Transcript Equilíbrio em Soluções Aquosas Equilíbrio Iônico • Envolve a presença de íons + HC N H + - [H ] [C N ] + C N- Ka = [HC N] + NH 4

Equilíbrio em Soluções
Aquosas
Equilíbrio Iônico
• Envolve a presença de íons
+
HC N
H
+
-
[H ] [C N ]
+ C N-
Ka =
[HC N]
+
NH 4 O H
NH 4
+
+ OH
-
Kb =
-
[NH 4 ] [O H ]
[NH 4 O H]
Normalmente os valores de Ka e Kb são expressos na forma de logaritmos.
Por definição, pKa = - logKa e pKb = - log Kb
Equilíbrio Iônico
• Eletrólitos Fortes – Alto grau de dissociação – Altos valores de
Keq.
– NaCl, Na2SO4, KNO3, NiNO2, H2SO4, HCl, HNO3.
• Eletrólitos Fracos – Baixo grau de dissociação – Baixos
valores de Keq.
– HCN, CH3COOH, NH4OH, HI.
Equilíbrio Iônico
• Ácidos e Bases Polianiônicos:
H3P O4
H2P O4
HP O 4
H
-
-2
+ H2P O4-
Ka1 = 7,5 x 10
-3
+
+ HP O 4 -2
Ka2 = 2,0 x 10
-7
+
+ P O 4 -3
+
H
H
Ka3 = 1,0 x 10
-12
Efeito do Íon Comum
+
H C N (aq)
+
-
H (aq) + C N (aq)
Ka =
[H C N ]
Qual o efeito da adição de:
a) Cianeto de sódio
b) Ácido Clorídrico
c) Hidróxido de Sódio
d) Cloreto de Ferro
-
[H ] [C N ]
= 4,0 x 10
-10
Ácidos e Bases
Conceitos Modernos
O Conceito de Arrhenius
• Ácido – Em solução aquosa, libera como cátion o H+.
• Base – Em solução aquosa, libera como ânion o OH-.
– Ex: HCl, HNO3, H2SO4, NaOH, KOH, Ba(OH)2.
Como caracterizar compostos em outros solventes?
Como avaliar o caso da água? (libera ao mesmo tempo H+ e OH-).
A Amônia (NH3) é base, mas não libera OH-.
O Conceito de Brönsted
• Definiu ácidos e bases em termos reacionais.
• Ácido – Reage como fornecedor de Próton (H+).
• Base – Reage como aceptor de Próton.
O Conceito de Brönsted
HS- + HF   S-2 + H2F+
Identificar o ácido e a base.
O Conceito de Brönsted
NH 3 + H 2 O
NH 4
+
+ OH -
O CASO DA ÁGUA
O CASO DA ÁGUA
O CASO DA ÁGUA
• Anfóteros - Compostos que podem atuar simultaneamente
como ácidos ou bases.
H2O + H2O
H3O
+
+ OH -
+
K w = [H 3 O ] [OH ] = 1,0 x 10 -14
pKw = 14
Na água pura:
[H3O+] = [OH-]
[H3O+]2 = 10-14
[OH+]2 = 10-14
[H3O+] = 10-7
[OH-] = 10-7
- log[H3O+] = 7 = pH
- log[OH-] = 7 = pOH
O Íon Hidrônio (H3O+)
• Hibridização – Tetraédrica
• Estrutura – Trigonal Planar
O Íon Hidrônio (H3O+)
Na verdade formam-se
estrutura polieméricas.
(H3O+)n
O Conceito de Lewis
• Não é necessário saber a reação envolvida
• Ácido – Aceptor de par de elétrons
• Base – Doador de par de elétrons
NH3 – Tem um par de elétrons
disponível.
Pode atuar como doador de par de
elétrons.
BASE de Lewis.
O Conceito de Lewis
Boro –Hibridização SP2
Possui um orbital P vazio (pode
receber par de elétrons)
ÁCIDO de Lewis
O Conceito de Lewis
• Este conceito pode ser aplicado a qualquer substância orgânica
ou inorgânica.
– Metais de transição – Possuem orbitais d vazios que podem receber
pares de elétrons. São ácidos (Fe, Ru, Ni, Co, Cu...)
– Compostos Orgânicos Nitrogenados – Possuem pares de elétrons livres,
são bases (Aminas, amidas)
– Compostos Contendo Oxigênio – Possuem pares de elétrons livres e
podem ser doadores de H+. Podem ser ácidos ou bases, dependendo da
ocasião (Anfóteros)
Os Anfóteros Segundo Lewis
HCl + H2O <- -> H3O+ + Cl-
Agua atua como doador de par de eletrons para o H+
NH3 + H2O <- -> NH4+ + OH-
O Hidrogenio da agua atua como acepator de par de eletrons
2O
Equilíbrio Iônico na Água
+ H2O
H3O
+
+ OH -
+
K w = [H 3 O ] [OH ] = 1,0 x 10 -14
- log[H3O+] = 7 = pH
- log[OH-] = 7 = pOH
Ácidos Fracos
x2 = 1.2 x 10-5
x = 3.5 x 10-3
[H+] = 3.5 x 10-3 M
pH = -log(3.5 x 10-3) = 2.46
Ácidos Fracos - Baixos valores de Ka
Ácidos Polipróticos
Bases Fracas
x2 = 1.8 x 10-5
x = 1,3 x 10-3
[OH-] = 1,3 x 10-3 M
pOH = -log(1,3 x 10-3) = 2.89
pH + pOH = 14
pH = 14 - 2,89
pH = 11,11
Bases Fracas
Hidrólise
• Ocorre com sais derivados de ácidos ou bases fracas.
• Ex1: NaCN (KaHCN = 4,9 x 10-10)
• Ex2: NH4Cl (KbNH3 = 1,8 x 10-5)
Tampões
• Misturas de um acido fraco e seu sal, ou base fraca e seu sal.
• Soluções tampão são capazes de manter o pH constante,
independente da adição de acido ou base.
• O pH do tampão depende das concentrações iniciais de ácidos
e bases.
• Ex1: CH3COOH (1,0 M) / CH3COONa (1,0M)
• Ex2: NH3 (1,0 M) / NH4Cl (1,0 M)