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Equilíbrio Químico
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- Avaliação do equilíbrio heterogêneo:
CaCO3(s) Ca2+ + CO32-
K=[Ca2+] . [CO3
2-]
[CaCO3]
K . [CaCO3] = [Ca2+] . [CO32-]
Kps = [Ca2+] . [CO32-]
H2O
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O conhecimento dos valores de Kps e das concentrações em soluçãopermite controlar a precipitação de espécies de interesse:
atingir o KpsConcentração necessária para ocorrer precipitação
•Se o produto iônico, Q, > Kps, a solução é supersaturada
•Se o produto iônico, Q, = Kps, a solução é dita saturada
•Se o produto iônico, Q, < Kps, a solução é insaturada e não há
formação de precipitado
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Resposta:
Solubilidade = [Pb2+] = 1.30 x 10-3 M
[I-] = ?
[I-] = 2 x [Pb2+] = 2.60 x 10-3 M
Considere PbI2 dissolvido em água PbI2(s) Pb2+(aq) + 2 I-(aq) Calcule Kps se a solubilidade = 1.30 x 10-3 M
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Resposta:
Kps = [Pb2+] [I-]2
= [Pb2+] {2 • [Pb2+]}2
Kps = 4 [Pb2+]3 = 4 (solubilidade)3
Kps = 4 (1.30 x 10-3)3 = 8.8 x 10-9
Considere PbI2 dissolvido em água PbI2(s) Pb2+(aq) + 2I-(aq) Calcule Kps se a solubilidade = 1.30 x 10-3 M
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Hg2Cl2(s) Hg22+(aq) + 2 Cl-(aq)
Kps = 1.1 x 10-18 = [Hg22+] [Cl-]2
Se [Hg22+] = 0.010 M, qual a [Cl-] necessária para
iniciar a precipitação do Hg2Cl2?
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Hg2Cl2(s) Hg22+(aq) + 2 Cl-(aq)
Kps = 1.1 x 10-18 = [Hg22+] [Cl-]2 Reconheça que:
Deve ser maior que
Se [Hg22+] = 0.010 M, qual [Cl-] é necessária
para iniciar a precipitação do Hg2Cl2?
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Hg2Cl2(s) Hg22+(aq) + 2 Cl-(aq)
Kps = 1.1 x 10-18 = [Hg22+] [Cl-]2
Resposta
Quanto tem-se de [Cl-] quando [Hg22+] = 0.010 M,
[Cl− ] =
Ksp0.010
= 1.1 x 10-8 M
Se essa concentração de Cl- for ultrapassada, Hg2Cl2 começa a precipitar.
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PbCl2
AgClCl-
Pb2+
Ag+
Solução: manter a [Cl-] em um valor suficiente para atingir o Kps do
AgCl (1,7 x 10-10), mas insuficiente para o Kps do PbCl2 (1,6 x 10-5).
Como fazer para precipitar apenas o AgCl?
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AgCl Ag+ + Cl-
[ ][ ]
,,
,ClKpsAg
xx M−
+
−−= = =
1 7 100 01
1 7 1010
8
PbCl2 Pb2+ + 2Cl-
[ ][ ]
,,
,ClKpsPb
xM−
+
−
= = =2
51 6 100 01
0 04
Por exemplo: se [Ag+] = [Pb2+] = 0,01 M, temos:
1,7x10-8 < [Cl-] < 0,04
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Ag(CH3CO2)(s) Ag+(aq) + CH3CO2-(aq)
O que acontece com o aquilíbrio ao adicionar AgNO3?
Forma-se Ag(CH3CO2)(s) e ocorre a precipitação!
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Exemplo: Qual a solubilidade molar do PbI2 em NaI 0.10 M?
PbI2(s) Pb2+(aq) + 2I-(aq)
Kps = [Pb2+][I-]2
Primeiro vamos analisar a solubilidade do PbI2 em água pura:
8,8 10-9 = y(2y)2
8,8 10-9 = 4y3
8,8 10-9 /4 = y3
y = 1,30 x10-3 mol/L
Kps = 8,8 10-9
Análise: NaI é solúvel em água e fornece o íon comum (I-).
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Portanto Solubilidade em água pura = y = 1,30 .10-3 M Solubilidade em presença de I- adicionado = x = 7,9. 10-7 M Princípio de Le Chatelier é obedecido!
válida)é inicial ãoconsideraç a portanto 0,10(
109,7ou )10,0(então 10,020,10 ][
72
<<
×==
≈+=−
−
xMxxK
xI
ps
Inicial 0 0,10 Variação +x +2x Equilíbrio +x +2x + 0,10
PbI2(s) Pb2+(aq) + 2I-(aq) Kps = [Pb2+][I-]2
Análise: NaI é solúvel em água e fornece o íon comum (I-).
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Ácido: espécie que ao reagir com água produz íon
H3O+ (hidroxônio). SO2 (g) + 2 H2O (l) H3O+ (aq) + HSO3
-(aq)
Base: espécie que ao reagir com água produz íons OH- (hidroxila).
Na2O (s) + H2O (l) 2 Na+ (aq) + 2 OH- (aq)
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Ácido: espécie doadora de H+. Base: espécie receptora de H+
.
Esta teoria prevê a formação de pares conjugados:
NH3 (aq) + H2O (l) NH4+ (aq) + OH- (aq)
Base Ácido Ácido Base
HNO2 (aq) + H2O (l) NO2- (aq) + H3O+ (aq)
Ácido Base Base Ácido
ÁCIDOS E BASES ESTÃO RELACIONADOS ENTRE SI PELA PERDA OU GANHO DE H+
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ácido
ácido
base
base
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• Ácido: receptor de par de elétrons.
• Base: doador de par de elétrons.
N
H
H
H + H+
N
H
H
HH
+
Ácido
Base
Ácido de Lewis
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H2O (l) + H2O (l) H3O+ (aq) + OH- (aq)
Constante de Equilibr io = Kw Kw = [H3O+] [OH-] = 1.00 x 10-14 a 25 oC
O H-
H3O+
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Kw = [H+] [OH -] = [x][x] [H+] = [OH -] = 1,0 x 10 – 7 mol/L
Ou: - log Kw = - log [H+] + (- log [OH-])
pKw = pH + pOH (notação mais prática!)
pH + pOH = 14,0
Constante de Equilibr io = Kw Kw = [H3O+] [OH-] = 1.00 x 10-14 a 25 oC
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]OHlog[pOH ]Hlog[]OHlog[pH -3 −=−=−= ++
Qual o pH de uma solução 0.0010 M NaOH?
NaOH é uma base forte!
[OH-] = 1.0x10-3 M
[H3O+] = 1.0 x 10-11 M
pH = - log (1.0 x 10-11) = 11.00
Solução Básica pH > 7 Solução Neutra pH = 7 Solução Ácida pH < 7
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Escala de pH
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pKa = -log Ka
pKb = -log Kb
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Relação entre Ka, Kb, [H3O+] e pH
Grau de Ionização
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Tem-se 1.00 M HOAc. Calcule as concentrações de HOAc, H3O+, OAc- no equilíbrio e o pH.
HOAc + H2O H3O+ + OAc- Ka = 1.8x10-5
10 Passo: Defina as concentrações no equiílbrio
[HOAc] [H3O+] [OAc-]
inicial 1.00 0 0
variação -x +x +x
equilíbrio 1.00-x x x
Note que [H3O+] proveniente da H2O pode ser desconsiderado nesse caso
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Tem-se 1.00 M HOAc. Calcule as concentrações de HOAc, H3O+, OAc- no equilíbrio e o pH.
HOAc + H2O H3O+ + OAc-
20 Passo: Escreva a expressão de equilíbrio
Ka = 1.8 x 10-5 = [H3O+][OAc- ][HOAc]
= x2
1.00 - x
30 Passo: Resolva assumindo que x é muito pequeno, uma vez que Ka <<< 0. Ka = 1.8 x 10-5 = x2
1.00
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Ka = 1.8 x 10-5 = x2
1.00
30 Passo: Resolva assumindo que x é muito pequeno, uma vez que Ka <<< 0.
x = [Ka • 1.00]1/2
x = 4.2 x 10-3 M
[H3O+] = [OAc-] = 4.2 x 10-3 M
pH = - log [H3O+] = -log (4.2 x 10-3) = 2.37
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Considere a expressão aproximada
Ka = 1.8 x 10-5 = x2
1.00 x = [H3O+ ] = [Ka • 1.00]1/2
P/ muitos ácidos fracos
[H3O+] = [base conj.] = [Ka • Co]1/2
Em que C0 = conc. inicial de ácido Dica: Se 100•Ka < Co, então [H3O+] = [Ka•Co]1/2
Caso contrário temos que resolver a equação quadrática
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Calcule o pH de uma solução 0.0010 M de ác. fórmico, HCO2H.
HCO2H + H2O HCO2- + H3O+
Ka = 1.8 x 10-4 Solução aproximada
[H3O+] = [Ka • Co]1/2 = 4.2 x 10-4 M, pH = 3.37 Solução Exata [H3O+] = [HCO2
-] = 3.4 x 10-4 M [HCO2H] = 0.0010 - 3.4 x 10-4 = 0.0007 M pH = 3.47
Portanto, nesse caso temos que resolver a expressão quadrática!
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Calcule o pH de uma solução 0.10 M de Na2CO3. Na2CO3 → 2 Na+ + CO3
2- CO3
2- + H2O HCO3- + OH-
base ácido ácido base Kb = 2.1 x 10-4 1o Passo: Monte uma tabela de concentrações [CO3
2-] [HCO3-] [OH-]
inicial 0,10 0 0 variação -x +x +x equilib. 0,10-x +x +x
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Kb = 2.1 x 10-4 = [HCO3- ][OH-]
[CO32− ]
= x2
0.10 - x
Assuma que 0.10 - x ≈ 0.10 porque 100•Kb < Co x = [HCO3
-] = [OH-] = 0.0046 M
2o Passo: Resolva a expressão de equilíbrio
3o Passo: Calcule o pH
[OH-] = 0.0046 M pOH = - log [OH-] = 2.34
pH + pOH = 14,
Portanto pH = 11.66, e a solução é ________. BÁSICA
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Calcule o pH da solução que resulta da mistura de 25 mL de NH3 0,016 M com 25 mL de HCl 0,016 M
1o Passo: Escreva as equações balanceadas NH3(aq) + H3O+
(aq) → NH4+
(aq) + H2O(l)
proveniente do HCl NH4
+(aq)
+ H2O(l) NH3(aq) + H3O+(aq)
2o Passo: Estequiometria HCl consumido: 0,025 L x 0,016 mol/L = 4,0x10-4 mol NH3 consumido: 0,025 L x 0,016 mol/L = 4,0x10-4 mol Reação 1:1:1 portanto formam 4,0x10-4 mol de NH4
+ em 50 mL, portanto [NH4
+] = 8,0x10-3 M
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3o Passo: Monte uma tabela de concentrações [NH4
+] [NH3] [H3O+] inicial 0,008 0 0 variação -x +x +x equilib. 0,008-x +x +x
NH4+
(aq) + H2O(l) NH3(aq) + H3O+
(aq)
4o Passo: Resolva a expressão de equilíbrio
Ka = 5,6x10-10 = [H3O+][NH3] = (x)(x) [NH4
+] 0,008-x x = 2,1x10-6 M = [H3O+] = [NH3] pH = 5,67
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é um caso especial de efeito de íon comum. resistem a mudanças no pH da solução. contém uma base capaz de consumir os íons H3O+ adicionados e um ácido capaz de reagir com ions OH- adicionado. O ácido e a base não devem reagir entre si.
É composto de:
Ácido Fraco + Base conjugada HOAc + OAc- H2PO4
- + HPO42-
Base fraca + Ácido conjugado NH3 + NH4
+
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Lembra? Definição de pKa
A-H(aq) + H2O(l) H3O+(aq) + A-
(aq)
[H3O+][A-]
[AH][H2O] Keq =
Keq [H2O] = Ka
[H3O+][A-]
[AH] Ka =
pKa = -log(Ka)
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Como preparar um tampão de pH = 4,30?
POSSIVEIS ACIDOS Ka HSO4
- / SO42- 1,2 x 10-2
HOAc / OAc- 1,8 x 10-5 HCN / CN- 4,0 x 10-10
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Qual o pH de um tampão HOAc / OAc- com [CH3CO2H] = 0,70 M e [CH3CO2
-] = 0,60 M?
[CH3CO2H] [H3O+] [CH3CO2-]
inicial 0,70 0 0,60 variação -x +x +x equilib. 0,70-x +x 0,60 +x
CH3CO2H + H2O H3O+ + CH3CO2-
= 1,8 x 10-5 [H3O+][CH3CO2-]
[CH3CO2H] Ka =
Sabendo que 0,70>>>> x e 0,60>>>> x
x = 2,1x10-5 M pH = 4,68
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Concentração do ácido e da base conjugada não é
importante para o valor de pH O que importa é a razão entre os números de mols de
cada um!
Logo, a diluição de um tampão não altera o pH da solução.
A capacidade do tampão é a quantidade de ácido ou base
neutralizada pelo tampão antes que haja uma alteração significativa no pH.
A capacidade do tampão depende da quantidade do ácido e da base conjugada utilizada na composição do tampão.
Quanto maiores são as quantidades de pares ácido-base conjugados, maior é a capacidade do tampão.
[H3O+ ] = Orig. conc. of HOAcOrig. conc. of OAc- • Ka
pH = pKa + log[Conj. base][Acid]