1° estágio completo Analítica

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SOLUÇÕES 
AQUOSAS DE
SUBSTÂNCIAS
INORGÂNICAS
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INTRODUÇÃO
 Solução eletrolítica 
Condutibilidade das Soluções: As experiências do Químico Arrhenius. 
NaCl + H2O
açucar + H2O
 Solução não eletrolítica
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SOLUÇÕES AQUOSAS DE SUBSTÂNCIAS INORGÂNICAS
ANÁLISES INORGÂNICAS
REAÇÕES QUÍMICAS
SOLUÇÕES INORGÂNICAS
SOLUÇÕES
SOLUTO
SOLVENTES
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DISSOCIAÇÃO IÔNICA
Considere o NaCl (soluto) dissolvendo-se em água (solvente):
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SOLVATAÇÃO
As moléculas do soluto são rodeadas pelo solvente. A solvatação acontece tanto em soluções iônicas quanto moleculares.
Em meio aquoso a solvatação (hidratação) é o envolvimento dos íons do soluto iônico pelas moléculas de água.
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IONIZAÇÃO
Ocorre quando uma substância molecular é dissolvida na água. 
HCl
HCl + H2O → H+ + Cl-
H+
Cl-
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Dissolução: compostos moleculares em água
Compostos moleculares em água, por exemplo, o CH3OH, não formam íons.
Se não existem íons em solução, não existe nada para transportar a carga elétrica.
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SOLUÇÕES ELETRÓLITICAS
São soluções que em presença de corrente elétrica conduzem eletricidade, com isso as soluções sofrem alterações químicas.
PROPRIEDADES ELETROLÍTICAS
A habilidade da solução em ser um bom condutor depende do seu número de íons.
Há três tipos de soluções:
eletrólitos fortes,
eletrólitos fracos e
não-eletrólitos.
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ELETRÓLITOS
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ELETRÓLISE
redução
oxidação
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EQUILÍBRIO QUÍMICO
As reações reversíveis conduzem ao estabelecimento de um equilíbrio químico:
A + B ↔ C + D
O equilíbrio químico é atingido quando há igualdade das velocidades da reação direta e da reação inversa;
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EQUILÍBRIO QUÍMICO
Igualdade de velocidade de reações resulta da variação das concentrações dos reagentes;
A velocidade das reações químicas mede-se a apartir das variações das concentrações dos reagentes na unidade de tempo
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O EQUILÍBRIO QUÍMICO é atingido quando as velocidades das reações direta e inversa são iguais, e as concentrações deixam de variar.
ASSIM: 
V1 = V2
Onde: V1 = K1.[A].[B]
 V2 = K2.[C].[D]
substituindo: 
K1.[A].[B]= K2.[C].[D]
K1 = [C].[D]
 K2 [A].[B]
para K1/K2 o quociente é uma constante K
K = [C].[D]
 [A].[B]
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Caso Geral:
mA + nB ↔ pC + qD
K = [C]p[D]q
 [A]m[B]n
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EXEMPLO
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LEI DE AÇÃO DAS MASSAS
Estabelecendo o equilíbrio químico, o produto das concentrações das substâncias formadas durante a reação dividido pelo produto das concentrações das substâncias iniciais é uma GRANDEZA CONSTANTE, chamada de CONSTANTE DE EQUILÍBRIO.
O K indica o sentido da reação, já que:
Se k < 1 → k1 < k2 
Se k > 1 → k1 > k2
Se k = 1 → reação reversível
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DISSOCIAÇÃO ELETROLÍTICA
De acordo com Arrhenius (1887) as moléculas de eletrólitos, quando dissolvidas em água, se dissociam em átomos ou agrupamentos de átomos carregados, que na realidade são ÍONS que conduzem corrente elétrica por migração.
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Arrhenius: os ácidos aumentam a [H+] e as bases aumentam a [OH-] em solução.
Arrhenius: ácido + base → sal + água.
Problema: a definição nos limita à solução aquosa.
Teoria Clássica das Reações Ácido-Base
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ELETRÓLITOS
Sais
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CONCEITO DE BRÖNSTED-LOWRY
 Ácidos são espécies doadoras de prótons e Bases são espécies receptoras de prótons. 
 Ex.: HCl + H2O ⇄ H3O+ + Cl-
 Reação geral: Ácido1 + Base2 ⇄ Ácido2 + Base1
 pares conjugados
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CONCEITO DE LEWIS
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FORÇA DE ÁCIDOS E BASES
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Ácidos Fracos: HA ⇔ H+ + A-
* [H+] = [A-]
** ca =[HA] + [H+] 
[HA] = Ca - [H+] 
Logo: 
 
pH: é uma forma de expressar concentrações de uma espécie em p-valor, onde o p-valor é o logaritmo decimal negativo da concentração molar da espécie. 
 pH = - log[H+]
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BASES FRACAS: MOH ⇔ M+ + OH-
	
* [M+] = [OH-]
** Cb =[MOH] + [OH-] → [MOH] = Cb – [OH-]
 
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DISSOCIAÇÃO ELETRÓLITICA
A dissociação eletrólitica leva a ionização. A ionização é medida por meio do GRAU DE DISSOCIAÇÃO/IONIZAÇÃO (α)
Tal como qualquer fenômeno reversível, a IONIZAÇÃO/DISSOCIAÇÃO conduz a um equilíbrio químico, de acordo com a Lei de Ação das Massas:
CH3COOH ⇔ CH3COO- + H+
 
K = [H+][CH3COO-]
 [CH3COOH]
K: caracterizar a tendência do eletrólito para se decompor em ÍONS.
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CH3COOH ⇔ CH3COO- + H+
K = [H+][CH3COO-]
 [CH3COOH]
Em que: 
[H+] = conc. Cátion = Cc
[CH3COO-] = conc. Ânion = Ca
[CH3COOH] = concentração das moléculas não ionizadas = Cm
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o número de moléculas que se dissociam devem ser igual ao número de cátions e ânions formados.
K = c.∝ x c. ∝
 (c - c∝)
K = c.∝ x c. ∝
 c(1 - ∝)
K = c∝2
 1-∝
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Grau de Dissociação:
 K = c∝2
 1-∝
LEI DE OSTWALD: estabelece o grau de dissociação do eletrólito fraco (1-∝ ≈ 1) e sua concentração:
K = c∝2
Grau de Dissociação:
∝ = √k/c 
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DISSOCIAÇÃO E PRODUTO IÔNICO DA ÁGUA E pH
H2O ⇔ H+ + OH-
K = [H+][OH-]
 [H2O]
Condutividade da água a 25 0C → grau de ionização p/ Litro d’água: 1 x 10-7 mol/L
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K = [H+][OH-]
 [H2O]
# [H2O] = 1000g x 1 mol H2O = 55,6 mol/L
		 1L H2O 18 g H2O
K = [H+][OH-]
 [H2O]
K = 1 . 10-7 x 1 . 10-7 = 1,8 .10-16
			 55,6
K = 1,8 .10-16 (cte. Dissociação da água) 
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K = [H+][OH-]
 [H2O]
[H2O]k = [H+][OH-]
Kw = [H+][OH-]
Kw = produto iônico da água
[H+][OH-] = 55,6 . 1,8 x 10-16
[H+][OH-] = 1 x 10-14
para: [H+] = [OH-]
[H+]2 = 1 x 10-14
[H+] = 10-7
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Kw = [H+][OH-]
-logKw = - log [H+] - log[OH-]
pKw = pH + pOH
pH + pOH = 14
solução neutra: 
[H+] = [OH-] = 10-7
solução ácida:
[H+] > [OH-]
[H+] > 10-7
solução básica:
[H+] < [OH-]
[OH-] > 10-7
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APLICAÇÕES DAS CONSTANTES DE EQUILÍBRIO
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Deduzir a expressão que permita calcular o pH duma solução de um monoácido (HA) e, a partir dela, calcular o pH da solução 0,1 Mol/L de HCOOH. Dado Ka = 1,77 x 10-9
Calcular o valor da constante de dissociação da água e o produto iônico da água para 40 0C.
Estabelecer a expressão que permita calcular o pH das soluções de bases fracas (MOH) e recorrer a ela para calcular o pH duma solução 0,1 N de NH4OH. Dado: Kb = 1,79 x 10-5. 
Calcule a concentração, o grau de dissociação e o pH do íon hidrônio presente em uma solução de ácido nitroso 0,120 M. Dado: Ka = 7,1 x 10-4 
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