Transcript Equilíbrio químico em solução aquosa

Conceitos gerais
• Conceitos básicos sobre equilíbrio químico
• Ácidos e bases: Arrhenius,
Bronsted-Lowry,
Lewis
• Equilíbrio químico em solução aquosa de
ácidos e bases: pH
ácidos e bases fracos
soluções mistas e tampões
titulações ácido-base
equilíbrios de solubilidade
Titulações de ácidos polipróticos
Os ácidos polipróticos apresentam características especiais
porque suas soluções contêm uma variedade de espécies.
O ácido fosfórico contêm H3PO4 e os íons H2PO4-, HPO4-2, PO4-3,
assim como íons hidrônio. Precisamos entender como essas
complicações afetam as titulações (importantes em sistemas
práticos)
A titulação de um ácido poliprótico é conduzida da mesma
maneira que nos ácidos monopróticos, mas os pontos de
equivalência são tantos quanto forem o número de átomos de
hidrogênio ácidos.
As Figuras a seguir ilustram casos específicos de curvas de pH
durante a titulação de ácidos polipróticos (fosfórico e carbônico)
Curvas de titulação para ácidos polipróticos
Equilíbrios para ácidos polipróticos
Titulações de ácidos polipróticos
Duas regras gerais:
A titulação de um ácido poliprótico tem um ponto estequiométrico
correspondente à remoção de cada átomo de hidrogênio ácido.
O produto em cada ponto estequiométrico é o sal de uma base
conjugada do ácido ou um de seus ânions que contenham
hidrogênio (vide Tabelas 11.3 e 11.4).
O pH de uma solução de um ácido poliprótico submetida a uma
titulação pode ser estimado em qualquer ponto considerando as
espécies primárias em solução e o equilíbrio de transferência de
próton que determina o pH (vide Tabelas 11.3 e 11.4) .
Equilíbrios de solubilidade
Até aqui, nos centramos apenas nos equilíbrios aquosos
envolvendo transferência de prótons. Os mesmos princípios
podem ser aplicados ao equilíbrio que existe entre um sal sólido e
seus íons dissolvidos em uma solução saturada.
Veremos que podemos usar argumentos termodinâmicos e
cálculos de equilíbrio para prever a solubilidade de um sal pouco
solúvel e controlar a formação de precipitado.
Estes métodos são usados no laboratório para separar e analisar
misturas de sais. Eles também apresentam aplicações práticas
importantes no tratamento de águas residuais e na extração de
minerais da água do mar.
A análise é feita com base na constante do produto de
solubilidade (KPS) que será discutida a seguir.
O fenômeno de precipitação
Pb(NO3)2 (aq) + 2 IK (aq)  PbI2 (s) + 2 NO3-(aq) + K+ (aq)
KPS = 1,4 x 10-8
Que acontece se continuamos adicionando nitrato de chumbo ?
Todo o iodeto (I- ) será removido da solução ?
FALSO !!
Uma parte (solubilidade do PbI2) permanece !!
O produto de solubilidade
A constante para um equilíbrio de solubilidade entre um sólido e
sua forma dissolvida é chamado de produto de solubilidade
(KPS) do soluto e reflete a termodinâmica deste equilíbrio.
Por exemplo, o produto de solubilidade para sulfeto de bismuto,
Bi2S3 , é definido como:
Bi2S3(s)  2 Bi3+(aq) + 3 S2-(aq)

KPS = aBi(+3)2 aS(-2)3
O Bi2S3 sólido não aparece na expressão porque é um sólido
puro e sua atividade é 1. A fração dissolvida está completamente
dissociada (quanto não está, o calculo complica muito).
Como as concentrações de íons em uma solução de um sal
pouco solúvel são pequenas, podemos aproximar KPS
KPS ~ [Bi3+]2 [S2-]3
Determinando o produto de solubilidade
A solubilidade molar (s) do cromato de prata, Ag2CrO4, é de
6,5 x 10-5 mol L-1. Determine o valor de KPS
A equação química do equilíbrio é:
Ag2CrO4(s)  2 Ag+(aq) + CrO42-(aq)

KPS = [Ag+]2 [CrO42-]
Como 2 mol Ag+ = 1 mol Ag2CrO4 e
1 mol de CrO42- = 1 mol Ag2CrO4 resulta (em termos de s)
[Ag+]2 = 2s = 2 x (6,5 x 10-5 )
e
[CrO42-] = s = 6,5 x 10-5
Portanto:
KPS = [Ag+]2 [CrO42-] = (2s)2 (s) = 4 s3 = 4 x (6,5 x 10-5)3
KPS = 1,1 x 10-12
Exercício: De acordo com a Tabela 11.5, KPS = 5,0 x 10-6 para
iodato de cromo em água. Estime a solubilidade deste sal.
Equilíbrios de solubilidade
O efeito do íon comum
Às vezes, temos que precipitar íons de um sal pouco solúvel
(ex. íons de Pb ou Hg) para purificar águas residuais. Podemos
usar os hidróxidos, mas devido ao equilíbrio existente parte dos
íons permanecem em solução. O que fazer ??
O Princípio de Le Chatelier vai nos ajudar !! Para isso, devemos
adicionar um excesso do anion precipitante e deslocar o equilíbrio
para a esquerda. Como KPS = é constante (só depende da T) o
valor da concentração do íon indesejado diminuirá (via
precipitação adicional de remanescente).
O efeito do íon comum é a redução da solubilidade de um sal
pouco solúvel pela adição de um sal solúvel que tenha um íon
comum com ele.
Exercício: De acordo com a Tabela 11.5, KPS = 5,0 x 10-6 para
iodato de cromo em água. Estime a solubilidade deste sal
agora na presença de 0,1 M de IK
Prevendo a precipitação
É importante saber quando um precipitado começará a se formar.
Para isso devemos avaliar o quociente da reação (QPS = [A] [B])
Exemplo: mistura de volumeis iguais de soluções 0,2 M de nitrato
de chumbo (II) e iodeto de potássio (KPS (PbI2) = 1,4 x 10-8).
Pb(NO3)2 (aq) + 2 IK (aq)  PbI2 (s) + 2 NO3-(aq) + K+ (aq)
As concentrações serão 0,1 M para cada sal (volume x 2).
O equilíbrio é: PbI2(s)  Pb2+(aq) + 2 I-(aq)  KPS (PbI2) = 1,4 x 10-8
Entretanto
QPS ~ [Pb2+] [I-]2 = (0,1) (0,1)2 = 10-3
O sal deve precipitar pois QPS é maior que KPS