equilibrio

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 reconhecimento da ocorrência de uma reação química (saída de gás; mudança de cor; variação de temperatura; formação de compostos pouco solúveis e de compostos pouco dissociados); 
Observação
Reações em solução
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Casa: Cozinhando:
	 - fermento (NaHCO3) (base)
 - vinagre (HOAc) (ácido)
 Limpeza: - ajax (NH3) (base)
 Frutas: Limão; laranja (ácidos)
Solo: adição de Ca(OH)2/CaCO3 (base)
Automóvel: bateria = ácido sulfúrico
Medicina : antiácidos: Mg(OH)2 e NaHCO3 					(base)
Grupo de Substâncias
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Friendrich Kohrausch (1840-1910) 
a auto- ionização da água pura produz concentração muito baixa de íons H3O+ e OH-
[H2O] = 55,5 mol/L constante (25 ºC)
Reação de auto-ionização da água
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Medida de condutividade elétrica: 
Kw = 1,0 x 10-14 25 ºC
 constante de ionização da água
Reação de auto-ionização da água
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Para soluções aquosas, 25 ºC:
Solução neutra: [H3O+] = [OH-] 
[H3O+] = [OH-] = 1,0 x 10-7 mol/L
Solução ácida: [H3O+] > [OH-] 
[H3O+] > 1,0 x 10-7 mol/L e 
[OH-] < 1,0 x 10-7 mol/L
Solução básica: [H3O+] < [OH-] 
[H3O+] < 1,0 x 10-7 mol/L e 
 [OH-] > 1,0 x 10-7 mol/L
Equilíbrio Ácido-Base
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Ácidos e Bases: Uma breve revisão
Arrhenius: ácidos aumentam a [H+] e bases aumentam a [OH-] em uma solução aquosa.
Arrhenius: ácido + base  sal + água.
Problema: a definição se aplica a soluções aquosas.
Ácidos = substâncias que produzem íons H3O+ (H+), quando dissolvidos em água
Bases = substâncias que produzem íons OH-, ao serem dissolvidos em água
 Ácido: gosto azedo e causa mudança de cor em pigmentos.
 Bases: gosto amargo e sensação escorregadia.
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HCl em água= ácido forte (100% dissociado) 
Arrhenius
NaOH em água= base forte (100% dissociada) 
Ácidos e Bases - Exemplos
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Ácidos e Bases - Arrhenius
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Reações de transferência de H+
Brønsted-Lowry: ácido doa H+ e base aceita H+.
Base de Brønsted-Lowry não necessita conter OH-.
Ácidos e Bases - Brønsted-Lowry
 exemplo: HCl(aq) + H2O(l)  H3O+(aq) + Cl-(aq)
 HCl doa um próton a água. Portanto, HCl é um ácido.
 H2O aceita um próton do HCl. Portanto, H2O é uma base.
 Água = comportamento de ácido ou de base.
 Substâncias Anfóteras = comportamento como ácidos ou como bases.
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Conceito de Bronsted-Lowry: conceito de pares conjugados (mais abrangente e pode ser aplicado a outros solventes, além da água).
Equilíbrio da água
espécie que doa H+
(ácido 1)
espécie receptora de prótons
(base 2)
derivado da base 2
(ácido 2)
derivado do ácido 1
(base 1)
Ácido: doadores de prótons: > a concentração de íons [H3O+], acima do valor determinado pela auto dissociação da água
Base: receptores de prótons: < a concentração de íons [H3O+], qualquer substância que forneça OH- (é uma base); retira H+ com formação de água
Ácidos e Bases - Brønsted-Lowry
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Outros solventes
Bronsted-Lowry
espécie que doa H+
(ácido 1)
espécie receptora de prótons
(base 2)
derivado da base 2
(ácido 2)
derivado do ácido 1
(base 1)
equilíbrio deslocado
NH2- é uma base mais forte que NH3
Ácidos e Bases - Brønsted-Lowry
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Conceito de Lewis:
ácido de Lewis: aceptor pares de elétrons
base de Lewis: doador de pares de elétrons
Ácidos e Bases - Lewis
 Ácido de Brønsted-Lowry = doador de próton.
 Focalizando nos elétrons: ácido de Lewis = aceptor de par de elétrons.
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Ácidos e Bases - Lewis
 ácidos e bases de Lewis não necessitam conter prótons. 
ácido de Lewis: recebe pares de elétrons
base de Lewis: doa pares de elétrons
Exemplo 1:
todos os íons metálicos = ácidos de Lewis (diferente afinidade por ligante) e os ligantes = bases de Lewis
Exemplo 2:
base de Lewis
ácido de Lewis
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Ácidos e Bases
 Ácido Base 
Lewis
Produzem íons H3O+ (H+) 
= dissolvidos em H2O
Produzem íons OH- 
= dissolvidos em H2O
Bronsted - Lowry
Doa pares de elétrons
Aceita pares de elétrons
Arrhenius
Aceita um próton [H+] =[H3O+] 
a1
a2
b2
b1
 Doa próton [H+] =[H3O+] 
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Reações opostas e competitivas entre ácidos e bases: temos duas bases competindo pelo mesmo próton: HOH e Cl-: a água tem maior afinidade pelo próton que o Cl- (a água é uma base mais forte que o Cl-); HCl é melhor doador de prótons que o íon H3O+ (HCl = ácido forte, 100% dissociado)
equilíbrio deslocado
espécie que doa H+
(ácido 1)
espécie receptora de prótons
(base 2)
derivado da base 2
(ácido 2)
derivado do ácido 1
(base 1)
Ácidos e Bases - Brønsted-Lowry
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Ácidos e Bases - Brønsted-Lowry
HCl(aq) + H2O(l)  H3O+(aq) + Cl-(aq)
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Pares de Ácido-Base Conjugados
Produto do ácido após a doação do próton = base conjugada.
Produto da base após aceitar o próton = ácido conjugado.
Ácidos e Bases - Brønsted-Lowry
HA (ácido) perde seu próton = convertido em A- (base). Portanto, HA e A- são pares ácido-base conjugados.
H2O (base) ganha próton = convertido em H3O+ (ácido). Portanto, H2O e H3O+ são pares ácido-base conjugados.
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As concentrações de íons H3O+ (H+) em solução são freqüentemente muito pequenas: trabalha – se com soluções diluídas.
Exemplo: [H+] na solução saturada de CO2 = 1,2 x10-4 mol/L 
Concentração de íons H+ = expressa em termos do negativo do logaritmo decimal de sua concentração(mol/L) = pH
pH = - log[H+]
pH (solução de CO2) = - log (1,2 x10-4) = 3,92
Água neutra: [H3O+] = [OH-] 
[H3O+] = [OH-] = 1,0 x 10-7 mol/L
pH = - log(1,0 x 10-7) = 7
Escala de pH
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Escala de pH
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Medida de pH ?
 Método mais preciso de se medir o pH = pH metro ; escala em unidades de pH: eletrodo de vidro combinado (ECS)
Escala de pH
eletrodo de vidro:
 Ag-AgCl (eletrodo) (0,1M, HCl)* 
eletrodo de referência: 
calomelano: solução de KCl; Hg; Hg2Cl2
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 Certos tipos de pigmentos mudam de cor com a mudança de pH = indicadores ácido – base = ácidos/bases orgânicos fracos.
Medida de pH ?
Escala de pH
forma ácida
forma básica
faixa de viragem
Kind = [H+] [In-]
[HIn]
pKind = - log Kind = pH – log [In-]/[HIn]
pKind = pH ± 1
[In-]/ [Hin]  [1/10 ou 10/1] : distinção de cores
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Indicador ácido-base
fenolftaleína (K = 4,0 x10-10)
pH=9,4 - faixa de viragem: 8,3-10,0
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Indicador ácido-base
vermelho de metila (K = 1,3 x 10-5)
pH=4,9 - faixa de viragem: 4,4-6,2 
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Indicador universal
indicador universal = vermelho de metila (0,120g) + fenolftaleína (1,00g) + azul de bromo timol (0,500g) em 1L de álcool e NaOH (0,050M) até ficar verde: gama de cores que variam de acordo com o valor do pH (1,0-12,0) 
Papel indicador universal = mistura de corantes de permitem avaliar o pH no intervalo de 1 a 10, através da variação de cor
Usado em soluções coloridas
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 em uma solução o ácido forte = usualmente a única fonte H+; (se a concentração mol/L do ácido é menor que 10-6 mol/L deve-se considerar a auto-ionização da água.)
 pH da solução é dado pela concentração inicial mol/L do ácido.
HCl (0,01mol/L)
Ácidos fortes
HCl em água= ácido forte (100% dissociado) 
pH = 2
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Ácidos fortes
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Ácidos fracos estão apenas parcialmente ionizados em solução. 
Há uma mistura de íons e ácido não ionizado na solução. 
Equilíbrio de ácidos fracos:
Ka = constante de dissociação do ácido
ou
Ácidos fracos
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Ácidos fracos
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Usando Ka para calcular o pH
Escreva a equação química balanceada do equilíbrio. 
Escreva a expressão de Ka e as concentrações inicial e no equilíbrio (x = mudança na concentração de H+).
pH = - log [H+] = - log [1,4x 10-3]
pH = 2,9
Ácidos fracos
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% de ionização = força do ácido
Ácidos fracos
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Ácidos fracos
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Ácidos fracos
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Ácidos Polipróticos
Perda de prótons em etapas
A cada etapa corresponde um valor de Ka
As constantes sucessivas variam na ordem: Ka1 > Ka2 > .....
 Quanto maior a carga negativa do ânion, mais difícil é remover o próton.
Ácidos fracos
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Diagrama de distribuição das espécies em equilíbrio
Ácidos fracos
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Ácidos fracos
Solução aquosa de ácido fosfórico
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* A diferença de eletronegatividade entre C e H = pequena; a ligação C-H é não-polar; CH4 = propriedade nem ácida nem básica.
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** HF, HCl, HBr, HI
Ácido fraco
Ácidos fortes
Ácidos Binários
> diferença eletronegatividade entre H e X (ligação mais polar)
< raio do ânion (> força de atração H-X)
HF (Ka = 3,7 x 10-3)
HCl (Ka = 1,8 x 108)
HCl (Ka = 2,7 x 1010)
HI (Ka = 2,0 x 1011)
Ligação de hidrogênio para o HF
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HOCl , HClO2 , HClO3 , HClO4
Oxiácidos 
Considerando HClO2:
H – O – Cl - O
O (EN = 3,5) > Cl (EN = 3,0): atraí o par de elétrons da ligação (Cl–O) mais fortemente; por sua vez o Cl irá atrair mais fortemente o par de elétrons do O da ligação (O – H), deixando esta ligação mais polarizável (H+ mais facilmente ionizável). 
Ao se aumentar o número de átomos de oxigênio (O) ligados ao Cl aumenta-se a polaridade da ligação O-H e a força do ácido aumenta. 
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 A grande maioria dos hidróxidos iônicos são bases fortes (p.ex. NaOH, KOH, Ca(OH)2).
 Bases fortes são eletrólitos fortes e se dissociam completamente em solução.
 pOH (e portanto o pH) de uma base forte é dado pela concentração mol/L inicial da base. Cuidado com a estequiometria. 
 Bases não precisam ter o íon OH- na fórmula:
O2- (aq) + H2O (l)  2OH- (aq)
H- (aq) + H2O (l)  H2 (g) + OH- (aq)
N3- (aq) + H2O (l)  NH3 (aq) + 3OH- (aq)
Bases fortes
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Bases fracas removem prótons das substâncias.
Há um equilíbrio entre a base e os íons resultantes:
Exemplo:
A constante de dissociação da base (Kb):
Bases fracas
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Bases geralmente tem pares de elétrons isolados ou cargas negativas para poderem atacar os prótons. 
Muitas bases fracas neutras contém nitrogênio.
Aminas são relacionadas com a amônia e tem uma ou mais ligações N-H trocador por ligações N-C (p.ex. CH3NH2 = metilamina).
Bases fracas
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Amônia
(NH3)
Piridina
(C5H5N)
Hidroxilamina
(H2NOH)
Metilamina
(NH2CH3)
íon carbonato
(CO32-)
íon hipocloroso
(ClO-)
Estrutura 
Lewis
ácido 
conjugado
Reação de equilíbrio
Algumas bases fracas e seus equilíbrios em solução aquosa
íon hidrogenosulfito
(HS-)
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Relação entre Ka e Kb
 Quantificar a relação entre a força do ácido e da base conjugada
pKa + pKb = pKw
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Para uma dado par ácido-base conjugado: Ka . Kb = Kw
Relação entre Ka e Kb
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Todas as soluções tem sempre o mesmo valor de pH?
o que significa?
 
sal formado = base forte (NaOH) + ácido forte (HCl) = 100% dissociados em solução = [H+] e [OH-] livres são iguais
pH reflete a neutralidade da solução
Propriedades ácido- base de soluções de sais 
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Sal derivado de ácido fraco ou de base fraca
tendência a ficar associada
Base fraca: B+(aq) + HOH BOH(aq) + H+(aq) 
					 pH<7,0
HOH: doa 1 próton para o A- = ácido de Bronsted-Lowry
A-: recebe 1 próton da água = base de Bronsted-Lowry
Reação com a água: Hidrólise
Propriedades ácido- base de soluções de sais 
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Propriedades ácido - base das soluções dependem da reação dos íons com a água produzindo H+ ou OH- = hidrólise. 
Solução de sais derivados de um ácido forte e de uma base forte = neutra [p.ex. NaCl, Ca(NO3)2].
Solução de sais derivados de uma base forte e de um ácido fraco = básica [p.ex. NaOCl, Ba(C2H3O2)2].
Solução de sais derivados de uma base fraca e de um ácido forte = ácida [p.ex. NH4Cl, Al(NO3)3].
Solução de sais derivados de um ácido fraco e de uma base fraca = pode ser ácida ou básica = Regras do equilíbrio.
Propriedades ácido- base de soluções de sais 
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Íons em solução aquosa
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NaH2PO4
Dissociação ou Hidrólise?
Dissociação:
Hidrólise:
Ka2 > Kh
ocorre dissociação