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Equilíbrio em Soluções Aquosas. Equilíbrio Iônico Envolve a presença de íons Normalmente os valores de K a e K b são expressos na forma de logaritmos.

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1 Equilíbrio em Soluções Aquosas

2 Equilíbrio Iônico Envolve a presença de íons Normalmente os valores de K a e K b são expressos na forma de logaritmos. Por definição, pKa = - logK a e pKb = - log K b

3 Equilíbrio Iônico Eletrólitos Fortes – Alto grau de dissociação – Altos valores de K eq. –NaCl, Na 2 SO 4, KNO 3, NiNO 2, H 2 SO 4, HCl, HNO 3. Eletrólitos Fracos – Baixo grau de dissociação – Baixos valores de K eq. –HCN, CH 3 COOH, NH 4 OH, HI.

4 Equilíbrio Iônico Ácidos e Bases Polianiônicos:

5 Efeito do Íon Comum Qual o efeito da adição de: a)Cianeto de sódio b)Ácido Clorídrico c)Hidróxido de Sódio d)Cloreto de Ferro

6 Ácidos e Bases Conceitos Modernos

7 O Conceito de Arrhenius Ácido – Em solução aquosa, libera como cátion o H +. Base – Em solução aquosa, libera como ânion o OH -. –Ex: HCl, HNO 3, H 2 SO 4, 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 (NH 3 ) é base, mas não libera OH -.

8 O Conceito de Brönsted Definiu ácidos e bases em termos reacionais. Ácido – Reage como fornecedor de Próton (H+). Base – Reage como aceptor de Próton.

9 HS - + HF S -2 + H 2 F + O Conceito de Brönsted Identificar o ácido e a base.

10 O Conceito de Brönsted

11 O CASO DA ÁGUA

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13 Anfóteros - Compostos que podem atuar simultaneamente como ácidos ou bases. [H 3 O + ] 2 = [H 3 O+] = log[H 3 O + ] = 7 = pH [OH + ] 2 = [OH - ] = log[OH - ] = 7 = pOH pKw = 14 Na água pura: [H 3 O + ] = [OH - ]

14 O Íon Hidrônio (H 3 O + ) Hibridização – Tetraédrica Estrutura – Trigonal Planar

15 O Íon Hidrônio (H 3 O + ) Na verdade formam-se estrutura polieméricas. (H 3 O + ) n

16 O Conceito de Lewis Não é necessário saber a reação envolvida Ácido – Aceptor de par de elétrons Base – Doador de par de elétrons NH 3 – Tem um par de elétrons disponível. Pode atuar como doador de par de elétrons. BASE de Lewis.

17 O Conceito de Lewis Boro –Hibridização SP2 Possui um orbital P vazio (pode receber par de elétrons) ÁCIDO de Lewis

18 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)

19 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 + H 2 O H 3 O + + Cl - NH 3 + H 2 O NH OH -

20 Equilíbrio Iônico na Água - log[H 3 O + ] = 7 = pH - log[OH - ] = 7 = pOH

21 Ácidos Fracos x 2 = 1.2 x x = 3.5 x [H + ] = 3.5 x M pH = -log(3.5 x ) = 2.46 Ácidos Fracos - Baixos valores de Ka

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23 Ácidos Polipróticos

24 Bases Fracas x 2 = 1.8 x x = 1,3 x [OH - ] = 1,3 x M pOH = -log(1,3 x ) = 2.89 pH + pOH = 14 pH = ,89 pH = 11,11

25 Bases Fracas

26 Hidrólise Ocorre com sais derivados de ácidos ou bases fracas. Ex1: NaCN (Ka HCN = 4,9 x ) Ex2: NH 4 Cl (Kb NH3 = 1,8 x )

27 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: CH 3 COOH (1,0 M) / CH3COONa (1,0M) Ex2: NH 3 (1,0 M) / NH 4 Cl (1,0 M)


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