aula 12_Reações químicas

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18/11/2014
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LE200- Química Geral
Aula 12 –Reações Químicas: 
ácido-base e de precipitação
Prof. Responsável: Dra. Alessandra Cremasco
Alessandra.cremasco@fca.unicamp.br
Reações Químicas
• Reação química consiste na transformação de uma ou
mais substância (reagentes) em outras substâncias
diferente (produto).
Equações Químicas
• Equações químicas: descrições de reações químicas.
Duas partes de uma equação: reagentes e produtos
1 P4 (s) + 6 Cl2 (g) → 4 PCl3 (l)
Quantidade relativa de elementos 
ou coeficiente estequiométrico
produtoreagente
Estados físicos
Lei da Conservação da Matéria – Lavoisier (sec XVIII)
“matéria não pode ser criada nem destruída”
Balanceamento de Reações 
Químicas
• A equação balanceada fornece o número de moléculas que
reagem para formar produtos na devida proporção.
• Devem ser medidas em gramas e convertidas para mols.
Mol: medida conveniente de quantidades
químicas (1 mol = 6,022 x 1023átomos).
Massa molar: é a massa em gramas de 1
mol de substância (g/mol).
1 mol de NaCl, H2O e O2
Reações Químicas – Soluções Aquosas
Concentração de Soluções - Molaridade
• Experimentos químicos envolve medir
soluções em volume e posteriormente
converter massa ou mols.
• Altera-se a concentração utilizando-se
diferentes quantidades de soluto e
solvente.
soluto
solvente (solução aquosa - água)
Concentração (cm) = )(
)(
Lsoluçãovolume
molsolutoquantia
molaridade
Unidade M (mol/L) e 
símbolo indicado [ ]
Ex. NaCl 1M = [NaCl] = 1M 
Concentração de Soluções -
Molaridade
Preparo 250 mL de solução 0,0110 M de KMnO4
Pesa-se 0,435g de KMnO4 , dissolve-o em pequena quantidade de água e 
em seguida adiciona água até menisco. 
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Compostos Moleculares
e Iônicos 
Reação em solução aquosa
• Solução: mistura homogênea de uma ou mais substâncias.
– Solvente e Soluto
Água 
(solução aquosa) Dissolução íons e
condução de corrente
Eletrólitos
Não-ioniza dissociação 
parcial
dissociação
total
Não-
Eletrólito Fraco Forte
Ácidos e Base
Ácidos
Arrhenius: substâncias que quando dissolvida em água, aumenta a 
concentração de íons H+(aq)
Bronsted-Lowry: doadores de prótons (ter átomo ou ion H+ para 
perder)
Lewis: receptor de par de elétrons
−+ +→+ )()()( aqaqaq ClHHCl
Por ser completamente convertido 
em H+, o HCl é um ácido forte
)(3)()(23 2 aqaqaq COCHHHCOCH
−+ +→
Somente algumas moléculas de ácido acético 
são ionizadas para formar H+ ácido fraco
Ácidos e Base
Bases
Arrhenius: substâncias que quando dissolvida em água, aumenta a 
concentração de íon hidróxido OH-(aq)
Bronsted-Lowry: receptores de prótons (ter elétrons não ligantes)
Lewis: Doador de elétrons
−+ +→+ )()()( aqaqs OHNaNaOH
Por ser completamente dissociado em 
OH-, o NaOH é uma base forte
−+ +↔+ )()(42)(3 aqaqaq OHNHOHNH
Somente poucos íons NH+ e OH- são formados 
pela reação da amônia com água, portanto 
amônia é uma base fraca
Ácidos fortes Bases fortes
Clorídrico, HCl Hidróxidos dos metais do grupo 1A (LiOH, NaOH, KOH, 
Bromídrico, HBr RbOH, CsOH)
Iodídrico, HI Hidróxidos dos metais mais pesados do grupo 2ª (Ca(OH)2, 
Clórico, HClO3 Sr(OH)2, Ba(OH)2)
Perclórico, HClO4
Nítrico, HNO3
Sulfúrico, H2SO4
Ácidos e Base
Ácidos fracos Bases fraca
Fosfórico, H3PO4 NH3 (amônia)
Carbônico, H2CO3
Acético, CH3CO2H
Oxálico, H2C2O4
Tartárico, H2C4H4O6
Cítrico, H3C6H5O7
Aspirina, HC9H8O4
Reação Ácido-Base
• Os ácidos reagem com bases fortes para produzir 
sal e água
Cátion (base) e 
ânion (ácido)
)()(2)()( aqlaqaq NaClOHNaOHHCl +→+
Ácido forte Base forte Reação de Neutralização
• Em caso de base fraca e ácido forte – produz apenas sal
)(4)()(3 aqaqaq ClNHHClNH →+
Base fraca Ácido forte
ácida 
básica
Base forte e ácido fraco
Reação Ácido-Base
• Ânion proveniente de ácido fraco provocará um
aumento no pH da solução (básico)
• Cátion proveniente de base fraca provocará uma
diminuição no pH da solução (ácido).
• Cátion e ânion provenientes base fraca e ácido fraco,
pH dependerá Ka e Kb
( ) ( ) ( ) ( )aqOHaqXlOHaqHX +− +↔+ 32
ácido base 
conjugada
base Ácido 
conjugado
Remover H+
Adicionar H+
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Concentração em Ácidos e Bases
• Em solução aquosa, os ácidos produzem H+
Ácido acético [H+]=1,6 x 10-3M
Amônia [H+]=1,0 x 10-11M
Esses valores podem ser descritos em termos de uma 
escala logarítmica de pH
Ácido acético = - log (1,6 x 10-3M)=-(-2,80) = 2,80
Amônia =-log (1,0 x 10-11M)=-(-11,00)=11,00
[ ]+−= HpH log
Ácido ↓H+/↓pH
Base ↓↓ H+ / ↑pH
pH<7 (ácido) / pH=7 (neutro) / pH>7 (base)
[ ] pHH −+ =10
Baseado no equilíbrio de auto-ionização da água
Auto-Ionização da água
• A água pura apresenta o equilíbrio a 25 °C 
[ ][ ]
[ ]
[ ] [ ][ ]
[ ][ ] 143
3
2
2
2
2
3
100.1 −−+
−+
−+
×==
=×
=
OHOHK
OHOHOHK
OH
OHOHK
w
eq
eq
−+ +↔+ )()(3)(2)(2 aqaqll OHOHOHOH
• O método mais preciso de medir o pH é usar um medidor 
de pH (pHmetro), ou utilizando corantes que mudam de 
cor quando o pH varia (indicadores).
Concentração em Ácidos e Bases
Medida de pH
Ácidos Fracos 
• Os ácidos fracos são parcialmente ionizados em solução e Ka
corresponde a constante de dissociação de ácido.
Quanto maior Ka, mais forte é o ácido (+ íons presente)
Se Ka >> 1, o ácido está completamente ionizado (ácido forte).
Cálculo de Ka a partir do pH
• O pH fornece a concentração no equilíbrio de H+.
• Usando Ka, pode-se obter a concentração de H
+ (e,
conseqüentemente, o pH).
)()()( aqaqaq AHHA
−+ +↔
[ ][ ]
[ ]HA
AHKa
−+
=
Bases Fracas
• As bases fracas removem prótons das substâncias formando o 
ácido conjugado da base e íons OH-.
• Kb corresponde a constante de dissociação da base, dado pelo
equilíbrio entre a base e os íons resultantes
)()(4)(2)(3 aqaqlaq OHNHOHNH
−+ +↔+
[ ][ ]
[ ]3
4
NH
OHNHKb
−
+
=
Exercício - Ácidos e Bases Fracas
Calcule o pH de uma solução 0,1 M de ácido acético
(CH3COOH) se Ka = 1,8 x 10
-5
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Ácidos Polipróticos
• Ácidos com mais de um H ionizável são removidos em etapas:
• E remover o 1º proton é mais fácil do que o 2º (Ka1 >> Ka2 > Ka3
etc).
)(
2
3)()(3
)(3)()(32
aqaqaq
aqaqaq
SOHHSO
HSOHSOH
−+−
−+
+↔
+↔
2
1 107,1
−×=aK
8
2 104,6 −×=aK
Titulação Ácido-Base
Determinar:
-Massa e [ ] de ácido em reação 
ácido-base
Adiciona-se base de [ ] conhecida, até que base 
reaja com todo ácido (ponto de equivalência). 
volume de base 
Titulação
Adicionar indicador ácido-base
...ou pHmetro
Alteração de cor com mudança pH
Titulação
• A partir do ponto de equivalência, concentração de 
OH- em solução aumenta e indicador muda de cor. 
A partir do volume e [ ] de base, 
calcula-se quantidade em mol de 
base
[ ] )()( )()/( basebasebase LVLmolmol ×=
Pela estequiometria da reação, 
determina-se quantidade mol, massa, 
MM e pureza. 
Titulação
Exercício - Titulação
Qual é o pH da solução que resulta da mistura de 25 mL de
NH3 0,016 M com 25 mL de HCl 0,016 M. Ka = 5,6x10-10
Reação de Precipitação
A reação de precipitação produz um produto insóluvel em água
Exemplos: 
Precipitado
)(3)()()(3 aqsaqaq KNOAgClKClAgNO +→+
Solúveis em água
Solúvel em 
água
Insolúvel 
em água
)(3)(4)(2)(23 2)( aqsaqaq KNOPbCrOCrOKNOPb +→+
Solúveis em água Solúvel em 
água
Insolúvel 
em água
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Solubilidade de Compostos Iônicos
Sulfetos hidróxidosCompostos de Ag
• Como prever se a reação resultará em um produto insolúvel?
• Extensão que um sal se dissolve pode ser expresso em
constante do produto de solubilidade (Kps).
• Para qualquer sal, apresenta a forma:Constante de Equilíbrio - Produto de 
Solubilidade (Kps)
)1035,7,()1035,7,( 77)( MaqBrMaqAgAgBr s −−−+ ×+×↔ 25°C
[ ][ ]−+= BrAgK ps
[ ][ ] ( ) ( ) 1377 1040,51035,71035,7 −−−−+ ×=×××== BrAgK ps
−+ +↔ xyyx yBxABA [ ] [ ]yxxyps BrAK −+=
≠ Solubilidade 
(mol/L ou g/100mL)
Constante de Equilíbrio - Produto de 
Solubilidade (Kps)
Fórmula Nome Kps (25°°°°C)
CaCO3 Carbonato de cálcio 3,4 x 10
-9
MnCO3 Carbonato de magnésio (II) 2,3 x 10
-11
FeCO3 Carbonato de ferro (III) 3,1 x 10
-11
CaF2 Fluoreto de cálcio 5,3 x 10-11
AgCl Cloreto de prata 1,8 x 10-10
AgBr Brometo de prata 5,4 x 10-13
CaSO4 Sulfato de cálcio 4,9 x 10
-5
São utilizados também:
• Estimar solubilidade de um sal
• Planejar separação de íons. 
• Como estimar a solubilidade de um sal a partir do Kps?
Produto de Solubilidade (Kps) e Solubilidade
Qual a solubilidade e solubilidade molar do sulfato de bário
(BaSO4), dado que Kps = 1,1 x10
-10 ?
R: 0,024 g/L e 1,0x10-5 mol/L
Solubilidade e Efeito Íon Comum
• A solubilidade diminui quando um íon comum é adicionado 
• A medida que adiciona mais F- (exemplo, NaF), o equilíbrio
desloca-se para formar mais CaF2 e com isso a solubilidade do
CaF2 diminui.
−+ +↔ )(
2
)()(2 2 aqaqs FCaCaF
Qual a solubilidade molar de CaF2 em uma solução que é NaF
0,15M, dado que Kps = 1,7 x10
-10.