Aspectos Adicionais dos

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1 Aspectos Adicionais dos
Universidade Federal de Itajubá Aspectos Adicionais dos Equilíbrios Aquosos Maurílio Cezar Ribeiro Silva 15869 Pedro Espanguer Caetano 15875

2 Efeito do Íon Comum O efeito do íon comum é um caso do príncipio de Le Chatelier aplicado a soluções iônicas. De forma geral, pode ser entendido como a diminuição da extensão da ionização de um eletrólito fraco pela adição à solução de um eletrólito forte no qual há um íon comum com o eletrólito fraco.

3 Efeito do Íon Comum Concretos refratários contendo óxido de magnésio (MgO) unem a versatilidade e a liberdade de design dos refratários monolíticos aos benefícios conferidos pelo MgO, tais como, elevada refratariedade e resistência a escórias básicas. Entretanto, o MgO é facilmente hidratado formando Mg(OH)2 e essa reação leva a uma grande expansão volumétrica do material, o que limita sua aplicação.

4 Efeito do Íon Comum Para encontrar soluções que minimizem esse efeito, o impacto do deslocamento de equilíbrio químico conhecido como efeito do íon comum na hidratação do MgO foi avaliado na presença de diversos aditivos. Entre eles, o CaCl2 comportou-se como um retardador da reação, enquanto um comportamento oposto foi obtido para o KOH O MgCl2 e o MgSO apresentaram ambos os efeitos dependendo de suas concentrações na suspensão.

5 Soluções Tamponadas São soluções que mantêm o pH aproximadamente constante, mesmo recebendo ácidos ou bases fortes. As soluções tampão são geralmente formadas por um ácido fraco e um sal desse ácido, ou, então, por uma base fraca e um sal dessa base. As soluções tampão são usadas sempre que um químico necessita de um meio com pH aproximadamente constante. Elas são preparadas dissolvendo-se os solutos em água.

6 Capacidade de tamponamento e pH
O pH de uma solução tamponada é na verdade determinado pela razão das concentrações das espécies de ácido e base, isto é, [base]/[ácido]. Este efeito pode ser usado para alterar o pH de uma solução para qualquer valor exigido através do simples ajuste da quantidade relativa do par ácido/base A capacidade de tamponamento, isto é, a habilidade de absorver com a adição ou remoção de íon H+, tendo-se apenas uma pequena mudança no valor do pH, é determinada pela magnitude da concentração do ácido e da base. Quanto maior a concentração das espécies de tamponamento ácido/base, maior será a capacidade de tamponamento da solução.

7 Soluçoes tampão e pH no organismo humano
Existem três sistemas primários reguladores da concentração de íon hidrogênio nos líquidos corporais que evitam a acidose ou alcalose: ·       Os sistemas químicos de tampões ácido-base dos líquidos corporais: que imediatamente se combinam com ácido ou com base evitando alterações excessivas na concentração de íon hidrogênio; ·       O centro respiratório: que regula a remoção de CO2 (e, portanto, de H2CO3) do líquido extracelular;Os rins: que podem excretar urina ácida ou alcalina, reajustando assim a concentração de íon hidrogênio no líquido extracelular de volta ao normal durante a acidose ou a alcalose.

8 -Um dos sistemas tampões mais importantes é o do sangue, que permite a manutenção das trocas gasosas e das proteínas. O pH do sangue é 7,4 e é mantido por um equilíbrio ácido-básico feito pelo ácido carbônico e o íon a ele associado, o bicarbonato é controlado precisamente porque uma insignificante mudança neste sistema poderia trazer graves conseqüências a muitos órgãos podendo até mesmo levar a morte. O organismo humano utiliza três mecanismos para controlar o equilíbrio ácido-básico do sangue. Primeiramente, o excesso de ácido é excretado pelos rins. Secundariamente, o corpo usa as soluções- tampão no sangue para amenizar as repentinas alterações da acidez.O mais importante tampão presente no sangue é o bicarbonato, composto básico, que está em constante equilíbrio com o anidrido carbônico, composto ácido. Terciariamente, está a excreção do anidrido carbônico que é um subproduto importante do metabolismo do oxigênio.

9 As Soluções tampão em sistemas biológicos
O citoplasma é rico em proteínas; os grupos laterais ionizáveis de aminoácidos que constituem essas proteínas têm um papel fundamental no tamponamento do meio intracelular. Outras moléculas ionizáveis, como o ATP, ácidos nucleicos e compostos intermediários de vias metabólicas, entre outros, contribuem também para a manutenção de um valor mais ou menos estável de pH no interior da célula.

10 Titulação Ácido-Base Titulação é o processo empregado em química para se determinar a quantidade de substância de uma solução pelo confronto com uma outra espécie química, de concentração e natureza conhecidas. Especificamente, na Titulação Ácido-Base faz-se reagir um ácido com uma base para que se atinja o ponto de equivalência. À medida que é adicionado o titulante ao titulado, o pH da solução vai variar, sendo possível construir um gráfico desta variação, ao qual se dá o nome de curva de titulação. O ponto de equivalência pode variar dependendo da concentração incial do titulante e do titulado. Depois de realizados os cálculos estequiométricos e os cálculos de equilíbrio, o pH da solução em qualquer ponto da curva de titulação pode ser encontrado através da fórmula: pH = -log [H+]

11 Ácido forte - base forte
Titulação Ácido-Base Ácido forte - base forte O ponto de equivalência se dá aproximadamente em pH 7 (pois o cátion de uma base forte e o ânion de um ácido forte não hidrolisam), e varia muito em suas proximidades Para as titulações ácido forte-base forte, o pH antes do ponto de equivalência é baixo e depois dele é alto.

12 Ácido fraco - base forte
Titulação Ácido-Base Ácido fraco - base forte Neste tipo de titulação, o ponto de equivalência se dá em um pH superior a 7, devido à hidrólise do ânion do ácido fraco, que origina íons OH–. A variação do pH nas proximidades do ponto de não é muito grande.

13 Titulação Ácido-Base Ácidos polipróticos
Quando ácidos fracos contêm mais de um átomo de H ionizável, a reação com o OH– ocorre em etapas. Quando as etapas de neutralização estão suficientemente separadas, a substância apresenta uma curva de titulação com pontos de equivalência múltiplos.

14 Equilíbrios de Solubilidade
Consideremos agora uma solução saturada de cloreto de sódio, NaCl. Apesar de se tratar de um sal muito solúvel, se continuarmos a adicionar NaCl a uma solução saturada, verificamos que há formação de um depósito (sólido) a que se dá o nome de precipitado, e passamos a ter uma mistura heterogênea com uma fase líquida e uma fase sólida. Nestas condições, ocorre um equilíbrio entre estas duas fases, designado por equilíbrio em soluções saturadas de sais, e que, neste caso, pode ser representado por: NaCl (s) NaCl (aq) O momento em que a velocidade de dissolução iguala a velocidade de precipitação, corresponde ao instante em que se estabelece o equilíbrio de solubilidade do sal em estudo.

15 São exemplos de reações heterogêneas a dissolução e preciptação
São exemplos de reações heterogêneas a dissolução e preciptação. A preciptação do CaCO3 leva a formação das estalactites.

16 Produto de Solubilidade, Kps
Consideremos uma solução saturada de sulfureto de mercúrio, HgS, que, como já foi referido, é um sal pouco solúvel. O equilíbrio de solubilidade é representado por: HgS (s) Hg2+ (aq) + S2- (aq) Apesar de se tratar de um equilíbrio heterogêneo, a uma temperatura constante, há uma constante de equilíbrio que é definida como: Kps = [Hg 2+] e × [S 2– ]e sendo Kps designado por produto de solubilidade do composto, neste caso, sulfureto de mercúrio. Deste modo, e porque se trata de um equilíbrio heterogêneo, o produto de solubilidade de um composto, Kps, é definido como o produto das concentrações dos íons constituintes, elevadas aos respectivos coeficientes estequiométricos da equação de equilíbrio.

17 Solubilidade Define-se solubilidade como a quantidade máxima de soluto que pode ser dissolvido numa certa quantidade de solvente, a uma dada temperatura, e é representada por S. O produto de solubilidade (Kps) é a constante de equilíbrio do equilíbrio entre um sólido iônico e a sua solução saturada.

18 Fatores que afetam a solubilidade Presença de íons comuns
A solubilidade de um sal ligeiramente solúvel diminui com a presença de um segundo soluto que fornece um íon comum, sendo essa diminuição outra aplicação do efeito do íon comum. pH da solução A solubilidade de um sal ligeiramente solúvel contendo ânions básicos aumenta a medida que o pH é diminuído.

19 Fatores que afetam a solubilidade
Agentes complexantes Um íon complexo é a união de um íon simples com outros íons de cargas opostas ou com moléculas neutras. Normalmente, eles são formados por um cátion de um metal de transição que recebe pares eletrônicos de moléculas ou de ânions, estabelecendo ligações com os mesmos e formando os chamados íons complexos. Podemos associar a estrutura desses íons com o conceito ácido-base de Lewis, já que o cátion metálico "recebeu" pares eletrônicos, ele é um ácido de Lewis, enquanto as moléculas ou ânions que "doaram" pares eletrônicos são bases de Lewis.

20 Fatores que afetam a solubilidade
Anfoterismo Alguns hidróxidos e óxidos metálicos relativamente insolúveis em água neutra dissolvem-se em soluções altamente ácidas e altamente básicas, por serem capazes de se portar como ácido ou base, sendo assim classificados como anfóteros. O anfoterismo se origina a partir das reações ácido-base envolvendo os grupos H2O ou OH– ligados a íons metálicos.

21 Análise qualitativa para elementos metálicos
Devido à grande variedade de solubilidade de seus sais, comportamento ácido-base e tendências de formar íons complexos, os íons metálicos podem ser detectados em misturas a partir da análise qualitativa, que nesse caso pode ser realizada separando-se os íons com base nas reações de precipitação e analisando cada grupo para íons metálicos individuais.