Capítulo 17 Aspectos Adicionais dos Equilíbrios Aquosos

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1 Capítulo 17 Aspectos Adicionais dos Equilíbrios Aquosos
Alexandre Diniz Marques Rafael Gomes Braga

2 Roteiro Breve menção de deslocamento de equilíbrio Efeito do íon comum
Soluções-tampão Titulação ácido-base Equilíbrios de solubilidade Fatores que afetam a solubilidade Precipitação e separação de íons Análise qualitativa para elementos metálicos

3 Fatores que deslocam o equilíbrio
Adição ou Remoção de um reagente ou produto Desloca no sentido de atenuar a variação da quantidade de reagente ou produto. Variação da pressão Aumento  Desloca no sentido da reação com menor quantidade de matéria Diminuição  Desloca no sentido da reação com menor quantidade de matéria Variação da temperatura Aumento  Favorece a reação endotérmica Diminuição  Favorece a reação exotérmica

4 Efeito do íon comum O efeito do íon comum é o fenômeno que ocorre quando a dissociação de um ácido ou base fraca é reprimida pela presença de um eletrólito forte que fornece um íon comum ao equilíbrio HC2H3O2(aq ) H+(aq ) C2H302-(aq ) NaC2H3O2(aq) Na+(aq ) + C2H302- (aq ) A adição de C2H302- desloca o equilíbrio e diminui a [H+]

5 Soluções-tampão Solução-tampão é aquela cujo pH praticamente não se altera com a adição de uma base ou de um ácido em quantidade limitada. É formada pela mistura de um par ácido-base fraco

6 Capacidade de tampão e pH
Capacidade de tampão: quantidade de ácido ou base que o tampão pode neutralizar antes de seu pH sofrer uma modificação apreciável. Depende da quantidade de ácido e base da qual o tampão é feito. O pH do tampão depende da constante de dissociação do ácido ou da base e das respectivas concentrações relativas de ácido e base que o tampão contém.

7 (equação de Henderson-Hasselbach)
Em Geral: pH = pKa + log [X-] [HX] (equação de Henderson-Hasselbach)

8 Adição de ácidos fortes ou de bases fortes à solução tampão
Desde que não se exceda a capacidade de tamponamento, é possível supor que o ácido forte, ou a base forte, seja completamente consumido pela reação com o tampão, havendo ligeira alteração de pH.

9 Titulação ácido-base A titulação ácido-base é usada para determinar a concentração desconhecida do ácido ou da base, reagindo uma quantidade da solução de concentração desconhecida com outra quantidade da solução de concentração conhecida. É usado para determinar o momento da neutralização, um indicador ácido-base, ou um medidor de pH.

10 Titulação de ácido forte por base forte
Nas proximidades do ponto de equivalência o pH cresce rapidamente. O ponto de equivalência possui pH = 7.

11 Titulação de ácido fraco por base forte
A variação do pH na proximidade do ponto de equivalência não é muito acentuada. O ponto de equivalência possui pH > 7.

12 Titulação de ácido forte por base fraca
A variação do pH na proximidade do ponto de equivalência não é muito acentuada. O ponto de equivalência possui pH < 7.

13 Curvas de titulação de ácidos fracos ou de bases fracas
Há 3 diferenças: 1 – A solução inicial do ácido fraco tem pH mais elevado do que a solução inicial de ácido forte, nas mesmas concentrações. 2 – O pH se eleva mais rapidamente na parte inicial, porém altera-se lentamente nas vizinhanças do ponto de equivalência em relação ao ácido forte. 3 – O pH do ponto de equivalência não é igual a 7,0.

14 O pH no ponto de equivalência é o pH da solução salina resultante.
Antes do ponto de equivalência, a solução titulada é uma mistura de ácido fraco e um de seus sais, portanto uma solução tampão, o que explica a baixa variação de seu pH. Observar o pH do ponto de equivalência é importante na escolha do indicador a ser utilizado.

15 Titulações de ácidos polipróticos
Quando ácidos fracos contêm mais de um H ionizável, a reação com OH- ocorre em etapas. A curva de titulação apresenta pontos de equivalência múltiplos.

16 Equilíbrio de solubilidade
Os equilíbrios de solubilidade ocorrem na presença de compostos em diferentes estados físicos. No equilíbrio de solubilidade são feitas suposições quantitativas sobre o quanto de certo composto se dissolverá. É possível usar este tipo de equilíbrio para analisar os fatores que afetam a solubilidade.

17 A constante do produto de solubilidade: Kps
Kps  É a constante para o equilíbrio que existe entre um soluto sólido iônico e seus íons em solução aquosa saturada. Kps  É determinada usando as mesmas regras das demais constantes de equilíbrio. BaSO4(s) Ba2+(aq) + SO42-(aq) Kps = [Ba2+][SO42-]

18 Solubilidade e constante do produto de solubilidade (Kps)
A solubilidade de uma substância pode variar consideravelmente à medida que as concentrações dos outros solutos variam. A constante do produto de solubilidade tem apenas um único valor para certo soluto a certa temperatura. A concordância entre a solubilidade medida e a calculada a partir de Kps é normalmente melhor para sais cujos íons têm cargas (1+ e 1-).

19 Fatores que afetam a solubilidade
A solubilidade é afetada não somente pela variação de temperatura, mas também pela presença de outros solutos.

20 A adição de Ca2+ ou de F- desloca o equilíbrio e reduz a solubilidade
Efeito do íon comum A solubilidade de um sal pouco solúvel diminui pela presença de um segundo soluto que tenha com ele um íon em comum. Exemplo: CaF2(s) Ca2+(aq) + 2 F-(aq) A adição de Ca2+ ou de F- desloca o equilíbrio e reduz a solubilidade

21 Solubilidade e pH A solubilidade de sais pouco solúveis, com ânions básicos, aumenta com o aumento da concentração [H+] Exemplo: CaF2(s) Ca2+(aq) + 2 F-(aq) F-(aq) + H+(aq) HF(aq)

22 Formação de íons complexos
Os íons metálicos possuem a capacidade de se comportarem como ácidos de Lewis. Na presença de base apropriada, como NH3, CN- ou OH-, formam íons complexos, deslocando o equilíbrio e aumentando a solubilidade. Exemplo: AgCl(s) Ag+(aq) + Cl-(aq) Ag+(aq) + 2 NH3(aq) Ag(NH3)2+(aq) Reação AgCl(s) + 2 NH3(aq) Ag(NH3)2+(aq) + Cl-(aq) Global O consumo de Ag+ desloca o equilíbrio e aumenta a solubilidade

23 Anfoterismo Muitos hidróxidos e óxidos metálicos relativamente insolúveis em água dissolvem-se em soluções fortemente ácidas ou fortemente alcalinas. Estas substâncias comportam-se, portanto, ou como bases ou como ácidos e são anfóteras. Exemplos são os óxidos e hidróxidos de Al3+, Cr3+, Zn2+ e Sn2+. A dissolução em soluções ácidas já foi explicada: ácidos promovem a dissolução de compostos com ânions básicos. A dissolução em soluções alcalinas é conseqüência da formação de íons complexos com diversos grupos hidróxido.

24 Al(H2O) 63+ (aq) + OH-(aq) Al(H2O)5(OH)2+(aq) + H2O(l)
Por exemplo: o íon Al3+ se une a 6 moléculas de água por interações do tipo ácido-base de Lewis, formando um ácido fraco, Al(H2O) 63+. Pela adição de base, o íon perde prótons até formar o Al(H2O)3(OH)3 neutro e insolúvel. Essa substância se dissolve pela remoção de outro próton e formação de Al(H2O)2(OH)4-. Al(H2O) 63+ (aq) + OH-(aq) Al(H2O)5(OH)2+(aq) + H2O(l) Al(H2O)5(OH)2+(aq) + OH-(aq) Al(H2O)4(OH)2+(aq) + H2O(l) Al(H2O)4(OH)+(aq) + OH-(aq) Al(H2O)3(OH)3(s) + H2O(l) Al(H2O)3(OH)3(s) + OH-(aq) Al(H2O)2(OH)4-(aq) + H2O(l) Obs: é possível remover mais prótons, mas o processo fica cada vez mais difícil.

25 A adição de ácido à solução inverte o sentido das reações
A adição de ácido à solução inverte o sentido das reações. O íon complexo recebe prótons, convertendo íons OH- em H2O e formando novamente o Al(H2O)63+. A transformação da solução depende do metal envolvido. Alguns não são anfóteros. A purificação do minério de alumínio é um exemplo do aproveitamento do comportamento anfótero.

26 Precipitação e separação de íons
A comparação do produto iônico Q, com o valor de Kps pode ser usada para julgar se haverá precipitação quando soluções são misturadas ou se um sal ligeiramente solúvel se dissolverá sob várias condições. Q > Kps, ocorre precipitação Q < Kps, dissolve-se o sólido Q = Kps, existe equilíbrio

27 Análise qualitativa para elementos metálicos
A solubilidade dos sais de elementos metálicos varia enormemente. Essas diferenças podem ser usadas para separar e detectar a presença de íons em misturas. A análise qualitativa determina a presença ou ausência de espécies em uma amostra.

28 A análise quantitativa determina quanto de cada espécie está presente.
A análise qualitativa pode ser realizada separando os íons em grupos e analisando cada grupo para íons metálicos.

29 Referências bibliográficas
Livro : Química: a Ciência Central Brown - Lemay - Bursten, 9a edição, editora: prenhall. Internet :