equilíbrio químico II

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EQUILÍBRIO QUÍMICO II, EM SOLUÇÃO AQUOSA
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3ª Unidade Temática:
 
EQUILÍBRIO QUÍMICO 
II, EM SOLUÇÃO AQUOSA
)
Introdução ao estudo de equilíbrio químico II, em solução aquosa
Equilíbrio químico II, em solução aquosa
Segundo Arrhenuis, os ácidos: são substâncias que em solução aquosa libertam iões hidrogénio (H+); Exemplos: HF; HCl; H3PO4; HNO3; H2SO4; HCN; CH3COOH, etc
HF(aq) H+(aq) + F-(aq)
Segundo Arrhenuis, Base: são substâncias que em solução aquosa libertam iões hidroxilas (OH-). Exemplos: NaOH; Ca(OH)2; KOH; NH4OH; Al(OH)3, etc
NaOH Na+(aq) + OH-(aq)
Em 1923, dois cientistas, o Dinamarquês Johannes Nicolas Bronsted e o Inglês Thomas Martin Lowry, propuseram de forma independente, os conceitos de acido e base mais abragentes que os de Arrhnuis.
Segundo Bronsted – Lowry:
· Acido: é toda espécie química capaz de ceder protões (H+);
· Base: é toda espécie química capaz de receber protões (H+).
Exemplos: 
HCl(aq) + H2O(l) Cl-(aq) + H3O+(aq)
acido base base acido
HNO3(aq) + H2O(l) NO3- + H3O+(aq)
acido base base acido
H3O+: ião hidronio ou hidrogénio
Uma reacção que ocorrem com a transferência de protões chamam – se Reacção protolitica ou protolise e são escrita como reversíveis.
Pares conjugados ácido - base
Chamam – se Par conjugado ácido – base a um conjunto de duas substancias que estão relacionados entre si pela perca ou ganho de um protão.
HCN(aq) + H2O(l) CN-(aq) + H3O+(aq)
acido base base acido
P.C acido/base: HCN/ CN- e H3O+/ H2O
CH3COOH(aq) + H2O(l) CH3COO-(aq) + H3O+(aq
acido base base acido
P.C acido/base: CH3COOH/ CH3COO- e H3O+/ H2O
· H3O+/ H2O: ião hidronio (H3O+) é o ácido conjugado de água (H2O);
· HBr/Br-
· H2SO4/ SO42-
· H3PO4/ H2PO4-
Os ácidos que pode ceder mais do que um portão chamam – se Ácidos poliproticos. Exemplos: H3PO4; H2SO4; H2SO3; H2S; H2CO3, etc. As suas bases conjugadas são chamadas de bases poliproticos, porque recebem mais de um protão.
O processo de ionização dos ácidos poliproticos ocorre por etapas: 
H3PO4 + H2O H2PO4- + H3O+
H2PO4- + H2O HPO42- + H3O+
HPO42- + H2O PO43- + H3O+
H3PO4 + 3H2O PO43- + 3H3O+
As substâncias que podem actuar como acido e base na reacção poloprotica chamam – se substancias anfiproticas ou anfobita. Exemplos: HPO42-; HCO3-; HS-; OH-; NH3; H2O
Forças de ácido e base (Ka e Kb)
1. Para ácido: as reacções que ocorrem podem ser representada pela seguinte equação:
HA + H2O A- + H3O+
acido base base acido
No estado de equilíbrio, teremos: 
Kc = 
· A [H2O] é constante, neste caso transfere – se para o primeiro membro da equação.
Kc.[H2O] = [A-].[H3O+]
 Ka [HA]
· (
Ka
 = 
)Ao produto Kc . [H2O], chamam – se constante de ionização do acido 
	Expressão geral de constante de ionização dos ácidos
Exemplo: HCOOH + H2O HCOO- + H3O+
 acido base base acido
Ka = 
2. Para Base: as reacções que ocorrem podem ser representada pela seguinte equação:
A- + H2O HA + OH- 
base acido acido base 
No estado de equilíbrio, teremos: 
Kc = 
· A [H2O] é constante, neste caso transfere – se para o primeiro membro da equação.
Kc.[H2O] = [A-].[H3O+]
 Kb [A-]
· (
Kb
 = 
)Ao produto Kc . [H2O], chamam – se constante de ionização do acido 
	Expressão geral de constante de ionização das bases
Exemplo: Br- + H2O HBr + OH-
 base acido acido base 
Kb = 
Auto – protolise da água ou auto – ionização da água
Auto – protolise ou ionização: é um protolise que ocorre entre duas substâncias iguais, em que uma funciona como acido e a outra como base.
NH3 + NH3 NH2- + NH4+
Acido base base acido
NH3 = amoníaco
NH2- = ião amino 
NH4+ = ião amónio 
Auto – protolise da água
H2O + H2O H3O+ + OH-
Acido base base acido
· No estado de equilíbrio
Kc = 
· A [H2O] é constante.
Kc . [H2O]2 = [H3O+ ] . [OH-]
 KW
· Ao produto Kc . [H2O]2, chamam-se de produto iónico da agua (KW).
 (
KW 
= [H
3
O
+
 ] [OH
-
]
)
· A 25oC na agua para [H3O+ ] [OH-]=1.10-7M
 KW = [H3O+ ] [OH-]
 KW = 1.10-7M x 1.10-7M
 KW = 1.10-14M
· A 25oC, [H3O+ ] [OH-]=1.10-7M
· Se a [H3O+ ] > [OH-] = solução acida 
· Se a [H3O+ ] < [OH-] = solução básica
· Se a [H3O+ ] = [OH-] = solução neutra
Produto iónico da água (KW) depende da temperatura (ta)
	Temperatura (oC) 
	0
	25
	50
	100
	Produto iónico 
	0,114x10-14
	1x10-14
	5,5x10-14
	51x10-14
Relação entre Ka e Kb de um par conjugado ácido/base
Considere as equações de ionização do ácido (HA) e da sua base conjugada (A-), com as respectivas expressões de Ka e Kb.
Acido
HA + H2O A- + H3O+
acido base base acido
 (
Ka = 
)
Base 
A- + H2O HA + OH- 
base acido acido base 
 (
Kb = 
) 
· Achando o produto Ka . Kb teremos: 
 Ka . Kb = . 
 Ka . Kb = [H3O+] . [OH-], logo
 (
Ka . Kb = KW ou KW = Ka
 
. Kb
) KW
 
· A 25oC, Ka . Kb = 1.10-14M2
· Se Ka > Kb = solução acida 
· Se Ka < Kb = solução básica
· Se Ka = Kb = solução neutra
Tabela de constante de ácido – base (Ka e Kb)
Na tabela, a força dos ácidos diminui de cima para baixo. O ácido mais forte é o ácido perclorico (HClO4) e o mais fraco é o hidrogénio. Por consequência as bases estão ordenada de tal maneira que as suas forças aumenta de cima para baixo, sendo o mais fraco é o ião perclorato (ClO4-) e o mais forte é o ião hidreto (H-).
· Quanto maior a constante de acidez (Ka), mais forte será o acido. Os ácidos mais forte tem Ka>1.
· Quanto maior a constante de basidez (Kb), mais forte será a base. As bases mais forte têm Kb> 1.
Para um par conjugado acido – base, o produto Ka e Kb devem ser constante ( a 25oC, Ka . Kb = 1.10-14M2) e são inversamente proporcionais.
· Quanto maior (Ka) menor será (Kb) em vice – versa.
· Quanto mais forte for o ácido, mais fraca será a sua base conjugada em vice – versa.
	
Diminui
	Acido 
	Constante de ácido (Ka)
	
Aumenta
	Base
	Constante de base (Kb)
	
	HClO4 + forte
	>1
	
	ClO4- + fraco
	<10-14
	
	HF
	7,2.10-4
	
	F-
	1,4.10-11
	
	HCN
	4,9.10-10
	
	CN-
	2.10-5
	
	H2 + fraco
	<10-14
	
	H-
	>1
Exemplos: calcule o POH das soluções com as seguintes concentrações do ião hidroxila
	a)[OH-] = 1.10-6
POH=?
POH= - lg1.10-6
POH = - (-6). lg1010
POH= 6.1
POH=6
	a)[OH-] = 1.10-12
POH=?
POH= - lg1.10-12
POH = - (-12). lg1010
POH= 12.1
POH=12
	a)[OH-] = 4.10-2
POH=?
POH= - lg[OH-]
POH = - lg4 + (-lg10-2)
POH= -0,6 + 2
POH= 1,4
	a)[OH-] = 8.10-4
POH=?
POH= - lg[OH-]
POH = - lg8 + (-lg10-4)
POH= -0,9 + 4
POH=3,1
Grau de ionização ou grau de dissociação 
É a relação que existe entre o número de moles ionizados e número de moles inicialmente dissolvido.
=
 (
 = 
 
Ka =
)
Para os sistema em equilíbrio, quanto maior for o grau de ionização mais rápido se atinge o equilíbrio, mais rápido formam – se os produtos e maior é o valor de constante de equilíbrio (Kc).
Lei de diluição de Ostwald
O grau de dissociação () encontra – se estreitamente ligado a expressão da lei de diluição de Ostwald.
	 
 (
K = 
)
Onde: 
 = Grau de ionização 
 X = número de moles ionizados
 C = número de moles inicialmente dissolvidos
 K = constante de ácido ou base (Ka ou Kb)
	K = 
 K = . C
 = 
 
Exercícios
1. Qual é o grau de ionização do acido cianídrico (HCN) numa solução 0,04mol/l, sabendo que a constante deste acido a 25oC, é igual a 5x10-10molares.
2. O ácido fórmico (HCOOH) em solução 0,2molares esta 3% ionizado.
a) Calcule a constante (Ka) do ácido fórmico? 
b) Calcule o grau de ionização a 0,05molares do ácido fórmico?
3. Numa solução 0,25molares de um ácido fraco monoprotico tem PH = 1,35.
a) Qual é o valor de (Ka) deste acido?
4. Qual é o grau de ionização do acido acético numa solução 0,04mol/l, sabendo que a constante deste acido a 25oC, é igual a 1,7x10-5molares.
5. Uma solução 0,01 molar de um monoácido este 4% ionizado. Qual é a constante de ionização? 
6. Uma solução de ácido nitroso (HNO2) tem PH = 2,68. Qual será o valor da constante de acido com a concentração 1x10-2molar? 
Soluções ácidas e básicas. Noções de PH e POH
Segundo Sorensen, a acidez e basidade não são expressa pelas concentrações dos iões hidrogénio ou hidronio e hidroxila, mas sim, por meio de logaritmo dessas concentrações que designam de PH e POH.
· PH = potencial de iões de hidrogénio ou hidronio;
· POH = potencial de iões hidroxilas
 (
PH = - log[H
3
O
+
] ou [H
3
O
+
] =
POH = - log[OH
-
] ou [OH
-
] =
)
Exemplos: calcule o PH das soluções com as seguintes concentrações de ião hidronio.
	a) [H3O+] =
PH = - log[H3O+]
PH = - log
PH = (- 4) x 
PH = 4x1
PH = 4
	b) [H3O+] =
PH = - log[H3O+]
PH = - log
PH = (- 11) x 
PH = 11x1
PH = 11
	c) [H3O+] =
PH = - log[H3O+]
PH = - log
PH = -log5 +(- log)
PH = -0,69 + 3
PH = 2,31
	d) [H3O+] =
PH = - log[H3O+]
PH = - log
PH = -log4,5 +(- log)
PH = -0,65 + 9
PH = 8,35
Relação entre PH e POH
Se [H3O+] x [OH-] = KW
-log[H3O+] x [OH-] = KW
-log[H3O+] + (-log [OH-]) = -log KW
 (
PH + POH = PKW
)
· A 25oC, KW = 
 PKW = - log KW
 (
PH + POH = 14
 á 25
o
C
) PKW = - log 
 PKW = 1
Exemplo: [H3O+] = . Calcule PH e POH?
	PH = - log[H3O+] 
PH = - log
PH = -log8,4 +(- log)
PH = -0,92 + 12
PH = 11,08
	PH + POH = 14
 POH = 14 – PH
 POH = 14 – 11,08
 POH = 2,92
Escala de PH e POH
· Solução ácida: PH<7; POH>7
· Solução básica: PH>7; POH<7
· Solução neutral: PH = 7; POH = 7
*Quanto menor for o PH mais forte será o acido e quanto maior for o PH, mais forte será a base;
*Quanto menor for o POH mais forte será a base e quanto maior for o POH, mais forte será o acido
Exercícios 
1. Calcule o PH das soluções com as seguintes concentrações de ião hidronio?
	a) 
	b) 
	c)
	
2. Calcule o PH e POH das seguintes soluções: 
a) de HNO3
b) 0,01 de NaOH
c) de Ca(OH)2
Cálculos de PH e POH de ácido e base fracos
O valor da constante de ionização (Ka ou Kb) de um acido ou de uma base permite calcular a concentração do ião hidronio [H3O+] ou a concentração do ião hidroxila [OH-], conhecendo a concentração inicial da solução.
Exemplo: dissolveu – se 1mol de acido fluorídrico (HF) em 1L de agua. Qual será a concentração de ião hidronio, PH e POH da solução sabendo que a concentração deste acido é igual M.
	Dados 
n=1mol de HF
V=1L de H2O
[H3O+], PH e POH?
Ka(HF)=
	1º passo: 
[HF] = = = 1mol/L
2o passo:
HF + H2O F- + H3O+
HF F- + H+
	3º passo:
	Momento
	[HF]
	[F-]
	[H3O+] ou [H+]
	Inicio
	1,0
	0
	0
	Equilíbrio 
	1 - X
	X
	X
Ka = 
 = despreza –se 
 = 
X = 
X = = [H3O+] = [F-]
	4º passo: 
PH = - log[H3O+] 
PH = - log 
PH = - log2,68 + (- log)
PH = -0,43 + 2
PH = 1,57
5o passo:
PH + POH = 14
 POH = 14 – PH
 POH = 14 – 1,57
 POH = 12,43
	
	
Exemplo 2: a constante de ionização de amoníaco (NH3) é Kb = . 
a) Calcule as concentrações dos iões amoníaco e hidroxila numa solução de 0,05M de NH3 
b) Calcule o PH e POH da solução?
	Dados 
Kb(NH3)=
[NH4+ ] e [OH-] a 0,05 de NH3 = 
PH e POH?
	1º passo: 
NH3 + H2O NH4+ + OH-
NH3 NH2- + H+
	2º passo:
	Momento
	[NH3]
	[NH4+]
	 [OH-]
	Inicio
	
	0
	0
	Equilíbrio 
	- X
	X
	X
Kb = 
 = despreza –se
 = 
 x = 
= 
= 
X = = [H3O+] = [F-]
X = = [NH4+] = [OH-]
	3º passo: 
PH = - log[H3O+] 
PH = - log 
PH = - log9,48 + (- log)
PH = -0,97 + 3
PH = 2,03
4o passo:
 
PH + POH = 14
 POH = 14 – PH
 POH = 14 – 2,03
 POH = 11,97
Exercícios
1. A constante de ionização de um ácido fraco (HA) é de Ka = numa solução com 0,1mol/dm3. Qual é o POH da solução. 
	
	
2. A concentração hidronionica de uma solução 0,1M em HCOOH, é M. calcule Ka?
	
	
3. Uma solução de HCN a 0,04mol/L apresenta, a uma determinada temperatura Ka=. Calcule o grau de ionização?
	
	
4. Uma solução aquosa 0,045M de CH3COOH, apresenta – se 2% dissociado em H+ e CH3COO-. Qual é a concentração de cada um desses iões? 
5. Calcule o PH de uma solução 0,2M de um mono-base fraca, que a temperatura da experiencia se encontra a 0,4% dissociada. 
6. Uma solução de 0,20mol/dm3 do acido cianídrico (HCN) tem, a uma determinada temperatura da experiencia, uma percentagem de ionização de %.
a) Determine a concentração do ião hidronio presente na solução?
b) Determine a constante de acidez do HCN a temperatura da experiencia?
7. O vinagre pode ser considerado uma solução de concentração 0,72M em relação ao ácido acético. Esse acido é fraco e possui constante de ionização (Ka) que é igual a , a 25oC. Determine:
a) O grau de ionização do acido nesta temperatura?
b) A concentração molar de ião H+?
8. Uma solução 0,25M de um ácido fraco monoprotico tem POH = 12,65. Qual é o valor da constante de acidez deste acido.
9. Tem – se uma solução de 2,5mol de acido hipocloroso (HClO) com volume de 0,5L. Calcule o PH, Ka = 
10. Dissolve – se 1700mg de sulfureto de hidrogénio (H2S) em água ate perfazer uma solução de 2,5dm3. Calcule o PH da solução, Ka = (massas atómicas S = 32uma e H = 1uma).
11. 1,8g de ácido acético (CH3COOH) foram dissolvidos em água ate o volume de 1dm3. Sabendo que Ka desse acido é de M. calcule o PH da solucao (massas atómicas: H = 1uma e C = 12uma). 
Elaborado por Prof. Paulo Marufo	Página 1