Equilíbrio Iônico Docente: Rosana Maria.

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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) Ácido de Arrhenius Libera H+ HA(aq) H+(aq) + A-(aq)

4 Equilíbrio Iônico Exemplos H+ fácil H+ difícil HCl + H2O H3O+ + Cl- Ki=1.107 H+ difícil H+ fácil HCN + H2O H3O+ + CN- Ki= KiHCl > KiHCN :. HCl é mais forte

5 H O H O P O H O Equilíbrio Iônico Ionização por etapas de um poliácido
x x H O x x x x x x x x x x H2O H O P x O x x x x H3O+ + H2PO4- x Ki1 x x x x x x x x H O x x x x x

6 Equilíbrio Iônico Kt=K1.K2.K3
Ionização por etapas de um poliácido 1º Etapa - H3PO H2O H3O+ + H2PO4- Ki1 2º Etapa - H2PO H2O H3O+ + HPO42- Ki 2 3º Etapa - HPO H2O H3O+ + PO43- Ki 3 H3PO H2O 3H3O PO43- Kt Kt=K1.K2.K3

7 Equilíbrio Iônico H3PO4 K1=7,8.10-3 K2=2,0.10-7 K3=1,0.10-12
H+ + H2PO4- HPO42- pKa = -logKa H+ Espécie em menor Quantidade H+ PO43- logK1 = log10-3 logK1 = -3log10 -logK1 = - logk1 pK1 = 3

8 N Ö H H H H H . . Equilíbrio Iônico
Obs: Caráter anfótero ( espécies anfipróticas ) NH3 + H2O NH4+ + OH- Base Ácido Ácido Base . . N Ö H H H H H HCN + H2O H3O+ + CN- Ácido Base Ácido Base

9 Equilíbrio ácido - base
Equilíbrio Iônico Equilíbrio ácido - base 2º Etapa Base Base de Arrhenius Ba(OH)2 Ba2+ + 2OH- Base de Brönsted- Lowry NH3 NH OH-

10 Adição de água α aumenta α tende a 100%
Equilíbrio Iônico Lei da diluição de Ostwald Considere o exemplo: Exemplo 1 AB A B- Sem adição de água V1 = K1[AB] V2 = K2[A+][B-] V1 = V2 Exemplo 2 AB + H2O A B- Com adição de água V1 > V2 Adição de água α aumenta α tende a 100%

11 Adição de água direita quantidade de A+ ou B- aumenta (n aumenta)
Equilíbrio Iônico Adição de água α aumenta α tende a 100% Adição de água direita quantidade de A+ ou B- aumenta (n aumenta) aumenta H2O aumenta muito diminui Conclusão: quantidade de mols dos ions aumenta concentração de ions em mol.L-1 diminui

12 α [mol.L-1] Equilíbrio Iônico Constante de equilíbrio
T é constante K constante α [mol.L-1] Com adição de água K = α2 M K cte

13 Relação entre K, α, [mol.L-1].
Equilíbrio Iônico Relação entre K, α, [mol.L-1]. Deduzindo K= α2 M v1 AB A B- v2 ni n n α n α n α Prop n(1- α) n α n α [Eq] V V V Eletrólito fraco α <5%

14 Equilíbrio Iônico da Água
Ionização da água H > 0

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

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

17 Equilíbrio Iônico da Água
Influência da temperatura na constante Temperatura(ºC) Kw 0, 25 1, 40 3, 100 51,

18 Equilíbrio Iônico da Água
1. Água pura [H+]= 10-7 mol/L [OH-]= 10-7 mol/L

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

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

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

22 Equilíbrio Iônico da Água
A adição de H+ perturba o equilíbrio da H2O. Conclusão: como [H+]  [OH-] Kw = [H+] . [OH-] 10-14 = x x = mol/L de OH-

23 Equilíbrio Iônico da Água
Em solução aquosa ácida [H+] > [OH-] [H+] > 10-7 mol/L [OH-] < 10-7 mol/L

24 Equilíbrio Iônico da Água
Em solução aquosa básica [OH-] > [H+] [OH-] > 10-7 mol/L [H+] < 10-7 mol/L