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Equilíbrio Iônico Docente: Rosana Maria. Equilíbrio Iônico É um caso particular dos equilíbrios químicos em que aparecem íons. Obs: A quantidade de íons.

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1 Equilíbrio Iônico Docente: Rosana Maria

2 Equilíbrio Iônico É um caso particular dos equilíbrios químicos em que aparecem íons. Obs: A quantidade de íons é verificada pela condutividade elétrica das soluções; Como acontece em qualquer equilíbrio definimos um e um Grau de ionização Constante de ionização

3 Equilíbrio Iônico 1º Etapa: (Ácido) HA (aq) H + (aq) + A - (aq) Ácido de Arrhenius Libera H +

4 Equilíbrio Iônico Exemplos HCl+H 2 OH 3 O + + Cl - H + fácilH + difícil K i = HCN+H 2 OH 3 O + + CN - H + difícilH + fácil K i = K iHCl > K iHCN :. HCl é mais forte

5 Equilíbrio Iônico Ionização por etapas de um poliácido 1º Etapa H x O x xx H x O xx H x O xx P x x x x x O x H 3 O + + H 2 PO 4 - H2OH2O K i1

6 Equilíbrio Iônico Ionização por etapas de um poliácido H 2 PO H 2 OH 3 O + + HPO 4 2- K i 2 HPO H 2 OH 3 O + + PO 4 3- K i 3 H 3 PO 4 + 3H 2 O3H 3 O + + PO 4 3- H 3 PO 4 + H 2 OH 3 O + + H 2 PO 4 - K i1 3º Etapa - 1º Etapa - 2º Etapa - KtKt K t =K 1.K 2.K 3

7 Equilíbrio Iônico H + + H 2 PO 4 - H+H+ HPO 4 2- H 3 PO 4 H + PO 4 3- Espécie em menor Quantidade K 1 =7, K 2 =2, K 3 =1, logK 1 = log10 -3 logK 1 = -3log10 -logK 1 = - logk 1 pK 1 = 3 pKa = -logKa

8 Equilíbrio Iônico Obs: Caráter anfótero ( espécies anfipróticas ) NH 3 +H 2 ONH 4 + +OH - BaseÁcido Base N. H HH Ö H HCN+H 2 OH 3 O + +CN - BaseÁcido Base

9 Equilíbrio Iônico Equilíbrio ácido - base 2º Etapa Base Base de Arrhenius Ba(OH) 2 Ba 2+ +2OH - Base de Brönsted- Lowry NH 3 NH 4 + +OH -

10 Equilíbrio Iônico Lei da diluição de Ostwald Considere o exemplo: ABA + + B - V 1 = K 1 [AB] V 2 = K 2 [A + ][B - ] Sem adição de água V 1 = V 2 Exemplo 1 Exemplo 2 AB + H 2 OA + + B - Com adição de água V 1 > V 2 Adição de água α aumenta α tende a 100%

11 Equilíbrio Iônico Adição de água α aumenta α tende a 100% Adição de água direita quantidade de A + ou B - aumenta (n aumenta) H2OH2O aumenta diminui aumenta muito Conclusão: quantidade de mols dos ions aumenta concentração de ions em mol.L -1 diminui

12 Equilíbrio Iônico Constante de equilíbrio T é constante K constante Com adição de água α [mol.L -1 ] K = α 2 M K cte

13 Equilíbrio Iônico Relação entre K, α, [mol.L -1 ]. nini Prop [Eq] n n α n(1- α ) V 00 n α V V Deduzindo K= α 2 M AB A + + B - v1v1 v2v2 Eletrólito fraco α <5%

14 Equilíbrio Iônico da Água Ionização da água H > 0

15 Cálculo da constante de equilíbrio da água T=25ºC = 1, m = 1000g n = m M n = 1000 = 55,5mol 18 Equilíbrio Iônico da Água

16 Cálculo da constante de equilíbrio da água Constante (25ºC) Como [H + ]=[OH - ]=10 -7 temos: Equilíbrio Iônico da Água

17 Influência da temperatura na constante Temperatura(ºC)Kw 00, , , , Equilíbrio Iônico da Água

18 1. Água pura [H + ]= mol/L [OH - ]= mol/L Equilíbrio Iônico da Água

19 2.Solução aquosa ácida Água pura Solução aquosa ácida Equilíbrio Iônico da Água [H + ] da água é 0, mol/L e [H + ] do ácido é 0,001 mol/L [H + ] ácido >>>>>> [H + ] água

20 2.Solução aquosa ácida Água pura Solução aquosa ácida Equilíbrio Iônico da Água

21 2.Solução aquosa ácida Água pura Solução aquosa ácida Equilíbrio Iônico da Água 10 -3

22 Conclusão: como [H + ] [OH - ] A adição de H + perturba o equilíbrio da H 2 O. K w = [H + ]. [OH - ] = x x = mol/L de OH - Equilíbrio Iônico da Água

23 [H + ] > [OH - ] [H + ] > mol/L [OH - ] < mol/L Em solução aquosa ácida

24 Equilíbrio Iônico da Água Em solução aquosa básica [OH - ] > [H + ] [OH - ] > mol/L [H + ] < mol/L


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