EQUILÍBRIOQUÍMICOSQM 0405 – Química Geral e Experimental: Teórica e PráticaEngenharia Aeronáutica e Engenharia Mecatrônica...
Principais tópicos• Noções de equilíbrio químico• Constante de equilíbrio• Equilíbrio iônico em solução aquosa• Equilíbrio...
Ácidos e bases: conceitosÁcidos e Bases de ArrheniusÁCIDO – SE DISSOCIA LIBERANDO H+BASE – SE DISSOCIA LIBERANDO OH-HCl (g...
Ácidos e bases: conceitosÁcidos e Bases de Brønsted-LowryÁCIDO – DOADOR DE PRÓTONSBASE – ACEITADOR DE PRÓTONSHCl (aq) + H2...
Ácidos e bases: conceitosÁcidos e Bases de Brønsted-LowryHCl (aq) + H2O (l) → H3O+ (aq) + Cl- (aq)HCN (aq) + H2O (l) ⇌ H3O...
Ácidos e bases: conceitosÁcidos e Bases de Brønsted-LowryO2- (aq) + H2O (l) → 2 OH- (aq)NH3 (aq) + H2O (l) ⇌ NH4+ (aq) + O...
Ácidos e bases: conceitosÁcidos e Bases de Brønsted-LowryHCN (aq) + H2O (l) ⇌ H3O+ (aq) + CN- (aq)
Ácidos e bases: conceitosÁcidos e Bases de Brønsted-LowryHCN (aq) + H2O (l) ⇌ H3O+ (aq) + CN- (aq)Base conjugada do ácido ...
Ácidos e bases: conceitosÁcidos e Bases de Brønsted-LowryHCN (aq) + H2O (l) ⇌ H3O+ (aq) + CN- (aq)Ácido conjugado da base ...
Ácidos e bases: conceitosÁcidos e Bases de LewisÁCIDO – ACEITADOR DE PAR DE ELÉTRONSBASE – DOADOR DE PAR DE ELÉTRONS
Ácidos e bases: conceitosÁcidos e Bases de LewisAs bases de Lewis são também bases deBrønsted. Mas os ácidos de Lewis não ...
Força dos ácidos e basesCONSTANTE DE DISSOCIAÇÃO DOS ÁCIDOS - KaHA + H2O ⇌ H3O+ + A-𝐾𝑎 =𝐻3 𝑂+ 𝐴−𝐻𝐴
Força dos ácidos e basesCONSTANTE DE DISSOCIAÇÃO DOS ÁCIDOS - Ka
Força dos ácidos e basesCONSTANTE DE EQUILÍBRIO DA BASE - KbB + H2O ⇌ HB+ + OH-𝐾𝑏 =𝐻𝐵+ 𝑂𝐻−𝐵
A Escala de pHpH = -log [H3O+] pOH = -log [OH-] Para a água pura, a molaridade dos íons H3O+ é𝟏, 𝟎 𝒙 𝟏𝟎−𝟕𝒎𝒐𝒍 𝑳−𝟏, em 25°C...
A auto-ionização da água2 H2O ⇌ H3O+ + OH-𝐾 𝑤 = 𝐻3 𝑂+ 𝑂𝐻−CONSTANTE DO PRODUTO IÔNICO DA ÁGUA- KwKw = 1,00 x 10-14, a 25°Cp...
A auto-ionização da água2 H2O ⇌ H3O+ + OH-CONSTANTE DO PRODUTO IÔNICO DA ÁGUA- KwSolução neutra a 25°C:[H3O+] = [OH-] = 1,...
Relação entre Ka e Kb𝐾 𝑎 𝐾𝑏 =𝐻3 𝑂+𝐵𝐻𝐵+𝐻𝐵+𝑂𝐻−𝐵= 𝐻3 𝑂+ 𝑂𝐻− = 𝐾 𝑤𝑲 𝒂 𝑲 𝒃 = 𝑲 𝒘𝐾 𝑎 =𝐻3 𝑂+𝐵𝐻𝐵+HB+ + H2O ⇌ H3O+ + B𝐾𝑏 =𝐻𝐵+𝑂𝐻−𝐵B ...
Relação entre Ka e KbNH3 + H2O ⇌ OH- + NH4+ 𝐾𝑏 =𝑂𝐻−𝑁𝐻4+𝑁𝐻3𝐾𝑏 =𝐾 𝑤𝐾 𝑎=1,00 𝑥 10−145,7 𝑥 10−10= 1,8 𝑥 10−5𝑲 𝒂 𝑲 𝒃 = 𝑲 𝒘• O N...
Solução Tampão• TAMPÃO ÁCIDO• Ácido fraco + base conjugada na forma de sal• TAMPÃO BÁSICO• Base fraca + ácido conjugado na...
Tampão ácidoCH3COOH (aq) + H2O (l) ⇌ H3O+ (aq) + CH3CO2- (aq)• Ácido fraco + base conjugada na forma de sal• Estabiliza so...
Tampão básicoNH3 (aq) + H2O (l) ⇌ NH4+ (aq) + OH- (aq)• Base fraca + ácido conjugado na forma de sal• Estabiliza soluções ...
Cálculo do pH de uma soluçãotampãoCalcule o pH de uma solução tampão 0,040 M NaCH3CO2 (aq) e0,080 M CH3COOH (aq) em 25°C.C...
Equação de Henderson-Hasselbalch𝑝𝐻 = 𝑝𝐾𝑎 + 𝑙𝑜𝑔[𝑏á𝑠𝑖𝑐𝑜]𝑖𝑛𝑖𝑐𝑖𝑎𝑙[á𝑐𝑖𝑑𝑜]𝑖𝑛𝑖𝑐𝑖𝑎𝑙
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Aulas de Equilíbrio químico - Parte II

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Aulas de Equilíbrio químico - Parte II

  1. 1. EQUILÍBRIOQUÍMICOSQM 0405 – Química Geral e Experimental: Teórica e PráticaEngenharia Aeronáutica e Engenharia Mecatrônicaquimicageralemais.blogspot.com.br
  2. 2. Principais tópicos• Noções de equilíbrio químico• Constante de equilíbrio• Equilíbrio iônico em solução aquosa• Equilíbrio ácido-base• Solução tampão
  3. 3. Ácidos e bases: conceitosÁcidos e Bases de ArrheniusÁCIDO – SE DISSOCIA LIBERANDO H+BASE – SE DISSOCIA LIBERANDO OH-HCl (g) + NH3 (l) → NH4+ + Cl-BASE???? OH-????????
  4. 4. Ácidos e bases: conceitosÁcidos e Bases de Brønsted-LowryÁCIDO – DOADOR DE PRÓTONSBASE – ACEITADOR DE PRÓTONSHCl (aq) + H2O (l) → H3O+ (aq) + Cl- (aq)O próton é transferido do ácido para a base!H+ não existeisoladamente em água!
  5. 5. Ácidos e bases: conceitosÁcidos e Bases de Brønsted-LowryHCl (aq) + H2O (l) → H3O+ (aq) + Cl- (aq)HCN (aq) + H2O (l) ⇌ H3O+ (aq) + CN- (aq)ÁCIDO FORTE – completamente desprotonado em soluçãoÁCIDO FRACO – parcialmente desprotonado em soluçãoA força do ácido depende do solvente!
  6. 6. Ácidos e bases: conceitosÁcidos e Bases de Brønsted-LowryO2- (aq) + H2O (l) → 2 OH- (aq)NH3 (aq) + H2O (l) ⇌ NH4+ (aq) + OH- (aq)BASE FORTE – completamente protonada em soluçãoBASE FRACA – parcialmente protonado em soluçãoA força da base depende do solvente!
  7. 7. Ácidos e bases: conceitosÁcidos e Bases de Brønsted-LowryHCN (aq) + H2O (l) ⇌ H3O+ (aq) + CN- (aq)
  8. 8. Ácidos e bases: conceitosÁcidos e Bases de Brønsted-LowryHCN (aq) + H2O (l) ⇌ H3O+ (aq) + CN- (aq)Base conjugada do ácido HCNBase conjugada – espécie produzidaquando um ácido doa um próton
  9. 9. Ácidos e bases: conceitosÁcidos e Bases de Brønsted-LowryHCN (aq) + H2O (l) ⇌ H3O+ (aq) + CN- (aq)Ácido conjugado da base CN-Ácido conjugado – espécie produzidaquando uma base aceita um próton
  10. 10. Ácidos e bases: conceitosÁcidos e Bases de LewisÁCIDO – ACEITADOR DE PAR DE ELÉTRONSBASE – DOADOR DE PAR DE ELÉTRONS
  11. 11. Ácidos e bases: conceitosÁcidos e Bases de LewisAs bases de Lewis são também bases deBrønsted. Mas os ácidos de Lewis não sãonecessariamente ácidos de Brønsted, poisum ácido de Lewis não precisa ter umátomo de hidrogênio.
  12. 12. Força dos ácidos e basesCONSTANTE DE DISSOCIAÇÃO DOS ÁCIDOS - KaHA + H2O ⇌ H3O+ + A-𝐾𝑎 =𝐻3 𝑂+ 𝐴−𝐻𝐴
  13. 13. Força dos ácidos e basesCONSTANTE DE DISSOCIAÇÃO DOS ÁCIDOS - Ka
  14. 14. Força dos ácidos e basesCONSTANTE DE EQUILÍBRIO DA BASE - KbB + H2O ⇌ HB+ + OH-𝐾𝑏 =𝐻𝐵+ 𝑂𝐻−𝐵
  15. 15. A Escala de pHpH = -log [H3O+] pOH = -log [OH-] Para a água pura, a molaridade dos íons H3O+ é𝟏, 𝟎 𝒙 𝟏𝟎−𝟕𝒎𝒐𝒍 𝑳−𝟏, em 25°C. Seu pH será:pH = -log [H3O+] = -log (1,0 x 10-7) = 7,0• O pH da água pura é 7• O pH de uma solução ácida é menor do que 7• O pH de uma solução básica é maior do que 7
  16. 16. A auto-ionização da água2 H2O ⇌ H3O+ + OH-𝐾 𝑤 = 𝐻3 𝑂+ 𝑂𝐻−CONSTANTE DO PRODUTO IÔNICO DA ÁGUA- KwKw = 1,00 x 10-14, a 25°CpKw = -log Kw = -log (1,00 x 10-14) = 14,00
  17. 17. A auto-ionização da água2 H2O ⇌ H3O+ + OH-CONSTANTE DO PRODUTO IÔNICO DA ÁGUA- KwSolução neutra a 25°C:[H3O+] = [OH-] = 1,00 x 10-7 MpH = pOH = 7,00pH + pOH = pKw = 14,00
  18. 18. Relação entre Ka e Kb𝐾 𝑎 𝐾𝑏 =𝐻3 𝑂+𝐵𝐻𝐵+𝐻𝐵+𝑂𝐻−𝐵= 𝐻3 𝑂+ 𝑂𝐻− = 𝐾 𝑤𝑲 𝒂 𝑲 𝒃 = 𝑲 𝒘𝐾 𝑎 =𝐻3 𝑂+𝐵𝐻𝐵+HB+ + H2O ⇌ H3O+ + B𝐾𝑏 =𝐻𝐵+𝑂𝐻−𝐵B + H2O ⇌ HB+ + OH-
  19. 19. Relação entre Ka e KbNH3 + H2O ⇌ OH- + NH4+ 𝐾𝑏 =𝑂𝐻−𝑁𝐻4+𝑁𝐻3𝐾𝑏 =𝐾 𝑤𝐾 𝑎=1,00 𝑥 10−145,7 𝑥 10−10= 1,8 𝑥 10−5𝑲 𝒂 𝑲 𝒃 = 𝑲 𝒘• O NH3 é a base conjugada do NH4+• Ka do NH4+ = 5,7 x 10-10
  20. 20. Solução Tampão• TAMPÃO ÁCIDO• Ácido fraco + base conjugada na forma de sal• TAMPÃO BÁSICO• Base fraca + ácido conjugado na forma de salEstabiliza o pH de soluções em água!!!• Plasma sanguíneo – pH = 7,4• Água do mar – pH = 8,4• Detergentes• ...
  21. 21. Tampão ácidoCH3COOH (aq) + H2O (l) ⇌ H3O+ (aq) + CH3CO2- (aq)• Ácido fraco + base conjugada na forma de sal• Estabiliza soluções com pH < 7Adicionando ácido forte a uma solução comconcentrações aproximadamente iguais de CH3COOH eCH3CO2- :Os íons H3O+ adicionados transferem prótons paraos íons CH3CO2- para produzir CH3COOH e H2O. O pHse mantém quase inalterado pois os íons hidrônioadicionados são removidos pelos íons acetato.
  22. 22. Tampão básicoNH3 (aq) + H2O (l) ⇌ NH4+ (aq) + OH- (aq)• Base fraca + ácido conjugado na forma de sal• Estabiliza soluções com pH > 7Adicionando base forte a uma solução com concentraçõesaproximadamente iguais de NH3 e NH4+:Os íons OH- removem prótons dos íons NH4+ paraproduzir NH3 e H2O. O pH se mantém quase inalteradopois os íons hidroxila adicionados são removidospelos íons amônio.
  23. 23. Cálculo do pH de uma soluçãotampãoCalcule o pH de uma solução tampão 0,040 M NaCH3CO2 (aq) e0,080 M CH3COOH (aq) em 25°C.CH3COOH (aq) + H2O (l) ⇌ H3O+ (aq) + CH3CO2- (aq)𝐾𝑎 =𝐻3 𝑂+ 𝐶𝐻3 𝐶𝑂2−𝐶𝐻3 𝐶𝑂𝑂𝐻= 1,8 𝑥 10−5𝐻3 𝑂+ = 𝐾𝑎 𝑥𝐶𝐻3 𝐶𝑂𝑂𝐻𝐶𝐻3 𝐶𝑂2− = 1,8 𝑥 10−5 𝑥0,0800,040= 3,6 𝑥 10−5𝒑𝑯 = − 𝐥𝐨𝐠 𝟑, 𝟔 𝒙 𝟏𝟎−𝟓= 𝟒, 𝟒𝟒
  24. 24. Equação de Henderson-Hasselbalch𝑝𝐻 = 𝑝𝐾𝑎 + 𝑙𝑜𝑔[𝑏á𝑠𝑖𝑐𝑜]𝑖𝑛𝑖𝑐𝑖𝑎𝑙[á𝑐𝑖𝑑𝑜]𝑖𝑛𝑖𝑐𝑖𝑎𝑙

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