Equilíbrio iônico Aqueles onde verificamos a presença de íons livres em soluções. Ki = Kc = Ka: quanto maior a constante de ionização, mais ionizad...

Equilíbrio iônico Aqueles onde verificamos a presença de íons livres em soluções. Ki = Kc = Ka: quanto maior a constante de ionização, mais ionizado o ácido está, maior sua força, menor o PH, maior a acidez, mais íons e maior a condutibilidade elétrica. Água Na água pura a 25°C as concentrações dos íons H+ e OH- são iguais a 1,0 x 10-7 mol/L. O valor da constante de ionização da água (Kw) equivale a 1 x 10-14 nesta temperatura. O processo de ionização da água é um processo endotérmico, ou seja, o sentido de formação dos íons H+ e OH- é favorecido pelo aumento da temperatura: Kw = [H+] [OH-] pH = -log [H+] pOH = -log [OH-] Ácidos: [H+] > [OH-] Base: [H+] < [OH-] Kw = [H+] * [OH-] = 10-14 log[H+] * log[OH-] = log10-14 - log[H+] - log[OH-] = 14 pH + pOH = 14 Cálculo de pH E Poh [H+] = [OH-] = 1 . 10-7 mol/L pH = - log [10-7] pOH = - log [10-7-] pH = - log [10-7] pOH = - log [10-7] pH = - (-7) pOH = - (-7) pH = 7 pOH = 7 Hidrólise salina Ao adicionarmos um sal em água podemos resultar em soluções ácidas, básicas ou neutras, dependendo da habilidade dos cátions ou ânions em reagirem com a água para a formação de íons H+ ou OH-. O íon que causa a hidrólise é sempre o derivado do eletrólito fraco. 1. Cátion Produz íons H+ e resulta numa solução ácida. X+ + H – OH ----- hidrólise ----- XOH (base fraca) + H+ 2. Ânion Produz íons OH- e resulta numa solução básica. A- + H – OH ---- hidrólise ---- HÁ (ácido fraco) + OH- Sais de ácidos e bases fortes não causam hidrólise. Sais de ácidos e bases fracas causam hidrólise e neste caso tanto o cátion quanto o ânion sofrem reação. Para identificar o pH da solução resultante da hidrólise de sais de ácidos e bases fracos há necessidade do valor da constante de acidez ou basicidade. Kh = Kw / Kfraco (ácido ou base) Soluções tampão Tem a capacidade de resistir a variação ou mudança no valor do pH quando um ácido ou uma base (ambos fortes) são adicionados ou então quando esta sofre um processo de diluição. Sangue, saliva. pH resiste, ou seja, muda aos poucos quando adicionamos pequenas quantidades e ácido ou base. Oxi-redução  = potencial = capacidade. oxidação = perde e-. redução = ganha e-. Se multiplicar as reações, o potencial não muda, só inverte o sinal quando inverte a reação. Se a soma dos potenciais das reações for negativo, não ocorre reação espontânea. Cálculo de ddp O potencial de redução de um eletrodo possui o mesmo valor que o seu potencial de oxidação, mas com sinal oposto.  = redução maior - redução menor.  = oxidação maior - oxidação menor. Pilhas Processo espontâneo de oxi-redução que gera corrente elétrica. ddp > 0. G < 0. Quanto mais positivo, mais espontâneo. Composta por dois eletrodos e um eletrólito, que em conjunto produzem energia elétrica. Se conectarmos duas ou mais pilhas, forma-se uma bateria. É um gerador de corrente elétrica. Eletrodo: superfície sólida condutora que possibilita a troca de elétrons. O eletrodo no qual ocorre a oxidação é chamado de ânodo, representa o polo negativo da pilha. O eletrodo no qual ocorre a redução é catodo, o polo positivo da pilha. Os elétrons são liberados no ânodo e seguem por um fio condutor até o catodo, onde ocorre a redução. Assim, o fluxo de elétrons segue de ânodo para o catodo. O eletrólito ou ponte salina é a solução eletrolítica condutora dos elétrons, permitindo a sua circulação no sistema. Cátodo: Cu2+(aq) + 2e- → Cu(s) Ânodo: Zn(s) → Zn2+ (aq) + 2e- Equação geral: Zn(s) + Cu2+ (aq) → Cu(s) + Zn2+(aq) Oxidação: ânodo: metal. Redução: cátodo: íon. Ânions vão para o lado do ânodo, onde aconteceu a oxidação. Se o Cu2+ vai embora, a solução fica negativa, atraindo o cátion. A ponte salina serve para colocar as soluções em contato e fechar o circuito, podendo ser substituída por uma parede porosa. Os elétrons vão do polo negativo para o positivo. Pela ponte salina passa íons, não elétrons. Representação da pilha Zn(s)/ Zn2+(aq) // Cu2+(aq) / Cu(s) Associação de pilhas 1. Série ddp = soma dos potenciais de redução e oxidação. 2. Paralelo ddp = tem que terá mesma em ambos os polos. Eletrólise Processo não espontâneo de oxi-redução provocado por uma corrente elétrica. Para que tenhamos uma eletrólise é necessária uma substância ou uma solução que conduza corrente elétrica (íons livres). ddp < 0. Reatividade dos metais + 1A, 2A, Al, Zn, Fe, Pb ... H,... Cu, Hg, Ag, Pt e Au – Quanto mais reativos, mais fácil perdem elétrons. 1. ígnea Eletrólise de um composto iônico fundido. Processo caro. Reação provocada pela passagem de corrente elétrica. 2. Aquosa O solvente ionizante utilizado é a água. Em solução aquosa, a eletrólise pode ser realizada com eletrodos inertes ou eletrodos ativos (ou reativos). Disputa de íons para desc