Soluções Ácido-Base e o Equilíbrio Químico

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AULA 3- EQUILÍBRIO QUÍMICO 	DE SOLUÇÕES
Profa. Maria Eugênia Sena
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conteúdo Programático:
Soluções Aquosas e o Equilíbrio Iônico
 equilíbrios de ácidos e bases 
 lei de diluição de ostwald
 equilíbrio iônico da água
 pH e pOH
 produto de solubilidade(pg 225) – Kps
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SÃO TRÊS AS TEORIAS DE ÁCIDOS-BASE
1- ARRHENIUS (Liberam H+ , Liberam OH -);
2- BRONSTED-LOWRY (Doam H+ , Aceitam H+) ;
3- LEWIS (Recebem par de elétrons, Ex:H+,CO2 ; Doam par é, Ex: NH3, OH-, H2O).
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Definição:
 Um ácido é um doador de prótons (H+) e uma base é um aceptor de prótons.
OBS: O proton (H+) não existe livre (conforme reação abaixo), mas hidratado 
 por moléculas de água.
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OBS: Em função da constante de ionização, o ácido e base podem ser classificados como forte ou fraco. 
Ka = Kw /Kb
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Força de ácidos
Ka varia com a temperatura;
Para Ácidos fortes admitimos 100% de ionização
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Força do ácido
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Kb = Kw /Ka
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Força de Pares conjugados
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Produto iônico da água
Reação de autoionização da água
Kw – é o produto iônico da água, que a 25ºC é igual a 1.10-14 
OBS: - Log em ambos os lados da equação: pKw= pKa + pKb
OBS: Quanto maior for o valor de pK, mais fraco será o ácido ou base
Kw = [H+] . [OH-] 
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Equilíbrio iônico
Equilíbrio iônico é o Equilíbrio que ocorre entre uma substância e seus íons em solução.
Exemplo: AB(aq)  A+(aq) + B-(aq)
	O equilíbrio iônico é aplicado para ácidos e bases fracas.
A Relação entre o número de moléculas ionizadas e o de moléculas adicionadas na solução aquosa é definida como Grau de ionização.
Grau de ionização () = Moléculas ionizadas/Moléculas adicionadas
Quanto maior o valor de , mais forte é o ácido (ou a base)
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Lei de diluição de Ostwald
Mostra a influência da diluição de uma
solução no grau de ionização.
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Lei de Ostwald
Ka = 2 x M/(1- )
Para ácidos fracos ( < 5%)
Ka = 2 x M
OBS: Válido também bases (Kb= 2 x M)
Mostra a influência da diluição de uma solução no grau de ionização ().
OBS: Importância na força iônica de sais responsáveis na condução de energia 
 (Eletroquímica)
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Diluições de soluções e seu grau de dissociação e força iônica
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Espécies anfipróticas
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Carácter Ácido e Básico de ânions e cátions em água
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 AUTO-ÍONIZAÇÃO DA ÁGUA & seu pH
Sabe-se que a água pode agir como um ácido ou uma base, conforme reação:
 
H2O + H2O  H3O+ + OH-
Ác.1 base 2 Ac.2 base 1
K w = [H3O+] x [OH-] =constante de produto iônico da água
K w = 1.10-14 (a 25ºC)
Uma solução neutra temos a mesma concentração de [H3O+] = [OH-].
Logo, se [H3O+] = [OH-] = .10-7M (x – Log)
Para água pura temos que: pH = pOH = 7
K w = [H3O+] x [OH-]. x (- Log)
pK w = pH + pOH = 14
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pH e pOH
OBS: pH= log 1/[H+] = - log [H+] ou [H+] = 10 -pH
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Escala de pH
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Soluções aquosas e seu pH
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Exemplos
Qual a concentração de H3O+ numa solução de HCl 0,1M (0,1 mol/litro)? A concentração do íon hidrônio será igual a 0,1M?
Solução: K w = 1.10-14 ; [H3O+ ] = 0,1M  pH = - log [0,1]= - (- 1)= +1
	 
[H3O+].[OH-] = Kw
[OH-] = 10-14 / 10-1 = 10-13 M ( x -log)
pK w = pH + pOH = 
14 = 1 + pOH  pOH= 13 (Quanto maior o pOH, menor a alcalinidade)
 
OBS: A Medida que a concentração do íon hidrônio aumenta na água pura, segundo a
Lei de Le Chatelier, o sistema irá reagir de modo a minimizar esta pertubação. 
Logo, a medida que a concentração de [H3O+] aumenta, a auto-ionização da água deve 
Diminuir ou desprezível (devido a concentração do íon hidrônio)
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Cálculo de pH de Soluções de 
ácidos fracos
Veremos como predizer o pH de soluções de (ácidos ou bases fracos) e como calcular a extensão da desprotonação da solução, de um ácido fraco, base fraca, assim como cátions e ânions de sais (ácidos e bases fracas de seus respectivos sais).
pH de um ácido fraco depende da transferência de prótons para a água (ou desprotonação do ácido):
	
	% Desprotonação = Molaridade A-/ [HA] x 100 ou
	% Desprotonação = [H3O+]/ [HA]i x 100
A concentração do íon hidrônio [H3O+ ] e da 
	base conjugada deve satisfazer a constante 
	de acidez do ácido (Ka).
Cálculo de pH de ácido fraco
Ka = atividades dos produtos/ atividades dos reagentes (ou Ka = x2/ [HA]i, se x<< [HA]i)
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Bases fracas
pH de uma base fraca depende da percentagem de protonação , isto é, percentagem de moléculas de base que foram protonadas na água:
	
	% Protonação = Molaridade HB+/ [B]i x 100 ou
	% Protonação = [HB+]/ [B]i x 100
OBS: Como os íons hidróxidos (OH-) estão em equilíbrio com os íons hidrônio (H3O+),
 pode-se usar Valores de pOH e pKw para calcular o pH.
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: Para solução ácida fraca
OBS: Ácidos fórmico e acético são fracos
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: pH de solução básica fraca (metilamina)
Quanto menor o pOH maior a alcalinidade,
		Base forte 
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Hidrólise Salina
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Hidrólise Salina
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Hidrólise Salina
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Produto de solubilidade- Kps
O produto de solubilidade é a constante do equilíbrio entre um sal não-dissolvido
 e seus íons em uma solução saturada.
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Ks ou Kps
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Exemplos
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Efeito do íon comum
A redução da solubilidade de um sal pouco solúvel é afetado na presença
de um íon comum.
Sal precipitando
Não tem íons dissolvidos
Sal solubilizando
Tem alta concentração de íons
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Exemplo de Análise Quantitativa de cátions na forma de cloreto, sulfetos em pH ácido e básico
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Aplicação de sais insolúveis 
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Equilíbrios e constantes na
química analítica
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