Equilíbrio em Soluções Aquosas

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1 Equilíbrio em Soluções Aquosas

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

3 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.

4 Equilíbrio Iônico Ácidos e Bases Polianiônicos:

5 Qual o efeito da adição de:
Efeito do Íon Comum Qual o efeito da adição de: Cianeto de sódio Ácido Clorídrico Hidróxido de Sódio 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, 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-.

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 Identificar o ácido e a base.
O Conceito de Brönsted HS- + HF   S-2 + H2F+ Identificar o ácido e a base.

10 O Conceito de Brönsted

11 O CASO DA ÁGUA

12 O CASO DA ÁGUA

13 O CASO DA ÁGUA Anfóteros - Compostos que podem atuar simultaneamente como ácidos ou bases. pKw = 14 Na água pura: [H3O+] = [OH-] [H3O+]2 = 10-14 [H3O+] = 10-7 - log[H3O+] = 7 = pH [OH+]2 = 10-14 [OH-] = 10-7 - log[OH-] = 7 = pOH

14 O Íon Hidrônio (H3O+) Hibridização – Tetraédrica
Estrutura – Trigonal Planar

15 Na verdade formam-se estrutura polieméricas. (H3O+)n
O Íon Hidrônio (H3O+) Na verdade formam-se estrutura polieméricas. (H3O+)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 NH3 – 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
HCl + H2O <- -> H3O+ + Cl- Agua atua como doador de par de eletrons para o H+ NH3 + H2O <- -> NH4+ + OH- O Hidrogenio da agua atua como acepator de par de eletrons

20 Equilíbrio Iônico na Água
- log[H3O+] = 7 = pH - log[OH-] = 7 = pOH

21 Ácidos Fracos - Baixos valores de Ka
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

22

23 Ácidos Polipróticos

24 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 = ,89 pH = 11,11

25 Bases Fracas

26 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)

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: CH3COOH (1,0 M) / CH3COONa (1,0M) Ex2: NH3 (1,0 M) / NH4Cl (1,0 M)