Equilíbrio em Soluções Aquosas
Equilíbrio Iônico
• Envolve a presença de íons
NH4OH NH4+
OH-+ Kb =
[NH4+] [OH
-]
[NH4OH]
HCN H+
CN-+ Ka =
[H+] [CN
-]
[HCN]
Normalmente os valores de Ka e Kb são expressos na forma de logaritmos.
Por definição, pKa = - logKa e pKb = - log Kb
Equilíbrio Iônico
• Eletrólitos Fortes – Alto grau de dissociação – Altos valores de Keq.
– NaCl, Na2SO4, KNO3, NiNO2, H2SO4, HCl, HNO3.
• Eletrólitos Fracos – Baixo grau de dissociação – Baixos valores de Keq.
– HCN, CH3COOH, NH4OH, HI.
Equilíbrio Iônico
• Ácidos e Bases Polianiônicos:
HPO4-2
H+ PO4
-3+ Ka3 = 1,0 x 10-12
H2PO4-
H+ HPO4
-2+ Ka2 = 2,0 x 10-7
H3PO4 H2PO4- H
+ + Ka1 = 7,5 x 10-3
Efeito do Íon Comum
Ka = = 4,0 x 10-10[H
+] [CN
-]
[HCN]HCN (aq) H
+ (aq) CN
- (aq)+
Qual o efeito da adição de:
a) Cianeto de sódio
b) Ácido Clorídrico
c) Hidróxido de Sódio
d) Cloreto de Ferro
Ácidos e Bases
Conceitos Modernos
O Conceito de Arrhenius
• Ácido – Em solução aquosa, libera como cátion o H+.
• Base – Em solução aquosa, libera como ânion o OH-.
– Ex: HCl, HNO3, H2SO4, NaOH, KOH, Ba(OH)2.
Como caracterizar compostos em outros solventes?
Como avaliar o caso da água? (libera ao mesmo tempo H+ e OH-).
A Amônia (NH3) é base, mas não libera OH-.
O Conceito de Brönsted
• Definiu ácidos e bases em termos reacionais.
• Ácido – Reage como fornecedor de Próton (H+).
• Base – Reage como aceptor de Próton.
HS- + HF S-2 + H2F+
O Conceito de Brönsted
Identificar o ácido e a base.
O Conceito de Brönsted
NH3 H2O NH4+
OH-+ +
O CASO DA ÁGUA
O CASO DA ÁGUA
O CASO DA ÁGUA
• Anfóteros - Compostos que podem atuar simultaneamente como ácidos ou bases.
H2O H2O H3O+
OH-++ Kw = [H3O
+] [OH
-] = 1,0 x 10-14
[H3O+]2 = 10-14
[H3O+] = 10-7
- log[H3O+] = 7 = pH
[OH+]2 = 10-14
[OH-] = 10-7
- log[OH-] = 7 = pOH
pKw = 14
Na água pura:
[H3O+] = [OH-]
O Íon Hidrônio (H3O+)
• Hibridização – Tetraédrica
• Estrutura – Trigonal Planar
O Íon Hidrônio (H3O+)
Na verdade formam-se estrutura polieméricas.
(H3O+)n
O Conceito de Lewis
• Não é necessário saber a reação envolvida
• Ácido – Aceptor de par de elétrons
• Base – Doador de par de elétrons
NH3 – Tem um par de elétrons disponível.
Pode atuar como doador de par de elétrons.
BASE de Lewis.
O Conceito de Lewis
Boro –Hibridização SP2
Possui um orbital P vazio (pode receber par de elétrons)
ÁCIDO de Lewis
O Conceito de Lewis
• Este conceito pode ser aplicado a qualquer substância orgânica ou inorgânica.
– Metais de transição – Possuem orbitais d vazios que podem receber pares de elétrons. São ácidos (Fe, Ru, Ni, Co, Cu...)
– Compostos Orgânicos Nitrogenados – Possuem pares de elétrons livres, são bases (Aminas, amidas)
– Compostos Contendo Oxigênio – Possuem pares de elétrons livres e podem ser doadores de H+. Podem ser ácidos ou bases, dependendo da ocasião (Anfóteros)
Os Anfóteros Segundo Lewis
Agua atua como doador de par de eletrons para o H+
O Hidrogenio da agua atua como acepator de par de eletrons
HCl + H2O <- -> H3O+ + Cl-
NH3 + H2O <- -> NH4+ + OH-
Equilíbrio Iônico na Água
H2O H2O H3O+
OH-++ Kw = [H3O
+] [OH
-] = 1,0 x 10-14
- log[H3O+] = 7 = pH
- log[OH-] = 7 = pOH
Ácidos Fracos
x2 = 1.2 x 10-5
x = 3.5 x 10-3
[H+] = 3.5 x 10-3 M
pH = -log(3.5 x 10-3) = 2.46
Ácidos Fracos - Baixos valores de Ka
Ácidos Polipróticos
Bases Fracas
x2 = 1.8 x 10-5
x = 1,3 x 10-3
[OH-] = 1,3 x 10-3 M
pOH = -log(1,3 x 10-3) = 2.89
pH + pOH = 14
pH = 14 - 2,89
pH = 11,11
Bases Fracas
Hidrólise
• Ocorre com sais derivados de ácidos ou bases fracas.
• Ex1: NaCN (KaHCN = 4,9 x 10-10)
• Ex2: NH4Cl (KbNH3 = 1,8 x 10-5)
Tampões
• Misturas de um acido fraco e seu sal, ou base fraca e seu sal.
• Soluções tampão são capazes de manter o pH constante, independente da adição de acido ou base.
• O pH do tampão depende das concentrações iniciais de ácidos e bases.
• Ex1: CH3COOH (1,0 M) / CH3COONa (1,0M)
• Ex2: NH3 (1,0 M) / NH4Cl (1,0 M)