Aula 1 Eq Sistema Heterogêneo - parte 1

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<p>Profª Leila Brito</p><p>1</p><p>IFRJ – Unidade Nilópolis</p><p>Química Analítica I</p><p>Prof. Leila Brito</p><p>EQUILÍBRIO</p><p>QUÍMICO EM</p><p>SISTEMAS</p><p>HETEROGÊNEOS</p><p>Parte 1</p><p>IFRJ</p><p>Prof. Leila Brito</p><p> Equilíbrio heterogêneo (polifásico) é o equilíbrio que se estabelece</p><p>em um sistema heterogêneo.</p><p>EQUILÍBRIO EM SISTEMAS HETEROGÊNEOS</p><p> equilíbrios químicos:</p><p>CaCO3 (s) CaO (s) + CO2 (g)</p><p>H2O (l) H2O (v) equilíbrio de vaporização</p><p> equilíbrios físicos:</p><p>FeS (s) Fe2+</p><p>(aq) + S2–</p><p>(aq)</p><p>1</p><p>2</p><p>Profª Leila Brito</p><p>2</p><p>IFRJ</p><p>Prof. Leila Brito</p><p>EQUILÍBRIO QUÍMICO EM SISTEMAS HETEROGÊNEOS</p><p>Quando a concentração do sal dissolvido</p><p>atinge um determinado limite, a dissolução</p><p>não continua mais, pois se atingiu um</p><p>estado de equilíbrio entre a fase sólida e os</p><p>íons em solução. Dizemos que a solução</p><p>está saturada.</p><p>IFRJ</p><p>Prof. Leila Brito</p><p> Substâncias MUITO SOLÚVEIS:</p><p>EQUILÍBRIO EM SISTEMAS HETEROGÊNEOS</p><p>AgNO3 (s) Ag+</p><p>(aq) + NO3</p><p>–</p><p>(aq) solubilidade em água: 1220 g/L (0ºC)</p><p> Substâncias POUCO SOLÚVEIS:</p><p>CaSO4 (s) Ca2+</p><p>(aq) + SO4</p><p>2 –</p><p>(aq) solubilidade em água: 2 g/L (0ºC)</p><p>Solubilidade é a quantidade máxima que se pode dissolver em uma</p><p>determinada massa ou volume de solvente.</p><p>A solubilidade (s) é a quantidade de matéria por volume.</p><p>Ex.: mol/L, g/L</p><p>3</p><p>4</p><p>Profª Leila Brito</p><p>3</p><p>IFRJ</p><p>Prof. Leila Brito</p><p>PRODUTO DE SOLUBILIDADE (Kps)</p><p>- A dissolução</p><p>BaSO4 (s) Ba+2 + SO4</p><p>–2 Vs = velocidade de</p><p>solubilização</p><p>Vs</p><p>- A precipitação</p><p>Ba+2 + SO4</p><p>–2 BaSO4 (s) Vp = velocidade de</p><p>precipitação</p><p>Vp</p><p>Equilíbrio da dissolução (solução saturada):</p><p>[B ] . [A ]</p><p>Ke =</p><p>[BA]</p><p> </p><p> Ke . [BA] = [B+] . [A–]</p><p>Kps</p><p>Vs = Vp</p><p>então: BA (s) ↔ B+</p><p>aq + A–</p><p>aq</p><p>BaSO4</p><p>Solução</p><p>saturada</p><p>Sal sólido</p><p>Exemplo de equilíbrio entre um eletrólito pouco solúvel e os íons que ele libera em</p><p>solução. Ao colocar o sal em H2O, vão ocorrer dois processos espontâneos:</p><p>Kps , Ks ou PS = Constante</p><p>do Produto de Solubilidade</p><p>ou Produto de Solubilidade</p><p>IFRJ</p><p>Prof. Leila Brito</p><p>Para um eletrólito qualquer:</p><p>B x A y ↔ x B+ + y A– Kps = [B+]x . [A–]y</p><p>PbS ↔ Pb2+ + S2–</p><p>Ag2CO3 ↔ 2 Ag+ + CO3</p><p>2–</p><p>Ca3(PO4)2 ↔ 3 Ca2+ + 2 PO4</p><p>3–</p><p>Kps = [Pb2+] . [S2–]</p><p>Kps = [Ag+]2 . [CO3</p><p>2–]</p><p>Kps = [Ca2+]3 . [PO4</p><p>3–]2</p><p>Exemplo:</p><p>Kps = 3,0 x 10-28</p><p>Kps = 8,1 x 10-12</p><p>Kps = 1,2 x 10-26</p><p>PRODUTO DE SOLUBILIDADE (Kps)</p><p>5</p><p>6</p><p>Profª Leila Brito</p><p>4</p><p>IFRJ</p><p>Prof. Leila Brito</p><p>IFRJ</p><p>Prof. Leila Brito</p><p>Regras de solubilidade para compostos em soluções aquosas</p><p> Todos os compostos de íons metálicos do grupo 1 ou 1A (Li+, Na+, K+, Rb+, Cs+) e o íon</p><p>amônio (NH4</p><p>+) são solúveis em água.</p><p> Os ácidos inorgânicos e orgânicos com baixo peso molecular são solúveis em água.</p><p>7</p><p>8</p><p>Profª Leila Brito</p><p>5</p><p>IFRJ</p><p>Prof. Leila Brito</p><p>PRODUTO DE SOLUBILIDADE (Kps)</p><p>Ex.1: O Kps do Ca3(PO4)2 é 1,2 x 10–26. Calcule a solubilidade molar.</p><p>Ca3(PO4)2 ↔ 3 Ca+2 + 2 PO4</p><p>3–</p><p>Kps = [Ca2+]3 . [PO4</p><p>3–]2</p><p>Kps = (3s)3. (2s)2</p><p>Kps = 27s3 . 4s2</p><p>Kps = 108 s5 s = 2,6 x 10–6 mol/L</p><p>Ex.2: O Kps do PbCl2 é 1,7 x 10–5. Calcule a solubilidade molar.</p><p>Resp.: 1,6 x 10–2 mol/L</p><p>3s 2s</p><p>5</p><p>Kps</p><p>s =</p><p>108</p><p>IFRJ</p><p>Prof. Leila Brito</p><p>Qual é o composto mais solúvel?</p><p>AgCl (s) Ag+</p><p>(aq) + Cl –</p><p>(aq) Kps = 1,8x10-10</p><p>Ag2CrO4 (s) 2 Ag+</p><p>(aq) + CrO4</p><p>2–</p><p>(aq) Kps = 1,1x10-12</p><p>Kps = [Ag+] . [Cl–] Kps = [Ag+]2 . [CrO4</p><p>2–]</p><p>1,8x10-10 = s . s 1,1x10-12 = (2s)2 . s</p><p>s = 1,3x10-5 mol/L s = 6,5x10-5 mol/L</p><p>1,8x10-10 = s2 1,1x10-12 = 4s3</p><p>Mais</p><p>Solúvel</p><p>Comparações diretas das solubilidades de dois sais com base em</p><p>seus valores de Kps só podem ser feitas para sais que tenham a</p><p>mesma razão de íons.</p><p>9</p><p>10</p><p>Profª Leila Brito</p><p>6</p><p>IFRJ</p><p>Prof. Leila Brito</p><p>Estequiometria de sais 1:1</p><p>Estequiometria de sais 1:2</p><p>Composto Kps</p><p>AgCl 1,8x10-10</p><p>AgBr 5,4x10-13</p><p>AgI 8,5x10-17</p><p>Composto Kps</p><p>PbCl2 1,7x10-5</p><p>PbBr2 6,6x10-6</p><p>PbI2 9,8x10-9</p><p>Maior Kps = Maior solubilidade</p><p>Maior Kps = Maior solubilidade</p><p>IFRJ</p><p>Prof. Leila Brito</p><p>PREVISÃO DE FORMAÇÃO DE PRECIPITADO</p><p>» Se o produto dos íons < Kps</p><p>» Se o produto dos íons = Kps</p><p>» Se o produto dos íons > Kps</p><p>→ solução não saturada</p><p>→ solução saturada</p><p>→ solução saturada com corpo de fundo.</p><p>O Produto iônico ou Produto dos íons (PI) ou Q (quociente da reação) é</p><p>definido como produto das concentrações dos íons dissolvidos, cada um</p><p>elevado aos seus coeficientes estequiométricos.</p><p>Quando as concentrações dos íons</p><p>na solução são conhecidas podemos</p><p>dizer se haverá ou não formação</p><p>de precipitado.</p><p>Béquer com AgNO3 (aq)</p><p>Precipitado AgCl (s)</p><p>Béquer com NaCl (aq)</p><p>AgNO3 (aq) + NaCl (aq) AgCl (s)</p><p>11</p><p>12</p><p>Profª Leila Brito</p><p>7</p><p>IFRJ</p><p>Prof. Leila Brito</p><p>Ex.: Haverá precipitação de PbCl2 se 10,0mL de Pb(NO3)2 0,0010mol/L forem</p><p>misturados com 5,0mL de HCl 0,015mol/L? Kps do PbCl2 é 1,7 x 10–5</p><p>Ci . Vi = Cf . Vf</p><p>Ci . Vi = Cf . Vf</p><p>Sim</p><p>Não</p><p>Pb(NO3)2</p><p>0,001M</p><p>10mL</p><p>HCl</p><p>0,015M</p><p>+</p><p>5mL</p><p>PbCl2</p><p>15mL</p><p>0,001 . 10 = Cf . 15</p><p>Cf = 6,67 x 10 –4 mol/L</p><p>0,015 . 5 = Cf . 15</p><p>Cf = 5,00 x 10 –3 mol/L</p><p>[Pb2+] solução final : ?</p><p>[Cl–] solução final : ?</p><p>PbCl2 ↔ Pb2+ + 2 Cl–</p><p>PI = [Pb2+] . [Cl–]2</p><p>PI = 6,67 x 10–4 . (5,00 x 10–3)2</p><p>PI = 1,7 x 10–8 mol/L</p><p>PI < Kps não ocorre precipitação</p><p>IFRJ</p><p>Prof. Leila Brito</p><p>Fim !</p><p>13</p><p>14</p>