Aula 15

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Exercício:
	Escreva Keq para as reações:
CO2(g) + H2(g)	 CO(g) + H2O(l)
SnO2(s) + 2CO(g)	 Sn(s) + 2CO2(g)
Sn(s) + 2H+(aq) Sn2+(aq) + H2(g)
3Fe(s) + 4H2O(g)	 Fe2O3(s) + 4H2(g)	
Exercício:
Considere o equilíbrio:
N2O4(g)	 2NO2(g) 	DHo = 58,0 kJ
Em qual sentido o equilíbrio se deslocará se:
Adicionar N2O4
Remover NO2
Aumento do volume
Diminuição da temperatura
Um sistema fechado contendo inicialmente 1,0 10-3 mol/L de H2 e 2,0 10-3 mol/L de I2 a 448oC é deixado atingir o equilíbrio. Uma análise do equilíbrio nos mostra que a concentração de HI no equilíbrio é 1,87 10-3 mol/L. Calcular Keq.
H2 (g) + I2 (g)
2 HI (g)
O que sabemos?
[H2], mol/L
[I2], mol/L
[HI], mol/L
Início
1,00 x 10-3
2,00 x 10-3
0
Variação
Equilíbrio
1,87 x 10-3
[H2], mol/L
[I2], mol/L
[HI], mol/L
Início
1,00 x 10-3
2,00 x 10-3
0
Variação
+1,87 x 10-3
Equilíbrio
1,87 x 10-3
A [HI] aumenta em +1,87 10-3 mol/L 
[H2], mol/L
[I2], mol/L
[HI], mol/L
Início
1,00 x 10-3
2,00 x 10-3
0
Variação
-9.35 x 10-4
-9.35 x 10-4
+1,87 x 10-3
Equilíbrio
1,87 x 10-3
Pela estequiometria obtemos a variação na [H2] e [I2]
H2 (g) + I2 (g)
2 HI (g)
[H2], mol/L
[I2], mol/L
[HI], mol/L
Início
1,00 x 10-3
2,00 x 10-3
0
Variação
-9,35 x 10-4
-9,35 x 10-4
+1,87 x 10-3
Equilíbrio
6,5 x 10-5
1,065 x 10-3
1,87 x 10-3
Assim conseguimos calcular as concentrações no equilíbrio
H2 (g) + I2 (g)
2 HI (g)
Com as concentrações de todas as espécies, calculamos a constante de equilíbrio:
Keq =
[HI]2
[H2] [I2]
= 51
=
(1.87 x 10-3)2
(6.5 x 10-5)(1.065 x 10-3)
Exercício:
	Uma solução 0,0124 mol/L de NH3 é mantida até que o equilíbrio seja atingido. Uma análise da mistura em equilíbrio mostra que a concentração de OH- é 4,64 10-4 mol/L . Calcule Keq para a reação:
NH3(aq) + H2O(l)		NH4+(aq) + OH-(aq)
[NH3], mol/L
[NH4+], mol/L
[OH-], mol/L
Início
0,0124
0
0
Variação
Equilíbrio
4,64 x 10-4
[NH3], mol/L
[NH4+], mol/L
[OH-], mol/L
Início
0,0124
0
0
Variação
-4,64 x 10-4
+ 4,64 x 10-4
+ 4,64 x 10-4
Equilíbrio
4,64 x 10-4
[NH3], mol/L
[NH4+], mol/L
[OH-], mol/L
Início
0,0124
0
0
Variação
-4,64 x 10-4
+ 4,64 x 10-4
+ 4,64 x 10-4
Equilíbrio
0,0119
4,64 x 10-4
4,64 x 10-4
Keq =
[NH4+] [OH-]
[NH3]
= 1,81 x 10-5
=
(4,64 x 10-4)2
(0,0119)
Pares ácido-base conjugados
O que quer que tenha sobrado do ácido após o próton ter sido doado é chamado de sua base conjugada.
Similarmente, o que quer que tenha sobrado da base após ela ter recebido o próton é chamado de um ácido conjugado.
Exercício:
Qual a base conjugada de cada um dos ácidos: HClO4, H2S, PH4+, HCO3-, NH4+
Qual o ácido conjugado de cada uma das bases: CN-, SO42-, H2O, HCO3-, NH3
HSO3- é anfótero. Escreva a reação dessa substância com água, na qual ela atua como ácido e na qual ela atua como base e identifique os pares ácido-base conjugados
Auto-ionização da água
A água é uma substância anfótera
Em água pura temos o seguinte equilíbrio a 25oC
Auto-ionização da água
Como é um equilíbrio:
Keq = [H3O+][OH-]
como nos referimos a auto-ionização Keq = Kw = 1,0 10-14 a 25oC 
Exercícios:
a) Em uma amostra de suco de limão [H+] = 3,8 10-4 mol/L. Qual é o pH? E o pOH?
b) Qual é o pH de uma solução de limpar janelas com [H+] = 5,3 10-9? Ela é ácida ou básica?
c) A dissolução de um comprimido antiácido gera uma solução com pH = 9,18. Calcule [H+].
Exercícios:
Qual o pH de uma solução 0,04mol/L de HClO4?
Qual o pH de uma solução 0,028 mol/L de NaOH?
Qual o pH de uma solução 0,0011mol/L de Ca(OH)2?
Qual a concentração de uma solução de KOH com pH 11,89?
Por exemplo: Uma solução de ácido fórmico 0,1 mol/L tem pH 2,38. Calcule Ka.
pH = −log [H+]
2.38 = −log [H+]
−2.38 = log [H+]
10−2.38 = 10log [H3O+] = [H+]
4.2  10−3 = [H+] 
Pela estequiometria: [H+] = [HCOO−] = 4,2x10-3mol/L
[H+] [HCOO−]
[HCOOH]
Ka =
[HCOOH], mol/L
[H+], mol/L
[HCOO−], mol/L
Início
0,10
0
0
Variação
−4,2 10-3
+4,2 10-3
+4,2 10−3
Equilíbrio
0,10−4,2 10−3
= 0,0958 = 0,10
4,2 10−3
4,2 10−3
[4,2  10−3] [4,2  10−3]
[0,10]
Ka =
= 1,8  10−4
Ka para calcular pH
Sabendo o valor de Ka e a concentração inicial do ácido fraco, podemos calcular o pH
Considere:
C2H3O2H(aq) + H2O(l) H3O+(aq) + C2H3O2−(aq)
	
	Como calcular o pH de uma solução 0,3 mol/L de ácido acético, sabendo que Ka = 1,8 10-5?
[H+] [C2H3O2−]
[C2H3O2H]
Ka =
[C2H3O2], mol/L
[H+],mol/L
[C2H3O2−], mol/L
Início
0,30
0
0
Variação
Equilíbrio
x
x
C2H3O2H(aq) + H2O(l) H3O+(aq) + C2H3O2−(aq)
[C2H3O2], mol/L
[H+],mol/L
[C2H3O2−], mol/L
Início
0,30
0
0
Variação
−x
+x
+x
Equilíbrio
0,30−x 0,30
x
x
C2H3O2H(aq) + H2O(l) H3O+(aq) + C2H3O2−(aq)
Ka muito pequeno!
[H+] [C2H3O2−]
[C2H3O2H]
Ka =
(x)2
(0,30)
1,8  10−5 =
(1,8  10−5) (0,30) = x2
5,4  10−6 = x2
2,3  10−3 = x 
pH = −log [H+]
pH = −log (2.3  10−3)
pH = 2.64