Fundamentos de Química Profa. Janete Yariwake

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1 Soluções. Equilíbrio químico em solução aquosa Equilíbrio químico: ácidos e bases 1 ácidos e bases cf. Arrhenius Exemplo: Preparo de uma solução de HCl em água HCl (aq) + H 2 O H 3 O + (aq) + Cl (aq) íon hidrônio ( próton ) íon cloreto HCl é um ácido de Arrhenius, pois quando dissolvido em água, libera íons H 3 O + ácido de Arrhenius: qualquer substância que pode aumentar a quantidade de íons H 3 O + em solução aquosa. 2 1

2 ácidos e bases cf. Bronsted-Lowry Exemplo: Preparo de uma solução de HCl em água HCl (aq) + H 2 O HCl: doa H + (ácido de Bronsted- Lowry) H 3 O + (aq) + Cl (aq) íon hidrônio ( próton ) íon cloreto ácido de Arrhenius: qualquer substância que pode aumentar a quantidade de íons H 3 O + em solução aquosa. 3 Exemplos ácidos em solução aquosa: HCl + H 2 O H 3 O + + Cl - ácido forte: em solução aquosa, a maior parte das moléculas do ácido está na forma desprotonada. H ligado a átomo eletronegativo 4 2

3 Exemplos ácidos em solução aquosa: HOAc + H 2 O H 3 O + + OAc - ácido fraco HOAc = ácido acético A maioria dos ácidos orgânicos são ácidos fracos. Lembrete: subst. orgânicas = contém carbono (C). Principais exceções: CO, CO 2, H 2 CO 3, HCN = subst. inorgânicas H 2 CO 3, HCN: ácidos fracos 5 Reações em solução aquosa Exemplo 3: Preparo de uma solução de NH 3 em água NH 3 (aq) + H 2 O NH 4 + (aq) + OH (aq) íon amônio íon hidroxila ocorre uma reação química reversível (transferência de um H + da molécula de H 2 O) NH 3 é uma base, pois a solução contém íons OH - Base de Arrhenius: qualquer substância que pode aumentar a quantidade de íons OH - em solução aquosa. 6 3

4 Exemplo 3: Preparo de uma solução de NH 3 em água NH 3 (aq) + H 2 O NH 4 + (aq) + OH (aq) íon amônio íon hidroxila doador de íons H + Base de Bronsted-Lowry: qualquer substância que pode receber íons H + 7 ácidos fortes e ácidos fracos em solução aquosa A reação de desprotonação dos ácidos em soluções aquosas é um processo reversível, que pode ser descrito de forma mais detalhado se consideramos que todos os sistemas químicos tendem ao equilíbrio: A + B C [ ] tempo o equilíbrio químico é alcançado quando não ocorre variação da [ ] com o tempo. 8 4

5 Equilíbrio químico em solução aquosa Num sistema químico em equilíbrio: [ ] aa + bb cc (reações reversíveis) ambas as reações ocorrem à mesma velocidade. K =. K = constante de equilíbrio [ ] = concentração molar (mol/l) dos reagentes e dos produtos na reação em equilíbrio. tempo o equilíbrio químico é alcançado quando não ocorre variação da [ ] com o tempo. K dá informações numéricas (quantitativas) sobre o estado de equilíbrio de uma reação química. H 2 O + H 2 O H 3 O + + OH íon hidrônio ( próton ) auto-dissociação da água íon hidroxila Kw Kw = (água pura, 25 o C) (lousa!!!) 14 = ph + poh Na água pura: ph = 7,0 (ou seja, -log [H 3 O + ] = 7,0 ) poh = 7,0 ( -log [OH - ] = 7,0 ) 10 5

6 medida do ph em phmetro escala de ph: 0 14 (Kw = ) papel indicador universal de ph escala de ph: 0 14 (Kw = ) 6

7 Equilíbrio químico em solução aquosa Num sistema químico em equilíbrio: [ ] aa + bb cc (reações reversíveis) ambas as reações ocorrem à mesma velocidade. K =. K = constante de equilíbrio [ ] = concentração molar (mol/l) dos reagentes e dos produtos na reação em equilíbrio. tempo o equilíbrio químico é alcançado quando não ocorre variação da [ ] com o tempo. K dá informações numéricas (quantitativas) sobre o estado de equilíbrio de uma reação química. Exemplos ácidos em solução aquosa: HOAc + H 2 O H 3 O + + OAc - ácido fraco HOAc = ácido acético o ácido acético é: - ácido fraco - substância orgânica Ka HOAc (cálculo do ph - lousa!) 14 7

8 Exemplos ácidos em solução aquosa: HOAc + H 2 O H 3 O + + OAc - ácido fraco forma não-dissociada forma dissociada Ka HOAc = 1,8 x 10 5 HF, HCl, HNO 3, H 2 SO 4 : exemplos de ácidos fortes (em solução aquosa estão principalmente na forma dissociada; por isso, o valor de Ka é grande) Tabelas - Atkins 15 ácido Ka pka ácidos fortes HCl, H 2 SO 4 H 3 PO 4 7, ,12 HF 3,5 x ,45 ácidos fracos ác. acético (HOAc) 1,8 x ,75 H 2 CO 3 4,3 x ,37 HCN 4,9 x ,31 ver tb. o arquivo com Tabelas - Atkins 16 8

9 Bases em solução aquosa NH 3 (aq) + H 2 O NH 4 + (aq) + OH (aq) base fraca íon amônio íon hidroxila (forma não-dissociada) Kb NH4OH = 1,8 x 10 5 (forma dissociada) Exemplos de bases fortes: LiOH, NaOH, KOH (bases de metais alcalinos) (em solução aquosa estão principalmente na forma dissociada; por isso, o valor de Kb é grande). Exemplos de bases fracas: NH 2 NH 2, NH 2 OH ; várias bases orgânicas (em solução aquosa estão principalmente na forma não-dissociada; por isso, o valor de Kb é pequeno). Tabelas - Atkins 17 base Kb pkb bases fortes LiOH, NaOH, KOH bases fracas metilamina, CH 3 NH 2 3,6 x ,44 amônia (NH 3, gás) / hidróxido de amônio (NH 4 OH) 1,8 x ,75 uréia, CO(NH 2 ) 2 1,3 x ,90 ver tb. o arquivo com Tabelas - Atkins 18 9