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• Constante de equilíbrio
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HA + H2O ⇌ H3O+ + A-
𝐾𝑎 =
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Força dos ácidos e bases
CONSTANTE DE EQUILÍBRIO DA BASE - Kb
B + H2O ⇌ HB+ + OH-
𝐾𝑏 =
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A Escala de pH
pH = -log [H3O+] pOH = -log [OH-]
 Para a água pura, a molaridade dos íons H3O+ é
𝟏, 𝟎 𝒙 𝟏𝟎−𝟕
𝒎𝒐𝒍 𝑳−𝟏
, em 25°C. Seu pH será:
pH = -log [H3O+] = -log (1,0 x 10-7) = 7,0
• O pH da água pura é 7
• O pH de uma solução ácida é menor do que 7
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A auto-ionização da água
2 H2O ⇌ H3O+ + OH-
𝐾 𝑤 = 𝐻3 𝑂+ 𝑂𝐻−
CONSTANTE DO PRODUTO IÔNICO DA ÁGUA- Kw
Kw = 1,00 x 10-14, a 25°C
pKw = -log Kw = -log (1,00 x 10-14) = 14,00
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Solução neutra a 25°C:
[H3O+] = [OH-] = 1,00 x 10-7 M
pH = pOH = 7,00
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Relação entre Ka e Kb
𝐾 𝑎 𝐾𝑏 =
𝐻3 𝑂+
𝐵
𝐻𝐵+
𝐻𝐵+
𝑂𝐻−
𝐵
= 𝐻3 𝑂+ 𝑂𝐻− = 𝐾 𝑤
𝑲 𝒂 𝑲 𝒃 = 𝑲 𝒘
𝐾 𝑎 =
𝐻3 𝑂+
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HB+ + H2O ⇌ H3O+ + B
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B + H2O ⇌ HB+ + OH-
Relação entre Ka e Kb
NH3 + H2O ⇌ OH- + NH4
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• O NH3 é a base conjugada do NH4
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+ = 5,7 x 10-10
Solução Tampão
• TAMPÃO ÁCIDO
• Ácido fraco + base conjugada na forma de sal
• TAMPÃO BÁSICO
• Base fraca + ácido conjugado na forma de sal
Estabiliza o pH de soluções em água!!!
• Plasma sanguíneo – pH = 7,4
• Água do mar – pH = 8,4
• Detergentes
• ...
Tampão ácido
CH3COOH (aq) + H2O (l) ⇌ H3O+ (aq) + CH3CO2
- (aq)
• Ácido fraco + base conjugada na forma de sal
• Estabiliza soluções com pH < 7
Adicionando ácido forte a uma solução com
concentrações aproximadamente iguais de CH3COOH e
CH3CO2
- :
Os íons H3O+ adicionados transferem prótons para
os íons CH3CO2
- para produzir CH3COOH e H2O. O pH
se mantém quase inalterado pois os íons hidrônio
adicionados são removidos pelos íons acetato.
Tampão básico
NH3 (aq) + H2O (l) ⇌ NH4
+ (aq) + OH- (aq)
• Base fraca + ácido conjugado na forma de sal
• Estabiliza soluções com pH > 7
Adicionando base forte a uma solução com concentrações
aproximadamente iguais de NH3 e NH4
+:
Os íons OH- removem prótons dos íons NH4
+ para
produzir NH3 e H2O. O pH se mantém quase inalterado
pois os íons hidroxila adicionados são removidos
pelos íons amônio.
Cálculo do pH de uma solução
tampão
Calcule o pH de uma solução tampão 0,040 M NaCH3CO2 (aq) e
0,080 M CH3COOH (aq) em 25°C.
CH3COOH (aq) + H2O (l) ⇌ H3O+ (aq) + CH3CO2
- (aq)
𝐾𝑎 =
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−
𝐶𝐻3 𝐶𝑂𝑂𝐻
= 1,8 𝑥 10−5
𝐻3 𝑂+ = 𝐾𝑎 𝑥
𝐶𝐻3 𝐶𝑂𝑂𝐻
𝐶𝐻3 𝐶𝑂2
− = 1,8 𝑥 10−5 𝑥
0,080
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Aulas de Equilíbrio químico - Parte II

  • 1. EQUILÍBRIO QUÍMICO SQM 0405 – Química Geral e Experimental: Teórica e Prática Engenharia Aeronáutica e Engenharia Mecatrônica quimicageralemais.blogspot.com.br
  • 2. Principais tópicos • Noções de equilíbrio químico • Constante de equilíbrio • Equilíbrio iônico em solução aquosa • Equilíbrio ácido-base • Solução tampão
  • 3. Ácidos e bases: conceitos Ácidos e Bases de Arrhenius ÁCIDO – SE DISSOCIA LIBERANDO H+ BASE – SE DISSOCIA LIBERANDO OH- HCl (g) + NH3 (l) → NH4 + + Cl- BASE???? OH-????????
  • 4. Ácidos e bases: conceitos Ácidos e Bases de Brønsted-Lowry ÁCIDO – DOADOR DE PRÓTONS BASE – ACEITADOR DE PRÓTONS HCl (aq) + H2O (l) → H3O+ (aq) + Cl- (aq) O próton é transferido do ácido para a base! H+ não existe isoladamente em água!
  • 5. Ácidos e bases: conceitos Ácidos e Bases de Brønsted-Lowry HCl (aq) + H2O (l) → H3O+ (aq) + Cl- (aq) HCN (aq) + H2O (l) ⇌ H3O+ (aq) + CN- (aq) ÁCIDO FORTE – completamente desprotonado em solução ÁCIDO FRACO – parcialmente desprotonado em solução A força do ácido depende do solvente!
  • 6. Ácidos e bases: conceitos Ácidos e Bases de Brønsted-Lowry O2 - (aq) + H2O (l) → 2 OH- (aq) NH3 (aq) + H2O (l) ⇌ NH4 + (aq) + OH- (aq) BASE FORTE – completamente protonada em solução BASE FRACA – parcialmente protonado em solução A força da base depende do solvente!
  • 7. Ácidos e bases: conceitos Ácidos e Bases de Brønsted-Lowry HCN (aq) + H2O (l) ⇌ H3O+ (aq) + CN- (aq)
  • 8. Ácidos e bases: conceitos Ácidos e Bases de Brønsted-Lowry HCN (aq) + H2O (l) ⇌ H3O+ (aq) + CN- (aq) Base conjugada do ácido HCN Base conjugada – espécie produzida quando um ácido doa um próton
  • 9. Ácidos e bases: conceitos Ácidos e Bases de Brønsted-Lowry HCN (aq) + H2O (l) ⇌ H3O+ (aq) + CN- (aq) Ácido conjugado da base CN- Ácido conjugado – espécie produzida quando uma base aceita um próton
  • 10. Ácidos e bases: conceitos Ácidos e Bases de Lewis ÁCIDO – ACEITADOR DE PAR DE ELÉTRONS BASE – DOADOR DE PAR DE ELÉTRONS
  • 11. Ácidos e bases: conceitos Ácidos e Bases de Lewis As bases de Lewis são também bases de Brønsted. Mas os ácidos de Lewis não são necessariamente ácidos de Brønsted, pois um ácido de Lewis não precisa ter um átomo de hidrogênio.
  • 12. Força dos ácidos e bases CONSTANTE DE DISSOCIAÇÃO DOS ÁCIDOS - Ka HA + H2O ⇌ H3O+ + A- 𝐾𝑎 = 𝐻3 𝑂+ 𝐴− 𝐻𝐴
  • 13. Força dos ácidos e bases CONSTANTE DE DISSOCIAÇÃO DOS ÁCIDOS - Ka
  • 14. Força dos ácidos e bases CONSTANTE DE EQUILÍBRIO DA BASE - Kb B + H2O ⇌ HB+ + OH- 𝐾𝑏 = 𝐻𝐵+ 𝑂𝐻− 𝐵
  • 15. A Escala de pH pH = -log [H3O+] pOH = -log [OH-]  Para a água pura, a molaridade dos íons H3O+ é 𝟏, 𝟎 𝒙 𝟏𝟎−𝟕 𝒎𝒐𝒍 𝑳−𝟏 , em 25°C. Seu pH será: pH = -log [H3O+] = -log (1,0 x 10-7) = 7,0 • O pH da água pura é 7 • O pH de uma solução ácida é menor do que 7 • O pH de uma solução básica é maior do que 7
  • 16. A auto-ionização da água 2 H2O ⇌ H3O+ + OH- 𝐾 𝑤 = 𝐻3 𝑂+ 𝑂𝐻− CONSTANTE DO PRODUTO IÔNICO DA ÁGUA- Kw Kw = 1,00 x 10-14, a 25°C pKw = -log Kw = -log (1,00 x 10-14) = 14,00
  • 17. A auto-ionização da água 2 H2O ⇌ H3O+ + OH- CONSTANTE DO PRODUTO IÔNICO DA ÁGUA- Kw Solução neutra a 25°C: [H3O+] = [OH-] = 1,00 x 10-7 M pH = pOH = 7,00 pH + pOH = pKw = 14,00
  • 18. Relação entre Ka e Kb 𝐾 𝑎 𝐾𝑏 = 𝐻3 𝑂+ 𝐵 𝐻𝐵+ 𝐻𝐵+ 𝑂𝐻− 𝐵 = 𝐻3 𝑂+ 𝑂𝐻− = 𝐾 𝑤 𝑲 𝒂 𝑲 𝒃 = 𝑲 𝒘 𝐾 𝑎 = 𝐻3 𝑂+ 𝐵 𝐻𝐵+ HB+ + H2O ⇌ H3O+ + B 𝐾𝑏 = 𝐻𝐵+ 𝑂𝐻− 𝐵 B + H2O ⇌ HB+ + OH-
  • 19. Relação entre Ka e Kb NH3 + H2O ⇌ OH- + NH4 + 𝐾𝑏 = 𝑂𝐻− 𝑁𝐻4 + 𝑁𝐻3 𝐾𝑏 = 𝐾 𝑤 𝐾 𝑎 = 1,00 𝑥 10−14 5,7 𝑥 10−10 = 1,8 𝑥 10−5 𝑲 𝒂 𝑲 𝒃 = 𝑲 𝒘 • O NH3 é a base conjugada do NH4 + • Ka do NH4 + = 5,7 x 10-10
  • 20. Solução Tampão • TAMPÃO ÁCIDO • Ácido fraco + base conjugada na forma de sal • TAMPÃO BÁSICO • Base fraca + ácido conjugado na forma de sal Estabiliza o pH de soluções em água!!! • Plasma sanguíneo – pH = 7,4 • Água do mar – pH = 8,4 • Detergentes • ...
  • 21. Tampão ácido CH3COOH (aq) + H2O (l) ⇌ H3O+ (aq) + CH3CO2 - (aq) • Ácido fraco + base conjugada na forma de sal • Estabiliza soluções com pH < 7 Adicionando ácido forte a uma solução com concentrações aproximadamente iguais de CH3COOH e CH3CO2 - : Os íons H3O+ adicionados transferem prótons para os íons CH3CO2 - para produzir CH3COOH e H2O. O pH se mantém quase inalterado pois os íons hidrônio adicionados são removidos pelos íons acetato.
  • 22. Tampão básico NH3 (aq) + H2O (l) ⇌ NH4 + (aq) + OH- (aq) • Base fraca + ácido conjugado na forma de sal • Estabiliza soluções com pH > 7 Adicionando base forte a uma solução com concentrações aproximadamente iguais de NH3 e NH4 +: Os íons OH- removem prótons dos íons NH4 + para produzir NH3 e H2O. O pH se mantém quase inalterado pois os íons hidroxila adicionados são removidos pelos íons amônio.
  • 23. Cálculo do pH de uma solução tampão Calcule o pH de uma solução tampão 0,040 M NaCH3CO2 (aq) e 0,080 M CH3COOH (aq) em 25°C. CH3COOH (aq) + H2O (l) ⇌ H3O+ (aq) + CH3CO2 - (aq) 𝐾𝑎 = 𝐻3 𝑂+ 𝐶𝐻3 𝐶𝑂2 − 𝐶𝐻3 𝐶𝑂𝑂𝐻 = 1,8 𝑥 10−5 𝐻3 𝑂+ = 𝐾𝑎 𝑥 𝐶𝐻3 𝐶𝑂𝑂𝐻 𝐶𝐻3 𝐶𝑂2 − = 1,8 𝑥 10−5 𝑥 0,080 0,040 = 3,6 𝑥 10−5 𝒑𝑯 = − 𝐥𝐨𝐠 𝟑, 𝟔 𝒙 𝟏𝟎−𝟓 = 𝟒, 𝟒𝟒
  • 24. Equação de Henderson- Hasselbalch 𝑝𝐻 = 𝑝𝐾𝑎 + 𝑙𝑜𝑔 [𝑏á𝑠𝑖𝑐𝑜]𝑖𝑛𝑖𝑐𝑖𝑎𝑙 [á𝑐𝑖𝑑𝑜]𝑖𝑛𝑖𝑐𝑖𝑎𝑙