Equilibrio quimico H2O 2017

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EQUILÍBRIO QUÍMICO em sistemas 
aquosos
Prof. Paulo Cesar Souza Pereira, MSc
Química Geral
Agronomia / Zootecnia
Ciências Biológicas
Engenharias QUIM / ALIM
Cursos:
Disciplina:
UNIVERSIDADE ESTADUAL DE MARINGÁ - UEM
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HCN (aq) + H2O(l) H3O
+ 
(aq) + CN
-
(aq)
Conceitos ácido-base:
❖ Arrhenius: Ácido é um composto que, em água, libera H+. Base é
um composto que, em água, libera OH-.
❖ Bronsted-Lowry: Ácido é composto doador de H+. Base é um
composto aceitador H+. Não importa o meio
OBS: não existe H+ livre.
Mesmo em água, forma-se
H3O
+ .
❖ Ácido Forte: quase todas as moléculas liberam H+ para o meio.
❖ Ácido Fraco: somente uma pequena parcela das moléculas
liberam seus prótons H+. Com isso, tem-se um equilíbrio de
protonação.
HCl (aq) + H2O(l) H3O
+ 
(aq) + Cl
-
(aq)
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❖ Base Forte: quase todas as moléculas recebem prótons H+.
❖ Base Fraca: somente uma pequena parcela das moléculas
recebem prótons H+. Com isso, tem-se um equilíbrio de protonação.
O2-(aq) + H2O(l) 2 OH
-
(aq)
NH3 (aq) + H2O(l) NH4
+ 
(aq) + OH
-
(aq)
❖ Base conjugada: é a espécie que se forma quando um ácido doa
um próton H+.
❖ Ácido conjugado: é a espécie que se forma quando uma base
aceita um próton H+.
HA H+ + A-
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Conceitos ácido-base:
❖ Lewis: Ácido é um composto aceitador de par de elétrons. Base
é um composto doador de par de elétrons.
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Auto-ionização da água
A água é anfiprótica, ou seja, ela pode ser doadora ou receptora
de prótons H+.
H2O (l) + H2O(l) H3O
+ 
(aq) + OH
-
(aq)
Simplificando: 
A escala de pH
Por conveniência, usamos o logaritmo negativo das
concentrações de íons H+ e OH- para indicar respectivamente o
grau de acidez ou alcalinidade de uma solução.
pKw = pH + pOH 5
Calculando pH de ácidos e bases fortes 
Substitui direto na fórmula.
Calcule o pH de uma solução de HCl 0,02 mol/L.
pH = - log 0,02 pH = 1,7
Calcule o pH de uma solução de Ca(OH)2 0,02 mol/L.
Cuidado com a estequiometria
Ácidos
Base
pOH = - log (2 x 0,02) pOH = 1,4
pH = 14 - 1,4 pH = 12,6
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Calculando pH de ácidos e bases fracas 
Nesses casos apenas uma fração das moléculas se dissociam,
então a concentração do ácido não equivale a contração de H+.
Analogamente, a concentração da base não equivale a
concentração de OH- formado.
Pelas constantes de equilíbrio de ionização Ka e Kb. Hoje temos
esses valores tabelados para os compostos mais comuns.
Como saber essa fração? 
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1º passo: Escreva o equilíbrio 
2º passo: Escreva a constante 
de equilíbrio 
3º passo: Com o valor de pH 
calcule a [H+] e depois o Ka
No caso de uma base fraca, o procedimento é análogo 8
Ka = 
4,2x10-3 x 4,2x10-3 
0,1
Ka = 1,76x10-4 mol/L 
Conhecendo o Ka e a concentração inicial do ácido pode-se
calcular a concentração de H+ e o pH.
Qual o pH de uma solução de ácido acético 0,30 mol/L a
25°C? (Ka = 1,8x10
-5)
Como o valor de x é 
muito pequeno:
9
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Relação entre Ka e Kb
Considere os seguintes equilíbrios em meio aquoso.
Equipamentos de medida de pH: pHmetro
Converte potencial elétrico entre os eletrodos no respectivo
valor de pH.
É necessário fazer a calibração do equipamento com soluções
de pH padrão (normalmente pH 4 e 7).
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Efeito do íon comum:
As soluções aquosas encontradas na natureza, como fluidos
biológicos, água do mar, etc. contém mais de um soluto.
Consequentemente muitos equilíbrios acontecem
simultaneamente, nestas condições.
Seja uma solução de ácido acético em equilíbrio:
O que acontece ao equilíbrio se for adicionado NaH3C2O2 à
solução?
H3C2O2H (aq) H
+ 
(aq) + H3C2O2
-
(aq)
Como a reação inversa consome H+ , o pH da solução aumenta.
(fica mais básico)
A reação inversa é favorecida.
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Seja uma solução de amônia em equilíbrio:
O que acontece ao equilíbrio se for adicionado NH4Cl(aq) à
solução?
NH3 (aq) + H2O (l) NH4
+ 
(aq) + OH
-
(aq)
Como a reação inversa consome OH-, o pH da solução abaixa.
(fica mais ácido)
A reação inversa é favorecida.
Efeito do íon comum:
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Qual o pH de uma solução preparada pela adição de 0,30 mol
de ácido acético (H3CCOOH) e 0,15 mol de acetato de sódio
(NaH3CCOO) em água suficiente para 1 litro de solução?
Ka = 1,8x10
-5
Titulação ácido-base:
n = qde. matéria
C = concentração (mol/L)
V = volume (L)
ce = coef. estequiométrico
É necessário o uso 
de um composto 
indicador.
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No ponto de equivalência 
nA nB
ceA ceB
=
Escreva a reação para saber os 
coeficientes estequiométricos
H2C2O2 + NaOH Na2C2O2 + H2O 
CA . VA CB . VB
ceA ceB
=
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Titulação ácido-base: Exemplo
CA . VA CB . VB
=
ceA ceB
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Uma solução de 0,252 g de ácido nítrico é titulada com uma
solução de NaOH 0,25 mol/L. Quantos mL da solução básica
são necessários para neutralizar completamente o ácido?
(Dados: MM: HNO3 = 63 g/mol e NaOH = 40 g/mol ).
nA nB
ceA ceB
=
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Para verificar o teor de ácido acético (CH3COOH) em um
vinagre obtido numa indústria de fermentação, pesou-se uma
massa de 20 g do mesmo e diluiu-se a 100 mL com água
destilada em balão volumétrico. A seguir, 25 mL desta
solução foram transferidos para erlenmeyer, sendo titulados
com solução 0,10 mol/L de hidróxido de sódio, da qual foram
gastos 33,5 mL. Qual a concentração em % M/V do ácido no
vinagre? (MM ácido acético = 60 g/mol) 4,02%
Exercício Titulação
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Titulação ácido fraco-base forte (p 623):
Existem 4 regiões com formas distintas de medir o pH
1 - pH inicial: é o pH do acido fraco (usar Ka e tabela)
2 – Entre pH inicial e ponto de equivalência: a neutralização
do acido fraco gera a base conjugada do ácido, portanto
forma um tampão (usar procedimento de tampão)
3 – No ponto de equivalência: deve-se considerar a
concentração de base conjugada. Resolver usando o Kb da
base fraca (Ka . Kb = Kw) e tabela de equilíbrio
4 – Depois do ponto de equivalência: a [OH-] gerado da
reação da base conjugada com água é desprezível. Portanto o
pH é determinado pelo excesso de base forte.