Equilíbrio em Soluções Aquosas

Equilíbrio Iônico

• Envolve a presença de íons

NH4OH NH4+

OH-+ Kb =

[NH4+] [OH

-]

[NH4OH]

HCN H+

CN-+ Ka =

[H+] [CN

-]

[HCN]

Normalmente os valores de Ka e Kb são expressos na forma de logaritmos.

Por definição, pKa = - logKa e pKb = - log Kb

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.

Equilíbrio Iônico

• Ácidos e Bases Polianiônicos:

HPO4-2

H+ PO4

-3+ Ka3 = 1,0 x 10-12

H2PO4-

H+ HPO4

-2+ Ka2 = 2,0 x 10-7

H3PO4 H2PO4- H

+ + Ka1 = 7,5 x 10-3

Efeito do Íon Comum

Ka = = 4,0 x 10-10[H

+] [CN

-]

[HCN]HCN (aq) H

+ (aq) CN

- (aq)+

Qual o efeito da adição de:

a) Cianeto de sódio

b) Ácido Clorídrico

c) Hidróxido de Sódio

d) Cloreto de Ferro

Ácidos e Bases

Conceitos Modernos

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-.

O Conceito de Brönsted

• Definiu ácidos e bases em termos reacionais.

• Ácido – Reage como fornecedor de Próton (H+).

• Base – Reage como aceptor de Próton.

HS- + HF S-2 + H2F+

O Conceito de Brönsted

Identificar o ácido e a base.

O Conceito de Brönsted

NH3 H2O NH4+

OH-+ +

O CASO DA ÁGUA

O CASO DA ÁGUA

O CASO DA ÁGUA

• Anfóteros - Compostos que podem atuar simultaneamente como ácidos ou bases.

H2O H2O H3O+

OH-++ Kw = [H3O

+] [OH

-] = 1,0 x 10-14

[H3O+]2 = 10-14

[H3O+] = 10-7

- log[H3O+] = 7 = pH

[OH+]2 = 10-14

[OH-] = 10-7

- log[OH-] = 7 = pOH

pKw = 14

Na água pura:

[H3O+] = [OH-]

O Íon Hidrônio (H3O+)

• Hibridização – Tetraédrica

• Estrutura – Trigonal Planar

O Íon Hidrônio (H3O+)

Na verdade formam-se estrutura polieméricas.

(H3O+)n

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.

O Conceito de Lewis

Boro –Hibridização SP2

Possui um orbital P vazio (pode receber par de elétrons)

ÁCIDO de Lewis

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)

Os Anfóteros Segundo Lewis

Agua atua como doador de par de eletrons para o H+

O Hidrogenio da agua atua como acepator de par de eletrons

HCl + H2O <- -> H3O+ + Cl-

NH3 + H2O <- -> NH4+ + OH-

Equilíbrio Iônico na Água

H2O H2O H3O+

OH-++ Kw = [H3O

+] [OH

-] = 1,0 x 10-14

- log[H3O+] = 7 = pH

- log[OH-] = 7 = pOH

Ácidos Fracos

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

Ácidos Polipróticos

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 = 14 - 2,89

pH = 11,11

Bases Fracas

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)

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)