BC0307 Transformações Químicas. Equilíbrio Químico

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1 Equilíbrio Químico

2 - Avaliação do equilíbrio heterogêneo: K= [Ca2+ ]. [CO 3 2- ] [CaCO 3 ] H 2 O CaCO 3 (s) Ca CO 3 K. [CaCO 3 ] = [Ca 2+ ]. [CO 3 2- ] Kps = [Ca 2+ ]. [CO 3 2- ]

3 Concentração necessária para ocorrer precipitação atingir o Kps BC0307 Transformações Químicas O conhecimento dos valores de Kps e das concentrações em solução permite controlar a precipitação de espécies de interesse: Se o produto iônico, Q, > K ps, a solução é supersaturada Se o produto iônico, Q, = K ps, a solução é dita saturada Se o produto iônico, Q, < K ps, a solução é insaturada e não há formação de precipitado

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5 Considere PbI 2 dissolvido em água PbI 2 (s) Pb 2+ (aq) + 2 I - (aq) Calcule K ps se a solubilidade = 1.30 x 10-3 M Resposta: Solubilidade = [Pb 2+ ] = 1.30 x 10-3 M [I - ] =? [I - ] = 2 x [Pb 2+ ] = 2.60 x 10-3 M

6 Considere PbI 2 dissolvido em água PbI 2 (s) Pb 2+ (aq) + 2I - (aq) Calcule K ps se a solubilidade = 1.30 x 10-3 M Resposta: K ps = [Pb 2+ ] [I - ] 2 = [Pb 2+ ] {2 [Pb 2+ ]} 2 K ps = 4 [Pb 2+ ] 3 = 4 (solubilidade) 3 K ps = 4 (1.30 x 10-3 ) 3 = 8.8 x 10-9

7 Hg 2 Cl 2 (s) Hg 2 2+ (aq) + 2 Cl - (aq) BC0307 Transformações Químicas K ps = 1.1 x = [Hg 2 2+ ] [Cl - ] 2 Se [Hg 2 2+ ] = M, qual a [Cl - ] necessária para iniciar a precipitação do Hg 2 Cl 2?

8 Hg 2 Cl 2 (s) Hg 2 2+ (aq) + 2 Cl - (aq) BC0307 Transformações Químicas K ps = 1.1 x = [Hg 2+ 2 ] [Cl - ] 2 Reconheça que: Deve ser maior que Se [Hg 2+ 2 ] = M, qual [Cl - ] é necessária para iniciar a precipitação do Hg 2 Cl 2?

9 Hg 2 Cl 2 (s) Hg 2 2+ (aq) + 2 Cl - (aq) BC0307 Transformações Químicas K ps = 1.1 x = [Hg 2 2+ ] [Cl - ] 2 Resposta Quanto tem-se de [Cl - ] quando [Hg 2 2+ ] = M, [Cl ] = K sp = 1.1 x 10-8 M Se essa concentração de Cl - for ultrapassada, Hg 2 Cl 2 começa a precipitar.

10 Ag + Pb 2+ AgCl Cl - PbCl 2 Como fazer para precipitar apenas o AgCl? Solução: manter a [Cl - ] em um valor suficiente para atingir o Kps do AgCl (1,7 x ), mas insuficiente para o Kps do PbCl 2 (1,6 x 10-5 ).

11 Por exemplo: se [Ag + ] = [Pb 2+ ] = 0,01 M, temos: AgCl Ag + + Cl - BC0307 Transformações Químicas [ Cl ] 10 Kps 1, 7x10 = + = = [ Ag ] 0, 01 1, 7x10 PbCl 2 Pb Cl - [ Cl ] 5 Kps 1, 6x10 = 2+ = = [ Pb ] 0, 01 1,7x10-8 < [Cl - ] < 0,04 8 M 0, 04M

12 Ag(CH 3 CO 2 )(s) Ag + (aq) + CH 3 CO 2- (aq) O que acontece com o aquilíbrio ao adicionar AgNO 3? Forma-se Ag(CH 3 CO 2 )(s) e ocorre a precipitação!

13 Exemplo: Qual a solubilidade molar do PbI 2 em NaI 0.10 M? BC0307 Transformações Químicas Primeiro vamos analisar a solubilidade do PbI 2 em água pura: PbI 2 (s) Pb 2+ (aq) + 2I - (aq) K ps = 8, K ps = [Pb 2+ ][I - ] 2 8, = y(2y) 2 8, = 4y 3 8, /4 = y 3 y = 1,30 x10-3 mol/l Análise: NaI é solúvel em água e fornece o íon comum (I - ).

14 Análise: NaI é solúvel em água e fornece o íon comum (I - ). PbI 2 (s) Pb 2+ (aq) + 2I - (aq) K ps = [Pb 2+ ][I - ] 2 BC0307 Transformações Químicas Inicial 0 0,10 Variação +x +2x Equilíbrio +x +2x + 0,10 [ I K ( x ps ] = 0,10 + 2x 0,10 então = x(0,10) 2 ou x = 7,9 10 << 0,10 portanto a consideração inicial é válida) Portanto Solubilidade em água pura = y = 1, M Solubilidade em presença de I - adicionado = x = 7, M Princípio de Le Chatelier é obedecido! 7 M

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16 Ácido: espécie que ao reagir com água produz íon H 3 O + (hidroxônio). SO 2 (g) + 2 H 2 O (l) H 3 O + (aq) + HSO 3- (aq) Base: espécie que ao reagir com água produz íons OH - (hidroxila). Na 2 O (s) + H 2 O (l) 2 Na + (aq) + 2 OH - (aq)

17 Ácido: espécie doadora de H +. Base: espécie receptora de H +. Esta teoria prevê a formação de pares conjugados: NH 3 (aq) + H 2 O (l) NH + 4 (aq) + OH - (aq) Base Ácido Ácido Base HNO 2 (aq) + H 2 O (l) NO - 2 (aq) + H 3 O + (aq) Ácido Base Base Ácido ÁCIDOS E BASES ESTÃO RELACIONADOS ENTRE SI PELA PERDA OU GANHO DE H +

18 base ácido base ácido

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20 Ácido: receptor de par de elétrons. BC0307 Transformações Químicas Base: doador de par de elétrons. H + N H + H H + H N H Ácido H H Base Ácido de Lewis

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26 H 2 O (l) + H 2 O (l) H 3 O + (aq) + OH - (aq) BC0307 Transformações Químicas Constante de Equilibrio = K w K w = [H 3 O + ] [OH - ] = 1.00 x a 25 o C OH - H 3 O +

27 Constante de Equilibrio = K w K w = [H 3 O + ] [OH - ] = 1.00 x a 25 o C Kw = [H + ] [OH - ] = [x][x] [H + ] = [OH - ] = 1,0 x 10 7 mol/l Ou: - log Kw = - log [H + ] + (- log [OH - ]) pkw = ph + poh (notação mais prática!) ph + poh = 14,0

28 ph = log[h O + ] log[h ] poh log[oh - 3 = + = ] BC0307 Transformações Químicas Qual o ph de uma solução M NaOH? NaOH é uma base forte! [OH - ] = 1.0x10-3 M [H 3 O + ] = 1.0 x M ph = - log (1.0 x ) = Solução Básica ph > 7 Solução Neutra ph = 7 Solução Ácida ph < 7

29 Escala de ph

30 pka = -log Ka pkb = -log Kb

31 Relação entre K a, K b, [H 3 O + ] e ph BC0307 Transformações Químicas Grau de Ionização

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34 Tem-se 1.00 M HOAc. Calcule as concentrações de HOAc, H 3 O +, OAc - no equilíbrio e o ph. BC0307 Transformações Químicas HOAc + H 2 O H 3 O + + OAc - K a = 1.8x Passo: Defina as concentrações no equiílbrio [HOAc] [H 3 O + ] [OAc - ] inicial variação -x +x +x equilíbrio 1.00-x x x Note que [H 3 O + ] proveniente da H 2 O pode ser desconsiderado nesse caso

35 Tem-se 1.00 M HOAc. Calcule as concentrações de HOAc, H 3 O +, OAc - no equilíbrio e o ph. HOAc + H 2 O H 3 O + + OAc Passo: Escreva a expressão de equilíbrio K a = 1.8 x 10-5 = [H 3 O+ ][OAc - ] [HOAc] = x x 3 0 Passo: Resolva assumindo que x é muito pequeno, uma vez que Ka <<< 0. K a = 1.8 x 10-5 = x2 1.00

36 3 0 Passo: Resolva assumindo que x é muito pequeno, uma vez que Ka <<< 0. BC0307 Transformações Químicas x = [K a 1.00] 1/2 x = 4.2 x 10-3 M K a = 1.8 x 10-5 [H 3 O + ] = [OAc - ] = 4.2 x 10-3 M = x ph = - log [H 3 O + ] = -log (4.2 x 10-3 ) = 2.37

37 Considere a expressão aproximada K a = 1.8 x 10-5 = x P/ muitos ácidos fracos x = [H 3 O + ] = [K a 1.00] 1/2 [H 3 O + ] = [base conj.] = [K a C o ] 1/2 Em que C 0 = conc. inicial de ácido Dica: Se 100 K a < C o, então [H 3 O + ] = [K a C o ] 1/2 Caso contrário temos que resolver a equação quadrática

38 Calcule o ph de uma solução M de ác. fórmico, HCO 2 H. BC0307 Transformações Químicas HCO 2 H + H 2 O HCO H 3 O + K a = 1.8 x 10-4 Solução aproximada [H 3 O + ] = [K a C o ] 1/2 = 4.2 x 10-4 M, ph = 3.37 Solução Exata [H 3 O + ] = [HCO 2- ] = 3.4 x 10-4 M [HCO 2 H] = x 10-4 = M ph = 3.47 Portanto, nesse caso temos que resolver a expressão quadrática!

39 Calcule o ph de uma solução 0.10 M de Na 2 CO 3. Na 2 CO 3 2 Na + + CO 3 2- CO H 2 O HCO OH - base ácido ácido base K b = 2.1 x o Passo: Monte uma tabela de concentrações [CO 2-3 ] [HCO 3- ] [OH - ] inicial 0, variação -x +x +x equilib. 0,10-x +x +x

40 2 o Passo: Resolva a expressão de equilíbrio K b = 2.1 x 10-4 = [HCO 3 - ][OH - ] [CO 3 2 ] = x x Assuma que x 0.10 porque 100 K b < C o x = [HCO 3- ] = [OH - ] = M 3 o Passo: Calcule o ph [OH - ] = M poh = - log [OH - ] = 2.34 ph + poh = 14, Portanto ph = 11.66, e a solução é. BÁSICA

41 Calcule o ph da solução que resulta da mistura de 25 ml de NH 3 0,016 M com 25 ml de HCl 0,016 M BC0307 Transformações Químicas 1 o Passo: Escreva as equações balanceadas NH 3(aq) + H 3 O + (aq) NH + 4 (aq) + H 2 O (l) proveniente do HCl NH + 4 (aq) + H 2 O (l) NH 3(aq) + H 3 O + (aq) 2 o Passo: Estequiometria HCl consumido: 0,025 L x 0,016 mol/l = 4,0x10-4 mol NH 3 consumido: 0,025 L x 0,016 mol/l = 4,0x10-4 mol Reação 1:1:1 portanto formam 4,0x10-4 mol de NH 4 + em 50 ml, portanto [NH 4+ ] = 8,0x10-3 M

42 NH 4 + (aq) + H 2 O (l) NH 3(aq) + H 3 O + (aq) BC0307 Transformações Químicas 3 o Passo: Monte uma tabela de concentrações [NH 4+ ] [NH 3 ] [H 3 O + ] inicial 0, variação -x +x +x equilib. 0,008-x +x +x 4 o Passo: Resolva a expressão de equilíbrio Ka = 5,6x10-10 = [H 3 O + ][NH 3 ] = [NH 4+ ] x = 2,1x10-6 M = [H 3 O + ] = [NH 3 ] (x)(x) 0,008-x ph = 5,67

43 é um caso especial de efeito de íon comum. resistem a mudanças no ph da solução. contém uma base capaz de consumir os íons H 3 O + adicionados e um ácido capaz de reagir com ions OH - adicionado. O ácido e a base não devem reagir entre si. É composto de: Ácido Fraco + Base conjugada HOAc + OAc - H 2 PO HPO 2-4 Base fraca + Ácido conjugado NH 3 + NH + 4

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46 Lembra? Definição de pk a A-H (aq) + H 2 O (l) H 3 O + (aq) + A - (aq) BC0307 Transformações Químicas [H 3 O + ][A - ] K eq = [AH][H 2 O] K eq [H 2 O] = K a [H 3 O + ][A - ] K a = [AH] pk a = -log(k a )

47 Como preparar um tampão de ph = 4,30? BC0307 Transformações Químicas POSSIVEIS ACIDOS K a HSO - 4 / SO 2-4 1,2 x 10-2 HOAc / OAc - 1,8 x 10-5 HCN / CN - 4,0 x 10-10

48 Qual o ph de um tampão HOAc / OAc - com [CH 3 CO 2 H] = 0,70 M e [CH 3 CO 2- ] = 0,60 M? CH 3 CO 2 H + H 2 O H 3 O + + CH 3 CO 2 - BC0307 Transformações Químicas [CH 3 CO 2 H] [H 3 O + ] [CH 3 CO 2- ] inicial 0,70 0 0,60 variação -x +x +x equilib. 0,70-x +x 0,60 +x K a = [H 3 O + ][CH 3 CO 2- ] [CH 3 CO 2 H] = 1,8 x 10-5 Sabendo que 0,70>>>> x e 0,60>>>> x x = 2,1x10-5 M ph = 4,68

49 Concentração do ácido e da base conjugada não é importante para o valor de ph O que importa é a razão entre os números de mols de cada um! [H 3 O + Orig. conc. of HOAc ] = Orig. conc. of OAc - K a Logo, a diluição de um tampão não altera o ph da solução. [Conj. base] ph = pk a + log [Acid] A capacidade do tampão é a quantidade de ácido ou base neutralizada pelo tampão antes que haja uma alteração significativa no ph. A capacidade do tampão depende da quantidade do ácido e da base conjugada utilizada na composição do tampão. Quanto maiores são as quantidades de pares ácido-base conjugados, maior é a capacidade do tampão.