos as pressões parciais para descrever um sistema em equlíbrio, chamamos a constante de equilíbrio de K p. Vamos exemplificar por meio da reação entre gás nitrogênio e gás hidrogênio na produção de amônia. N (g) + 3 H (g) NH 3 (g) A Lei de Equilíbrio desta reação pode ser descrita em função das concentrações molares, como visto anteriormente, K ou em função das pressões parciais, K p P = P P NH3 3 N H. NH 3 [ N ][ H ] c = [ ] 3, 16 CEDERJ

19 Exemplo 3 O gás SO 3 pode ser decomposto em dióxido de enxofre e oxigênio a altas temperaturas, de acordo com a equação: SO 3 (g) SO (g) + O (g). As pressões parciais dos componentes no equilíbrio são: para O = 1 atm; para SO = 4 atm e para SO 3 = 8 atm. Determine o valor da constante de equilíbrio K p para este sistema. Vamos primeiramente escrever a Lei de Equílíbrio em função das pressões parciais para esta reação K valores, teremos: p = PsoPo. Substituindo os Pso 3 AULA K p = K 8 p = 3. RELAÇÃO ENTRE K P E K C Para algumas reações, os valores de K p e K c são iguais. Porém, para muitas outras, as duas constantes apresentam valores diferentes. Portanto, é necessário que nós possamos calcular uma a partir da outra. A equação que nos permite fazer esse cálculo é deduzida a partir da lei dos gases ideais. K p = K c (RT) n Nesta equação, n é variação do número de mols (número de mols dos produtos gasosos número de mols dos reagentes gasosos) na equação química. Para a reação N (g) + 3 H (g) NH 3 (g), temos que n = (1+3) =. Observe que quando o valor de n for igual a zero, as constantes K p e K c terão o mesmo valor. GRAU DE EQUILÍBRIO Considere um frasco fechado, inicialmente, com 9,0 mols de ozônio (O 3 ). Admita que no equilíbrio entre ozônio e oxigênio existam 6,0 mols de O 3 e 4,5 mols de O. Para calcular o número de mols de O 3 que reagiram, temos: n (reagiram) = 9,0 6,0 = 3,0 mols de ozônio. CEDERJ 17

20 Elementos de Química Geral Equilíbrio químico princípios gerais Vamos agora determinar a porcentagem de mols de O 3 que reage: Início 9,0 mols 100% Reagem 3,0 mols α Logo, α = 3 x 100 = 33% 9 Essa porcentagem é denominada grau de equilíbrio (α). Podemos calcular o grau de equilíbrio para determinado reagente diretamente pela expressão: α= quantidade de mols consumidos quantidade inicial de mols É muito importante que você saiba diferenciar grau de equilíbrio e constante de equilíbrio. Grau de equilíbrio(α) Constante de equilíbrio (Kc) Alterando as concentrações Alterando a temperatura varia varia Não varia varia A uma temperatura constante, o grau de equilíbrio é variável, porque depende da concentração inicial do reagente que estiver sendo analisado. Entretanto, a constante de equilíbrio, como o próprio nome indica, terá valor fixo para cada equilíbrio. Exemplo 4 1) A tabela a seguir é válida para o seguinte equilíbrio de decomposição, realizado a 500 o C: NH 3 N + 3 H [NH 3 ] [NH 3 ] K c inicial no equilíbrio 1 a experiência 1,0 0, 16 a experiência 5,0 1, CEDERJ

21 a. Por que o valor de K c não varia? O valor de K c não varia, porque, mantida a temperatura constante, a constante de equilíbrio não depende das concentrações iniciais dos reagentes ou dos produtos. AULA 9 b. Calcule o grau de decomposição da amônia, em cada experiência, considerando o volume do recipiente igual a 1 litro. 1 a experiência início: NH 3 = 1,0 mol equilíbrio: NH 3 = 0, mol reage: 1,0 0, = 0,8 mol α= quantidade de mols consumidos quantidade inicial de mols 08, α= = 08, = 80% 10, a experiência início: NH 3 = 5,0 mol equilíbrio: NH 3 = 1,6 mol reagem: 5,0 1,6 = 3,4 mol α= quantidade de mols consumidos quantidade inicial de mols 34, α= = 068, = 68% 50, CONCLUSÃO O equilíbrio químico pode existir somente em sistemas fechados em que o conteúdo material não é aumentado nem diminuído, permanecendo assim com as concentrações constantes. CEDERJ 19

22 Elementos de Química Geral Equilíbrio químico princípios gerais ATIVIDADES FINAIS 1. O gráfico a seguir mostra a variação, em função do tempo, das concentrações de A, B, C e D durante a reação de 3,5 mol/l de A com 3,5 mol/l de B, a 5 C. Observe que as concentrações A, B, C e D para o cálculo de K c estão indicadas no gráfico. 4,0 3,5 3,0,5 C + D,0 1,5 1,0 0,5 0 A + B Tempo (min) Considerando a reação A + B C + D: a. em que tempo de reação o equilíbrio foi atingido? b. qual o valor da constante desse equilíbrio?. Para o equilíbrio CO + H CO + H O numa determinada temperatura, a constante K c vale 8,4. Uma análise apontou os seguintes resultados, em determinado instante de uma experiência: [CO ] = 0, mol/l [H ] = 0,3 mol/l [CO] = 1, mol/l 0 CEDERJ

23 [H O] = 0,4 mol/l Com base nessas informações, verifique se o sistema já atingiu o equilíbrio no instante considerado. AULA 9 3. Em um recipiente de 1 litro, colocou-se 1 mol de PCl 5. Suponha o sistema: PCl 5 PCl 3 + Cl, homogêneo e em temperatura tal que o PCl 5 esteja 80% dissociado. Determine a constante de equilíbrio para esse sistema. 4. Dado K c = 61 para a reação N (g) + 3 H (g) NH 3 (g) a 500K, calcule se mais amônia tenderá a se formar quando a mistura de composição,3 x 10 3 mol/l de N, 1,4 x 10 3 mol/l de H e 1,1 x 10 1 mol/l de NH 3 estiver presente em um recipiente a 500K. RESUMO O equilíbrio químico é uma reação reversível na qual a velocidade da reação direta é igual à velocidade da reação inversa e, conseqüentemente, as concentrações de todas as substâncias participantes permanecem constantes. Para a reação a A +bb cc + dd Kc = [ ] c C [ D ] a [ A] [ B] d b K c não varia com a concentração das substâncias, mas varia com a temperatura em que se processa a reação. Em sistemas gasosos podemos determinar a constante de equilíbrio em função das pressões parciais (K p ). O grau de equilíbrio (α) varia com a temperatura e com a concentração. CEDERJ 1

24 Elementos de Química Geral Equilíbrio químico princípios gerais INFORMAÇÃO SOBRE A PRÓXIMA AULA Na nossa próxima aula, vamos saber como podemos perturbar um sistema em equilíbrio e as conseqüências na reação dessa perturbação. RESPOSTAS Atividade 1 [ SO3] a. K c = [ SO ] [ O ] b. K 3 [ Fe ][ Cu ] + + [ Fe ][ Cu ] c = + + NO O c. K = [ ] [ ] c [ NO ] Atividade NO K NO [ ] = c [ ] 4 = 05, = 8 Atividade 3 4,0 x 10 5 mol/l Atividades Finais 1. a. 10 minutos b. 5, x 5, = 65, 10, x 10,. 1, x 04, = 8 K c logo, o sistema ainda não atingiu o equilíbrio. 0, x 03, x 3. K = 08, 08, = c 3, 0, 4. Não, pois o valor para [ NH 3 ] [ N ][ H ] 3 está muito maior que o K c indicado. CEDERJ

25 Deslocamento de equilíbrio AULA 30 Meta da aula Apresentar a aplicação do Princípio de Le Chatelier em equilíbrio químico. objetivos Ao final desta aula, você deverá ser capaz de: identificar os fatores que alteram um sistema em equilíbrio; verificar como esses fatores provocam um deslocamento de equilíbrio.

26 Elementos de Química Geral Deslocamento de equilíbrio INTRODUÇÃO Esta aula é a continuação do conteúdo Equilíbrio Químico, trabalhado na Aula 9. Como você viu naquela aula, um sistema, após atingir o equilíbrio, apresenta uma quantidade constante das substâncias participantes se não houver alterações externas que perturbem esse equilíbrio. Em 1888, o químico francês Henry Louis Le Chatelier desenvolveu um trabalho que permite prever o que ocorrerá a um sistema em equilíbrio quando perturbado.! A conclusão deste trabalho é conhecida como o Princípio de Le Chatelier: Quando um sistema em equilíbrio é perturbado, ele reage no sentido de anular o efeito dessa perturbação. Quem foi Le Chatelier? Henry Louis Le Chatelier nasceu em Paris no dia 8 de outubro de Os primeiros ensinamentos em Matemática e Química foram dados pelo pai, o engenheiro Louis Le Chatelier. Mais tarde, pai e filho trabalhariam juntos na criação de uma indústria de alumínio. Toda a linha de pesquisa de Le Chatelier era voltada para as aplicações práticas. Publicou trabalhos sobre cimento e, preocupado com os acidentes em minas de carvão, fez um minucioso estudo sobre combustão do metano, determinando a temperatura de ignição e outras variáveis. Durante toda a vida, Le Chatelier dedicou-se à Educação. Considerado um inovador na Educação em Química, criou métodos próprios que sempre despertavam interesse em seus alunos. Texto adaptado, em outubro de 005, do site teachers/chemistry/institutes/199/lechatelier.html Os principais fatores externos que podem influenciar um equilíbrio são: concentração dos participantes; temperatura; pressão total do sistema. ALTERANDO AS CONCENTRAÇÕES Vamos tomar como exemplo o seguinte sistema em equilíbrio: N (g) + 3 H (g) 1 NH 3 (g) + calor 4 CEDERJ

27 Se adicionarmos a esse sistema uma determinada quantidade de H, o equilíbrio irá se deslocar no sentido de consumir esse H colocado a mais. A reação que consome H é a reação 1 (reação direta). Então, durante um determinado tempo, a velocidade da reação 1 será maior que a velocidade da reação (v 1 > v ), o que acarretará aumento da concentração de NH 3. AULA 30 N (g) + 3 H (g) 1 NH 3 (g) + calor Após certo tempo, é estabelecido um novo equilíbrio, mas sem alteração no valor da constante K c. Se aumentarmos a concentração de NH 3, o sistema irá se deslocar no sentido de consumir esse NH 3. A reação que consome NH 3 é a reação (reação inversa). Então, durante certo tempo, v > v 1, o que acarretará aumento da concentração de N e H. N (g) + 3 H (g) 1 NH 3 (g) + calor Essas velocidades se tornarão iguais após certo tempo e o equilíbrio será estabelecido, mas com o mesmo valor para sua constante K c. O que ocorrerá com esse equilíbrio se retiramos NH 3 do sistema? Segundo o Princípio de Le Chatelier, o sistema terá de anular essa alteração. Para isso, ele deverá produzir uma maior quantidade de NH 3, favorecendo, assim, a reação 1 (reação direta), durante determinado tempo, até o equilíbrio ser novamente atingido. N (g) + 3 H (g) 1 NH 3 (g) + calor Exemplo 1 Considere o equilíbrio: Fe 3 O 4 (s) + 4 H (g) 3 Fe(s) + 4H O(g) a 150 o C, em recipiente fechado. a. Escreva a expressão da constante de equilíbrio da reação. Como vimos na Aula 9, Kc = [ produtos] [ reagentes]. CEDERJ 5

28 Elementos de Química Geral Deslocamento de equilíbrio Quando temos substâncias no estado sólido, essas não participam da expressão da constante de equilíbrio, pois não apresentam concentração molar. Logo, para nossa reação: Kc = 4 [ HO ]. 4 [ H ] b. Preveja, justificando, qual será o efeito da adição ao sistema em equilíbrio de: (I) H (g). Segundo Le Chatelier, o sistema deverá consumir H para retornar ao equilíbrio, favorecendo a reação direta. (II) Fe (s). Como o ferro se apresenta no estado sólido, a quantidade dessa substância não afeta o equilíbrio. (III) Um catalisador. O catalisador é uma substância adicionada a uma reação para aumentar a sua velocidade, como ocorre com as enzimas em sistemas biológicos. Ela não influi em um sistema em equilíbrio. ATIVIDADE 1. Considere a reação em equilíbrio representada a seguir: 4 HCl (g) + O (g) 1 H O (g) + Cl (g) O que ocorrerá com o equilíbrio dessa reação se: a. a concentração de gás oxigênio diminuir? b. for adicionado um catalisador? c. a concentração de Cl aumentar? Alterando a pressão total do sistema Em equilíbrios que envolvem gases, poderá haver variações de volume, dependendo da proporção do número de moléculas dado pelos coeficientes da reação. No nosso exemplo, temos: 1 N (g) + 3 H (g) NH 3 (g) + calor = 4 volumes volumes maior pressão menor pressão 6 CEDERJ

29 Pelo Princípio de Le Chatelier, um aumento de pressão no sistema deverá deslocar o equilíbrio no sentido de anular essa alteração, ou seja, no sentido de menor pressão, favorecendo, no nosso exemplo, a reação 1 (reação direta). Logo, o aumento de pressão desloca o equilíbrio para o lado de menor número de mols gasosos. Por outro lado, se diminuirmos a pressão do sistema, ele irá se deslocar no sentido de maior pressão, favorecendo a reação (reação inversa). Logo, a diminuição de pressão desloca o equilíbrio para o lado de maior número de mols gasosos. Quando alteramos a pressão total de um sistema em equilíbrio, ele será perturbado por um tempo e voltará ao equilíbrio sem alteração no valor da constante K c. AULA 30 ATIVIDADE. Há dois sistemas gasosos em equilíbrio, cujas constantes de equilíbrio são dadas pelas expressões (I) e (II): Nessas condições: () [ ] H [ ] O Cl I 4 [ HCl] [ O ] ( ) [ CH ][ ] 4 HS II 4 [ CS ][ H ] a. Escreva a equação para cada um dos sistemas em equilíbrio. b. Qual será o efeito do aumento de pressão total sobre cada um dos sistemas? ALTERANDO A TEMPERATURA Se aumentássemos a temperatura, estaríamos, em outras palavras, fornecendo calor para o sistema. Segundo Le Chatelier, o equilíbrio irá se deslocar no sentido de anular esse efeito, ou seja, irá consumir calor. A reação que consome calor é chamada reação endotérmica. No nosso exemplo, a reação que consome calor é a reação (reação inversa). Com o aumento da temperatura, teremos, durante certo tempo: N (g) + 3 H (g) ser restabelecido. 1 NH 3 (g) + calor, até o equilíbrio CEDERJ 7

30 Elementos de Química Geral Deslocamento de equilíbrio Se diminuíssemos a temperatura, estaríamos retirando calor do sistema; com isso, o equilíbrio iria se deslocar no sentido de produzir calor. A reação que produz calor é chamada exotérmica. No nosso exemplo, a reação que produz calor é a reação 1 (reação direta). Com a diminuição da temperatura, teremos, durante um certo tempo: 1 N (g) + 3 H (g) NH 3 (g) + calor, até o equilíbrio ser restabelecido. Desta forma, em um sistema em equilíbrio, com pressão constante, o aumento da temperatura provoca o deslocamento do equilíbrio no sentido da reação endotérmica. Logo, a diminuição da temperatura desloca a reação no sentido inverso, ou seja, no sentido da reação exotérmica. Quando alteramos a temperatura de um sistema, estamos alterando a sua energia. Com isso, o novo equilíbrio que será atingido apresentará um novo valor da constante K c. Podemos ilustrar a importância do Princípio de Le Chatelier com o exemplo da origem das cáries dentárias. Exemplo 1 O esmalte dos dentes é formado por uma substância insolúvel chamada hidroxiapatita, e a destruição dessa substância é chamada de desmineralização. Na boca, há o equilíbrio: Ca 5 (PO 4 ) 3 OH (s) 5 Ca + (aq) + 3 PO 4 3 (aq) + OH (aq) Entretanto, a fermentação de alimentos, como o açúcar, produz íons H + por meio de um processo ácido. Esses íons retiram OH para formar H O. Dessa forma, os íons se tornam responsáveis pelo deslocamento do equilíbrio para a direita e, assim, pela destruição do esmalte. A adição de flúor ajuda a prevenir as cáries, porque os íons F substituem os íons OH do esmalte, formando fluorapatita, Ca 5 (PO 4 ) 3 F, muito resistente ao ataque de ácidos. 8 CEDERJ

31 Exemplo O ozônio é formado, somente na estratosfera ou em laboratório, sob a ação de radiações eletromagnéticas (ultravioleta, onda de rádio etc.). Sua formação ocorre mediante a seguinte reação endotérmica: AULA 30 3 O O 3 a. O aumento da temperatura favorece ou dificulta a formação de ozônio? Justifique. Como, segundo o enunciado, a reação da formação de ozônio é endotérmica, o aumento de temperatura favorecerá essa reação.! Lembre-se: o aumento da temperatura favorece a reação endotérmica. b. E o aumento da pressão? Justifique. O aumento da pressão desloca o equilíbrio para o lado de menor volume. Logo, favorecerá a reação de formação do ozônio. ATIVIDADE 3. Considere o sistema em equilíbrio representado pela equação química: CO (g) + H (g) CH 3 OH (g) + calor Com base nesse sistema, classifique as afirmativas a seguir em verdadeira ou falsa, em relação ao deslocamento do equilíbrio. I Desloca-se para a direita, com o aumento da temperatura ( ). II Desloca-se para a esquerda, com o aumento da concentração de metanol (CH 3 OH) ( ). III Desloca-se para a direita, diminuindo a concentração de hidrogênio ( ). IV Desloca-se para a esquerda, com a diminuição da temperatura ( ). V Desloca-se para a esquerda, com o aumento da concentração de monóxido de carbono ( ). CEDERJ 9

32 Elementos de Química Geral Deslocamento de equilíbrio As equações a seguir representam sistemas em equilíbrio. O único sistema que não se desloca por alteração de pressão é: a. SO (g) + 1/ O (g) SO 3 (g) b. CO (g) + H (g) CO (g) + H O (g) c. N (g) + 3 H (g) NH 3 (g) d. CO (g) CO (g) + O (g) CONCLUSÃO O conhecimento do comportamento de sistemas em equilíbrio frente a fatores como temperatura, pressão e concentração dos participantes foi importante para viabilizar muitos processos industriais e práticas de laboratório. ATIVIDADES FINAIS 1. Nas lâmpadas comuns, quando estão acesas, o tungstênio (W) do filamento sublima, depositando-se na superfície interna do bulbo. No interior das chamadas lâmpadas halógenas há iodo, a fim de diminuir a deposição de tungstênio. Estas, quando acesas, apresentam uma reação de equilíbrio representada por: W (s) + 3 I (g) WI 6 (g) Na superfície do filamento (região de temperatura elevada), o equilíbrio está deslocado para a esquerda. Próximo à superfície do bulbo (região mais fria), o equilíbrio está deslocado para a direita. a. Escreva a expressão para a constante de equilíbrio. b. A formação do WI 6 (g), a partir dos elementos conforme a equação dada, é exotérmica ou endotérmica? Justifique. 30 CEDERJ

33 . Em um recipiente fechado, é realizada a seguinte reação a temperatura constante: SO (g) + 1/ O (g) SO 3 (g) AULA 30 a. Sendo v 1 a velocidade da reação direta e v a velocidade da reação inversa, qual a relação v no equilíbrio? v1 b. Se o sistema for comprimido mecanicamente, ocasionando um aumento de pressão, o que acontecerá com o número total de moléculas? 3. O equilíbrio entre a hemoglobina (Hm), o monóxido de carbono (CO) e o oxigênio (O ) pode ser representado pela equação: Hm O (aq) + CO (g) Hm CO (aq) + O (g), sendo a constante de equilíbrio dada por: [ Hm CO][O ] K = = [ Hm O][ CO] 10 Estima-se que os pulmões de um fumante sejam expostos a uma concentração de CO igual a,x10-6 mol/l e de O igual a 8,8x10-3 mol/l. Nesse caso, qual a razão entre a concentração de hemoglobina ligada ao monóxido de carbono e a concentração de homoglobina ligada ao oxigênio, [Hm CO] / [Hm O ]? 4. O hidrogênio molecular pode ser obtido, industrialmente, pelo tratamento do metano (CH 4 ) com o vapor d'água. O processo envolve a seguinte reação endotérmica: CH 4 (g) + H O (g) CO (g) + 3 H (g) Com relação ao sistema em equilíbrio, pode-se afirmar, corretamente, que: a. a presença de um catalisador afeta a composição da mistura. b. a presença de um catalisador afeta a constante de equilíbrio. c. o aumento da pressão diminui a quantidade de metano. d. o aumento da temperatura afeta a constante de equilíbrio. CEDERJ 31

34 Elementos de Química Geral Deslocamento de equilíbrio RESUMO Princípio de Le Chatelier: Quando se exerce uma ação sobre um sistema em equilíbrio, ele se desloca no sentido que produz uma anulação da ação exercida. Um aumento da concentração de um participante do equilíbrio desloca-o no sentido da reação em que ele é consumido e a diminuição da concentração de um participante do equilíbrio desloca-o no sentido da reação em que ele é formado. Um aumento da pressão desloca o equilíbrio para a reação que ocorre com contração do volume; já uma diminuição da pressão desloca-o para a reação que ocorre com expansão do volume. Um aumento da temperatura desloca o equilíbrio para a reação endotérmica e a diminuição da temperatura para reação exotérmica. RESPOSTAS 1.a. Desloca-se no sentido. 1.b. Nada ocorre ao equilíbrio. 1.c. Desloca-se no sentido.. a. Para o sistema: (I) 4 HCl (g) + O (g) H O (g) + Cl (g) (II) CS (g) + 4 H (g) CH 4 (g) + H S (g) 3 CEDERJ

35 .b. O aumento da pressão desloca o equilíbrio para o lado de menor volume. Logo, favorecerá a reação direta nos dois sistemas. AULA 30 (I) 4 HCl (g) + O (g) H O (g) + Cl (g) 5 volumes 4 volumes (II) CS (g) + 4 H (g) CH 4 (g) + H S( g) 5 volumes 3 volumes 3. ( F ) ( V ) ( F ) ( F ) ( F ) 4. A letra b, pois o número de mols gasosos é igual nos reagentes e produtos. Atividades Finais WI 1. a. K = [ ] 6 c 3 [ I ] 1. b. Exotérmica, pois é favorecida em temperaturas mais baixas.. a. O equilíbrio é caracterizado pela igualdade das velocidades das reações direta e inversa, logo v 1 /v = 1.. b. O sistema se deslocará no sentido de menor pressão (para direita), diminuindo o número total de moléculas. - 3 [ Hm CO] 88, x 10-6 [ Hm CO ] [ Hm O ], x 10 [ Hm O ] 4. A letra d, pois toda constante de equilíbrio varia com a temperatura do sistema. CEDERJ 33

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37 Equilíbrio iônico de ácidos e bases AULA 31 Meta da aula Apresentar uma visão de equilíbrios iônicos que envolvem as forças de ácidos e bases. objetivos Após o estudo do conteúdo desta aula, esperamos que você seja capaz de: definir ácidos e bases segundo as teorias de Arrhenius e Brönsted & Lowry; definir constantes de ionização de ácidos e bases; definir e aplicar em problemas o conceito de ph e poh; definir solução-tampão.

38 Elementos de Química Geral Equilíbrio iônico de ácidos e bases INTRODUÇÃO O conceito de equilíbrio, já estudado, tem mais uma aplicação quando trabalhamos com sistemas iônicos. Dentre os sistemas iônicos, os mais importantes referem-se ao equilíbrio de ácidos e bases. ÁCIDOS E BASES O cientista sueco Svante Arrhenius, em 1887, definiu ácidos como substâncias que, em solução aquosa, se ionizam e liberam íons H + e base como substâncias que em solução aquosa se ionizam e liberam íons OH. Sendo assim, o cloreto de hidrogênio (HCl) é dito um ácido de Arrhenius, pois, em solução aquosa, sofre ionização, produzindo íons hidrogênio e íons cloreto (equação 1), H O equação 1 HCl -H + + Cl - já a soda cáustica (NaOH) é uma base, pois gera íons sódio (Na + ) e íons hidroxila (OH ) (equação ). H O equação HaOH Na + + OH - Em resumo, a teoria de Arrhenius indicava que o próton (H + ) era responsável pelas propriedades ácidas e o íon hidroxila (OH - ), pelas propriedades básicas. Em 193, Brönsted, na Dinamarca, e Lowry, na Inglaterra, em estudos independentes, sugeriram outra definição de ácido-base, que complementaria a Teoria Ácido-Base de Arrhenius. A teoria de Brönsted & Lowry define, como ácido, uma espécie química capaz de doar próton e, como base, uma espécie química capaz de aceitar próton. Uma reação ácido-base é uma reação de transferência de prótons. Essa definição leva a um melhor entendimento da formação do próton hidratado (H 3 O + ), pois o ácido, ao sofrer ionização, não forma o íon hidrogênio, mas doa um próton para a molécula de água. Retornando ao exemplo do cloreto de hidrogênio, sua molécula doa um próton (H + ) à água, comportando-se assim como um ácido. A água, por sua vez, como 36 CEDERJ

39 recebe o íon hidrogênio (próton), funciona como base. Esta reação é reversível, o que significa que o íon cloreto (Cl - ) pode receber o próton de volta do íon hidrônio (H 3 O + ). Portanto, o íon cloreto é uma base e o íon hidrônio, um ácido. (equação 3). AULA 31 HCl + H O H 3 O + + Cl - equação 3 Ácido 1 + Base Ácido + Base 1 A amônia é classificada como uma base segundo Brönsted & Lowry, porque, ao entrar em contato com a água recebe um próton (H + ). Desta forma, surge o íon amônio (NH 4+ ), seu ácido conjugado. A água, como doadora do próton, comporta-se como ácido de Brönsted & Lowry e gera o íon hidroxila, que é a sua base conjugada: NH 3 + H O NH OH - Base 1 + Ácido Ácido 1 + Base A força de um ácido é dada pela sua maior ou menor tendência de doar um próton: quanto maior a sua facilidade para ceder o H +, maior a sua força ácida, enquanto a base forte é aquela que tem maior tendência a receber esse próton. Se prepararmos, por exemplo, duas soluções aquosas diluídas de ácidos diferentes, a uma mesma temperatura, visualmente não conseguimos perceber nenhuma diferença entre elas. 1 L de solução aquosa 0,1 mol/l de ácido cloridrico (HCI) 1 L de solução aquosa 0,1 mol/l de ácido acético (CH 3 COOH) Figura 31.1: Béqueres contendo soluções ácidas. No entanto, com a utilização de uma aparelhagem simples, podemos perceber que elas apresentam condutibilidades elétricas diferentes: CEDERJ 37

40 Elementos de Química Geral Equilíbrio iônico de ácidos e bases Lâmpada com brilho intenso Lâmpada com pouco brilho 17 V corrente alternada 17 V corrente alternada HCI (aq) 1M CH 3 COOH (aq) 1M Figura 31.: Condutibilidade elétrica dos ácidos. Você percebeu que no caso do ácido acético tanto faz escrever a fórmula H 3 CCOOH ou CH 3 COOH? Quanto mais intenso o brilho da lâmpada, maior a concentração de íons presentes e maior a condutibilidade elétrica da solução. Podemos concluir, observando a Figura 31., que o ácido clorídrico (HCl) está mais ionizado e é um ácido mais forte do que o ácido acético (H 3 CCOOH). CONSTANTE DE ACIDEZ (K a ) Vamos analisar separadamente os equilíbrios existentes nas duas soluções ácidas. No caso do ácido clorídrico, temos: HCI (aq) H + (aq) + Cl - (aq) A expressão da constante de equilíbrio para essa equação, que por se tratar de sistema em equilíbrio iônico, pode ser chamada K i e, mais particularmente, por ser equação de ionização de ácido, pode ser chamada K a. K i = K = a + - [ H ][ Cl ] [ HCl] Experimentalmente, determinou-se que o valor de K a do HCl a 5 o C é aproximadamente H Cl Ka = [ ][ ] [ HCl] = 10 3 (valor alto) 38 CEDERJ

41 O alto valor de K a significa que o numerador é cerca de mil vezes maior que o denominador. Logo, na situação de equilíbrio, há muito mais moléculas ionizadas. Isto confirma o dado da experiência em que vimos ser o HCl um ácido bem forte. AULA 31 Para o ácido acético, temos: H 3 CCOO(aq) H + (aq) + H 3 CCOO - (aq) Logo, a expressão de K a será: + - H H CCOO Ka = [ ][ 3 ] H CCOOH = , 10 (a 5 o C) [ ] 3 Como esse valor é muito baixo, podemos concluir que, na situação de equilíbrio, há mais moléculas não-ionizadas (denominador) do que íons em solução, o que justifica a baixa condutibilidade elétrica. Portanto, pode-se afirmar que, quanto maior o valor de K a, mais ionizado estará o ácido, ou seja, maior será a sua força.! Quanto maior o K a, maior o número de moléculas que se ionizam; logo, mais forte será o ácido. CONSTANTE DE BASICIDADE (K b ) Assim, como definimos a constante de ionização para ácidos (K a ), também podemos definir a constante de dissociação para as bases: K b. Considere uma base genérica BOH; o equilíbrio em solução aquosa pode ser representado da seguinte forma: BOH(aq) B + (aq) + OH - (aq) Podemos definir a constante de dissociação dessa base como: K [ B ][ OH ] [ BOH] b = + - CEDERJ 39

42 Elementos de Química Geral Equilíbrio iônico de ácidos e bases Veja o exemplo do gás amônia (NH 3 ) que forma soluções aquosas básicas, nas quais a base pode ser representada por NH 4 OH. NH 4 OH(aq) NH 4+ (aq) + OH - (aq) + - [ NH 4 ][OH ] - K b = = 17, 10 5 (a 5 o C) [NH OH] 4 O valor baixo de K b indica que, no equilíbrio da amônia em água, poucas moléculas se dissociam. Isso caracteriza a amônia como uma base fraca. ATIVIDADE 1. Frutas cítricas, como o limão e a laranja, contêm ácido cítrico e ácido ascórbico (vitamina C). As constantes de ionização (K a ), a 5 o C, são dadas abaixo: Ácido cítrico K a = 8x10-4 Ácido ascórbico K a = 8x10-5 A respeito desses dados, julgue os itens a seguir em verdadeiros ( V ) ou falsos ( F ). (I) O ácido cítrico é mais forte que o ascórbico ( ). (II) Esses dois ácidos são mais fortes que o ácido clorídrico ( ). (III) Os equilíbrios de ionização desses ácidos devem estar deslocados para a esquerda ( ). EQUILÍBRIO IÔNICO DA ÁGUA Experiências de condutibilidade elétrica e outras evidências mostram que a água, quando pura, se ioniza muito pouco, originando o equilíbrio: H O(1) + H O(1) H 3 O + (aq) + OH - (aq) 40 CEDERJ Figura 31.3: Representação da reação de ionização da água.

43 Ou, de maneira simplificada: H O(1) H + (aq) + OH - (aq) AULA 31 Na água pura, a concentração de íons H + é sempre igual à concentração de íons OH, pois cada molécula de água ionizada origina um íon H + e um íon OH. Na temperatura de 5 o C, as concentrações em mol/l de H + e OH são iguais entre si e apresentam um valor de 10 7 mol/l. Por esse valor, podemos perceber o quão pouco a água se ioniza. PRODUTO IÔNICO DA ÁGUA Considerando o equilíbrio de ionização da água H O(1) H + (aq) + OH - (aq) Podemos escrever a expressão da sua constante de equilíbrio: K [ H ][ OH ] [ HO] c = + - Sabendo que a água apresenta um baixíssimo grau de ionização, podemos considerar que a [H O] é constante, pois praticamente não se altera. Logo: K c [H O] = [H + ][OH - ] K w K w é chamado de constante de ionização da água, cujo valor pode ser calculado a 5 o C, com os valores de [H + ] e [OH ] conhecidos: Kw = [H + ][OH ] Kw = (10 7 )(10 7 ) K w = O fato de K w ser constante, a uma dada temperatura, nos permite chegar às seguintes conclusões: CEDERJ 41

44 Elementos de Química Geral Equilíbrio iônico de ácidos e bases Toda solução aquosa contém íons H + e OH. Uma solução ácida poderá possuir alta concentração de íons H +, no entanto, haverá sempre uma certa quantidade de OH de modo que: [H + ][OH ] = K w = constante. Numa solução básica, em que temos maior concentração de íons OH, também teremos presente íons H +, tal que: [H + ][OH ] = K w = constante. Com base nessas observações podemos afirmar que a 5 o C teremos para qualquer solução aquosa: [H + ][OH ] = K w = Podemos resumir o conceito de soluções ácidas, básicas (também chamadas alcalinas) e neutras: Solução ácida [H + ] > [OH ] Solução básica [H + ] < [OH ] Solução neutra [H + ] = [OH ] Exemplo 1 Considere que o suco de laranja apresente [H + ] = 1, mol/l, a 5 C. (Dados: a 5 C, K w =10 14 ) a. Determine a concentração molar dos íons OH presentes nesse suco. Para qualquer solução aquosa : K w = [H + ][OH ] = Como [H + ] = 1,0 10 4, substituindo este valor na equação, temos: = 1, 0 10 [ OH ] [ OH ] = 10, = 10, 10 mol / L b. Demonstre que o suco de laranja é uma solução ácida. Como [H + ] é maior que [OH ], o suco de laranja é ácido. Podemos verificar através dos valores: 1, > 1, [H + ] > [OH ] 4 CEDERJ

45 Exemplo Um comprimido antiácido, que contém bicarbonato de sódio (NaHCO 3 ), origina uma solução em que a concentração de íon OH é igual a 1, mol/l, a 5 C. Demonstre que [OH ] > [H + ]. (Dados: a 5 C, K w =10 14 ) AULA 31 Empregando a equação K w = [H + ][OH ] = 10 14, temos: Kw 10 [ H ] = = - [ OH ] 10, = 10, 10 9 mol / L 1, > 1, [OH - ] > [H + ] O QUE É PH? E POH? O caráter ácido ou básico de uma solução é usualmente determinado em função da concentração em mol/l dos íons H +. No entanto, como essas concentrações normalmente são indicadas por números de base decimal com expoente negativo (por exemplo, 10, 10 7 ) trabalhar com esses números pode acarretar dificuldades matemáticas. Assim, em 1909, o bioquímico dinamarquês Peter Sörensen ( ) propôs o uso da escala de ph (potencial hidrogeniônico) como método de determinação da acidez de uma solução. O ph foi definido como: ph = log [H + ], sendo definido com logaritmo na base 10. Assim, sendo para a água pura, em que a [H+] = 10 7, o ph é: ph = log 10 7 ph = 7. Esse valor é considerado o padrão de neutralidade. Exemplo 3 Uma solução que apresenta [H + ] > 10 7 é considerada ácida. Exemplo disso é a solução de um suco de tomate, cuja concentração de íons H + é igual a 0,0001 mol/l, ou seja, 10 4 mol/l. Qual será o ph dessa solução? CEDERJ 43

46 Elementos de Química Geral Equilíbrio iônico de ácidos e bases [H + ]= 10-4 mol/l ph= - log [H + ] ph= - log 10-4 ph= - (-4) log 10 1 ph = 4 Assim: ph= - log 10-4 ph = 4 Assim como definimos ph, podemos fazer o mesmo com poh (potencial hidroxiliônico): poh = log[oh ]. ATIVIDADE. Produtos de limpeza que possuem amoníaco apresentam [OH ] = 0,001 mol/l, ou seja, 10 3 mol/l. Determine o poh dessa solução. RELAÇÃO ENTRE PH E POH Vamos retomar a expressão do produto iônico da água: [H + ][OH ] = K w Aplicando a notação logarítmica, teremos: log [H + ] + log [OH ] = log K w multiplicando por ( 1) ( log [H + ] ) + ( log [OH ] ) = log K w como K w = 10 14, ( log [H + ] ) + ( log [OH ] ) = log = 14 ( log [H + ] ) + ( log [OH ] ) = log = 14 ph ph 44 CEDERJ

47 ! ph + poh = 14 AULA 31 O termo ph é muito mais utilizado que o poh em situações do cotidiano. Vamos, então, caracterizar os diferentes tipos de soluções que encontraremos em nossos estudos: Soluções neutras: Uma solução neutra apresentará concentrações iguais de H + e OH. [H + ] = [OH ] = 10 7 ph = log 10 7 = 7 Logo, ph = poh = 7 Soluções ácidas: Uma solução ácida apresenta [H + ] > 10 7 Logo: ph < 7 Soluções básicas: Em uma solução básica temos [H + ] < 10 7 Logo: ph > 7 Resumindo: Solução ph poh Neutra 7 7 Ácida < 7 >7 Básica > 7 < 7 ESCALA DE PH A escala de ph apresenta valores que variam de zero a 14 e nos indicam o grau de acidez ou basicidade de uma solução a 5 o C. Ácido Neutro Básico Figura 31.4: Escala de ph. CEDERJ 45

48 Elementos de Química Geral Equilíbrio iônico de ácidos e bases Em um laboratório, a maneira mais precisa e prática de se determinar o ph de uma solução é por meio da utilização de um aparelho elétrico chamado phmetro. Durante seu curso de Biologia, você terá oportunidade de trabalhar com esse aparelho e determinar os phs de algumas soluções e materiais comuns em nosso dia-a-dia. Exemplo 4 Considere que a solução de H SO 4 da bateria de carro tenha ph =1,0 e que o suco de limão tenha ph =,0. a. Qual é a solução mais ácida? A solução de H SO 4 é mais ácida porque possui o menor valor de ph. b. Qual a relação entre as respectivas concentrações de íons H +? Sabendo que log a = b a = 10 b, então: log [H + ] = ph ou log [H + ] = ph [H + ] = 10 ph Para a solução de H SO 4, temos: ph = 1 [H + ] = 10 1 Para o suco de limão temos: ph = [H + ] = 10 Essa questão nos mostra que quando os valores de ph variam de uma unidade, as concentrações de H + variam com o fator 10. Exemplo 5 A bile, segregada pelo fígado, é um líquido amargo, esverdeado e muito importante na digestão. Sabendo que a concentração de H+ na bile é 10 8 mol/l, determine o ph da bile e discuta se é ácida, básica ou neutra. Por definição, sabemos que ph = log [H + ]. No nosso problema, a [H + ] = Logo: ph = log 10 8 ph = 8. Por ter ph >7, essa solução é básica. 46 CEDERJ

49 ATIVIDADE 3. A análise de uma amostra de sabão revelou que a concentração de OH é igual a Calcule o ph dessa solução. AULA 31 O PH NO NOSSO CORPO Nas células do nosso corpo, o CO é continuamente produzido como um produto do metabolismo. Parte desse CO se dissolve no sangue, estabelecendo o equilíbrio: CO + H O H CO 3 H + + HCO 3 - Quando a respiração é deficiente, acarreta um aumento da concentração de CO no sangue, o que provoca o deslocamento do equilíbrio para a direita, aumentando a concentração de H +, conseqüentemente, diminuindo o ph sangüíneo. Essa situação é chamada de acidose. Por outro lado, se uma pessoa respira muito rápido (hiperventilação), acarreta uma diminuição da quantidade de CO, o que provoca o deslocamento do equilíbrio para a esquerda, diminuindo a concentração de H +, conseqüentemente, aumentando o ph do sangue. Essa situação é chamada de alcalose. ATIVIDADE 4. Determine o ph de uma solução 0,004 M de certo monoácido cujo grau de ionização é de,5%, nessa concentração. CEDERJ 47

50 Elementos de Química Geral Equilíbrio iônico de ácidos e bases SOLUÇÃO-TAMPÃO Em muitas soluções, inclusive nas presentes em nosso corpo, o ph deve ser mantido em determinada faixa de valores. Por exemplo: o nosso sangue deve apresentar ph entre 7,3 e 7,5. Se o ph sangüíneo variar acima ou abaixo dessa faixa, mesmo sendo pequena a variação, poderá causar sérios distúrbios ao organismo. Uma das maneiras de se controlar o ph de uma solução, é mediante o uso de uma solução-tampão.! Solução-tampão é uma mistura cujo ph praticamente não se altera com adição de um ácido ou de uma base em quantidade limitada. Uma solução-tampão é formada por duas substâncias: um ácido fraco e um sal desse ácido, exemplo: CH 3 COOH + CH 3 COONa (ácido acético e acetato de sódio); ou uma base fraca e um sal dessa base, exemplo: NH 4 OH + NH 4 Cl (hidróxido de amônio e cloreto de amônio). COMO FUNCIONA UMA SOLUÇÃO-TAMPÃO? Vamos explicar o funcionamento de uma solução-tampão tomando como exemplo um sistema-tampão encontrado no nosso sangue: H CO 3 (ácido carbônico) e NaHCO 3 (bicarbonato de sódio). A ação do tampão está relacionada aos seguintes equilíbrios iônicos existentes na solução: H CO 3 NaHCO 3 H + + HCO 3 - (ácido) Na + + HCO 3 - (sal) Nessa solução, temos, simultaneamente: alta concentração de H CO 3, pois sendo fraco, esse ácido se encontra muito pouco ionizado; e alta concentração de HCO 3 proveniente da dissociação do sal. 48 CEDERJ

51 O que ocorreria a esse sistema se: adicionarmos ácido? Vamos aplicar o Princípio de Le Chatelier trabalhado na Aula 30. Suponha que certa quantidade de H + tenha sido introduzida no sangue. Esses íons irão se combinar com o ânion HCO 3, proveniente do sal que se encontra em grande quantidade, originando ácido carbônico (H CO 3 ). Portanto, não sobrariam íons H + livres para ocorrer um abaixamento de ph. AULA 31 adicionarmos base? Agora, uma certa quantidade de íon OH foi introduzida no sangue. Esses íons irão retirar o H + do equilíbrio do ácido no processo de neutralização, fazendo com que esse ácido se ionize e produza mais H + para neutralizar o OH introduzido. Observe que nem a adição de ácido nem a adição de base ocasionou uma variação significativa de ph no sangue. Para calcular o ph de uma solução-tampão, utilizamos a equação de Henderson-Hasselbach: ph = pk a + log [ âniondosal] ácido pk a = log K a (constante de ionização do ácido) [ânion do sal] = concentração em mol/l do ânion proveniente da dissociação do sal; [ácido] = concentração em mol/l do ácido fraco utilizado. No exemplo da solução-tampão do sangue, teríamos: ph = pk a + log [ HCO3 ] [ HCO] - 3 Exemplo 6 Calcule o ph de uma solução-tampão contendo 0,04 mol/l de CH 3 COONa e 0,004 mol/l de CH 3 COOH, sabendo que a constante desse ácido é igual a 10 5, em determinada temperatura. CEDERJ 49