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EQUILÍBRIO QUÍMICO SQM 0405 – Química Geral e Experimental: Teórica e Prática Engenharia Elétrica e Engenharia de Computação quimicageralemais.blogspot.com.br

Equilíbrio parte2

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Page 1: Equilíbrio parte2

EQUILÍBRIO QUÍMICO

SQM 0405 – Química Geral e Experimental: Teórica e Prática

Engenharia Elétrica e Engenharia de Computação

quimicageralemais.blogspot.com.br

Page 2: Equilíbrio parte2

Principais tópicos

• Noções de equilíbrio químico

• Constante de equilíbrio

• Equilíbrio iônico em solução aquosa

• Equilíbrio ácido-base

• Solução tampão

Page 3: Equilíbrio parte2

Relembrando

𝐾 = 𝐶 𝑐 𝐷 𝑑

𝐴 𝑎 𝐵 𝑏

aA + bB ⇌ cC + dD

Page 4: Equilíbrio parte2

Equilíbrio iônico em solução aquosa

Sais pouco solúveis Solubilidade na presença do íon comum Predição da Precipitação Precipitação Seletiva

Page 5: Equilíbrio parte2

Sais pouco solúveis

AgCl (s) ⇌ Ag+ (aq) + Cl- (aq)

𝐾 = 𝐴𝑔+ 𝐶𝑙−

[𝐴𝑔𝐶𝑙(𝑠)] 𝐾𝑝𝑠 = 𝐴𝑔+ 𝐶𝑙−

PRODUTO DE SOLUBILIDADE

Page 6: Equilíbrio parte2

Sais pouco solúveis

AgCl (s) ⇌ Ag+ (aq) + Cl- (aq)

𝐴𝑔+ 𝐶𝑙− = 𝐾𝑝𝑠 = 1,8 𝑥 10−10

Qual a solubilidade do AgCl em

água?

𝐴𝑔+ 𝐶𝑙− = [𝐴𝑔+]2 = 1,8 𝑥 10−10

[𝐴𝑔+] = 1,3 𝑥 10−5 𝑀

𝑆𝑜𝑙𝑢𝑏𝑖𝑙𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒 𝑑𝑜 𝐴𝑔𝐶𝑙 = 1,3 𝑥 10−5 𝑀

Page 7: Equilíbrio parte2

Sais pouco solúveis

CaF2 (s) ⇌ Ca2+ (aq) + 2F- (aq)

𝐾𝑝𝑠 = 3,9 𝑥 10−11

𝑆𝑜𝑙𝑢𝑏𝑖𝑙𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒 𝑑𝑜 𝐶𝑎𝐹2 = ? ? ?

Page 8: Equilíbrio parte2

Solubilidade na presença de íon comum

Qual a solubilidade do AgCl em uma solução 𝟏, 𝟎 𝒙 𝟏𝟎−𝟐 𝑴 de AgNO3?

𝐾𝑝𝑠 = 𝐴𝑔+ 𝐶𝑙−

𝐴𝑔+ = 𝐴𝑔+𝑑𝑜 𝐴𝑔𝑁𝑂3

+ 𝐴𝑔+𝑑𝑜 𝐴𝑔𝐶𝑙

1,0 𝑥 10−2 𝑀

< 1,3 𝑥 10−5 𝑀

Page 9: Equilíbrio parte2

Solubilidade na presença de íon comum

𝐴𝑔+ = 𝐴𝑔+𝑑𝑜 𝐴𝑔𝑁𝑂3

+ 𝐴𝑔+𝑑𝑜 𝐴𝑔𝐶𝑙

1,0 𝑥 10−2 𝑀

< 1,3 𝑥 10−5 𝑀

𝐴𝑔+ ≅ 1,0 𝑥 10−2 𝑀

𝐶𝑙− = 𝐾𝑝𝑠

𝐴𝑔+ ≅

1,8 𝑥 10−10

1,0 𝑥 10−2= 1,8 𝑥 10−8 𝑀

Page 10: Equilíbrio parte2

Solubilidade na presença de íon comum

𝐶𝑙− = 1,8 𝑥 10−8 𝑀

AgCl (s) ⇌ Ag+ (aq) + Cl- (aq)

A solubilidade do AgCl em uma solução 1,0 x 10-2 M de AgNO3 é 1,8 x 10-8 M!!!

Page 11: Equilíbrio parte2

Solubilidade na presença de íon comum

Qual a solubilidade do CaF2 em uma solução 𝟏, 𝟎 𝒙 𝟏𝟎−𝟐 𝑴 de Ca(NO3)2?

Page 12: Equilíbrio parte2

Predição da Precipitação

Ocorrerá precipitação quando:

𝑸𝒑𝒔 ≥ 𝑲𝒑𝒔

Haverá formação de precipitado de PbI2 quando volumes iguais de soluções 0,2 M de nitrato de chumbo (II) e iodeto de potássio são misturadas?

Pb(NO3)2 (aq) + 2KI (aq) → 2KNO3 (aq) + PbI2 (s)

Pb2+ (aq) + 2I- (aq)→ PbI2 (s)

PbI2 (s) ⇌ Pb2+ (aq) + 2I- (aq) 𝐾𝑝𝑠 = 𝑃𝑏2+ 𝐼− 2 = 1,4 𝑥 10−8

Page 13: Equilíbrio parte2

Predição da Precipitação

PbI2 (s) ⇌ Pb2+ (aq) + 2I- (aq) 𝐾𝑝𝑠 = 𝑃𝑏2+ 𝐼− 2 = 1,4 𝑥 10−8

• Volumes iguais de soluções 0,2 M de nitrato de chumbo (II) e iodeto de potássio são misturadas.

• O volume final será duas vezes maior, logo as novas molaridades serão: 0,1 M em Pb2+ (aq) e 0,1 M em I- (aq):

𝑄𝑝𝑠 = 𝑃𝑏2+ 𝐼− 2 = 0,1 𝑥(0,1)2= 1 𝑥 10−3

𝑄𝑝𝑠 > 𝐾𝑝𝑠 Haverá precipitação!

Page 14: Equilíbrio parte2

Predição da Precipitação

𝑄𝑝𝑠 < 𝐾𝑝𝑠 Sal dissolve

𝑄𝑝𝑠 = 𝐾𝑝𝑠 Equilíbrio

𝑄𝑝𝑠 > 𝐾𝑝𝑠 Sal precipita

Page 15: Equilíbrio parte2

Precipitação Seletiva

Uma amostra de água de mar contém, entre outros solutos, as seguintes concentrações de cátions solúveis: 0,050 M de Mg2+ (aq) e 0,010 M de Ca2+ (aq) . Determine a ordem com que cada íon precipita com a adição progressiva de NaOH sólido. Dê a concentração de OH- quando a precipitação de cada um deles começar e suponha que não há mudança de volume com a adição de NaOH.

Ca(OH)2 Mg(OH)2

Page 16: Equilíbrio parte2

Precipitação Seletiva

Ca(OH)2

Ca(OH)2 (s) ⇌ Ca2+ (aq) + 2OH- (aq)

𝐾𝑝𝑠 = 𝐶𝑎2+ 𝑂𝐻− 2

5,5 𝑥 10−6 = 0,01 𝑥 ( 𝑂𝐻− 2)

𝑂𝐻− = 0,023

Page 17: Equilíbrio parte2

Precipitação Seletiva

Mg(OH)2

Mg(OH)2 (s) ⇌ Mg2+ (aq) + 2OH- (aq)

𝐾𝑝𝑠 = 𝑀𝑔2+ 𝑂𝐻− 2

1,1 𝑥 10−11 = 0,05 𝑥 ( 𝑂𝐻− 2)

𝑂𝐻− = 1,5 𝑥 10−5

Page 18: Equilíbrio parte2

Precipitação Seletiva

Mg(OH)2 𝑂𝐻− = 1,5 𝑥 10−5 𝑀

Ca(OH)2 𝑂𝐻− = 0,023 𝑀

Portanto, os hidróxidos precipitam na ordem Mg(OH)2, em 1,5 x 10-5 M OH-(aq) e Ca(OH)2, em 0,023 M OH-(aq).

Page 19: Equilíbrio parte2

Equilíbrio ácido-base

Ácidos e bases Conceitos Equilíbrio ácido-base Ka, Kb e Kw

pH e pOH

Page 20: Equilíbrio parte2

Ácidos e bases: conceitos

Ácidos e Bases de Arrhenius

ÁCIDO – SE DISSOCIA LIBERANDO H+

BASE – SE DISSOCIA LIBERANDO OH-

HCl (g) + NH3 (l) → NH4+ + Cl-

BASE???? OH-????????

Page 21: Equilíbrio parte2

Ácidos e bases: conceitos

Ácidos e Bases de Brønsted-Lowry

ÁCIDO – DOADOR DE PRÓTONS BASE – ACEITADOR DE PRÓTONS

HCl (aq) + H2O (l) → H3O+ (aq) + Cl- (aq)

O próton é transferido do ácido para a base!

H+ não existe isoladamente em água!

Page 22: Equilíbrio parte2

Ácidos e bases: conceitos

Ácidos e Bases de Brønsted-Lowry

HCl (aq) + H2O (l) → H3O+ (aq) + Cl- (aq)

HCN (aq) + H2O (l) ⇌ H3O+ (aq) + CN- (aq)

ÁCIDO FORTE – completamente desprotonado em solução

ÁCIDO FRACO – parcialmente desprotonado em solução

A força do ácido depende do solvente!

Page 23: Equilíbrio parte2

Ácidos e bases: conceitos

Ácidos e Bases de Brønsted-Lowry

O2- (aq) + H2O (l) → 2 OH- (aq)

NH3 (aq) + H2O (l) ⇌ NH4+ (aq) + OH- (aq)

BASE FORTE – completamente protonada em solução

BASE FRACA – parcialmente protonado em solução

A força da base depende do solvente!

Page 24: Equilíbrio parte2

Ácidos e bases: conceitos

Ácidos e Bases de Brønsted-Lowry

HCN (aq) + H2O (l) ⇌ H3O+ (aq) + CN- (aq)

Base conjugada do ácido HCN

Base conjugada – espécie produzida quando um ácido doa um próton

Page 25: Equilíbrio parte2

Ácidos e bases: conceitos

Ácidos e Bases de Brønsted-Lowry

HCN (aq) + H2O (l) ⇌ H3O+ (aq) + CN- (aq)

Ácido conjugado da base CN-

Ácido conjugado – espécie produzida quando uma base aceita um próton

Page 26: Equilíbrio parte2

Ácidos e bases: conceitos

Ácidos e Bases de Brønsted-Lowry

CO32- (aq) + H2O (l) ⇌ HCO3

- (aq) + OH- (aq)

Page 27: Equilíbrio parte2

Ácidos e bases: conceitos

Ácidos e Bases de Lewis

ÁCIDO – ACEITADOR DE PAR DE ELÉTRONS BASE – DOADOR DE PAR DE ELÉTRONS

Page 28: Equilíbrio parte2

Ácidos e bases: conceitos

Ácidos e Bases de Lewis

As bases de Lewis são também bases de Brønsted. Mas os ácidos de Lewis não são necessariamente ácidos de Brønsted, pois

um ácido de Lewis não precisa ter um átomo de hidrogênio.

Page 29: Equilíbrio parte2

Força dos ácidos e bases

CONSTANTE DE DISSOCIAÇÃO DOS ÁCIDOS - Ka

HA + H2O ⇌ H3O+ + A-

𝐾𝑎 = 𝐻3𝑂+ 𝐴−

𝐻𝐴

Page 30: Equilíbrio parte2

Força dos ácidos e bases

CONSTANTE DE DISSOCIAÇÃO DOS ÁCIDOS - Ka

Page 31: Equilíbrio parte2

Força dos ácidos e bases

CONSTANTE DE EQUILÍBRIO DA BASE - Kb

B + H2O ⇌ HB+ + OH-

𝐾𝑏 = 𝐻𝐵+ 𝑂𝐻−

𝐵

Page 32: Equilíbrio parte2

A Escala de pH

pH = -log [H3O+] pOH = -log [OH-]

Para a água pura, a molaridade dos íons H3O+ é 𝟏, 𝟎 𝒙 𝟏𝟎−𝟕 𝒎𝒐𝒍 𝑳−𝟏, em 25°C. Seu pH será:

pH = -log [H3O+] = -log (1,0 x 10-7) = 7,0

• O pH da água pura é 7 • O pH de uma solução ácida é menor do que 7 • O pH de uma solução básica é maior do que 7

Page 33: Equilíbrio parte2

A auto-ionização da água

2 H2O ⇌ H3O+ + OH-

𝐾𝑤 = 𝐻3𝑂+ 𝑂𝐻−

CONSTANTE DO PRODUTO IÔNICO DA ÁGUA- Kw

Kw = 1,00 x 10-14, a 25°C pKw = -log Kw = -log (1,00 x 10-14) = 14,00

Page 34: Equilíbrio parte2

A auto-ionização da água

2 H2O ⇌ H3O+ + OH-

CONSTANTE DO PRODUTO IÔNICO DA ÁGUA- Kw

Solução neutra a 25°C: [H3O+] = [OH-] = 1,00 x 10-7 M

pH = pOH = 7,00

pH + pOH = pKw = 14,00

Page 35: Equilíbrio parte2

Relação entre Ka e Kb

𝐾𝑎 = 𝐻3𝑂+ 𝐵

𝐻𝐵+ HB+ + H2O ⇌ H3O+ + B

𝐾𝑏 = 𝐻𝐵+ 𝑂𝐻−

𝐵

𝐾𝑎𝐾𝑏 =𝐻3𝑂+ 𝐵

𝐻𝐵+

𝐻𝐵+ 𝑂𝐻−

𝐵= 𝐻3𝑂+ 𝑂𝐻− = 𝐾𝑤

B + H2O ⇌ HB+ + OH-

𝑲𝒂𝑲𝒃 = 𝑲𝒘

Page 36: Equilíbrio parte2

Relação entre Ka e Kb

NH3 + H2O ⇌ OH- + NH4

+ 𝐾𝑏 = 𝑂𝐻− 𝑁𝐻4

+

𝑁𝐻3

𝐾𝑏 = 𝐾𝑤

𝐾𝑎=

1,00 𝑥 10−14

5,7 𝑥 10−10= 1,8 𝑥 10−5

𝑲𝒂𝑲𝒃 = 𝑲𝒘

• O NH3 é a base conjugada do NH4 +

• Ka do NH4 + = 5,7 x 10-10

Page 37: Equilíbrio parte2

Exemplos

SOLUÇÕES DE ÁCIDOS FRACOS

1) Calcular o pH e a percentagem de desprotonação de 0,10 M CH3COOH (aq) sabendo que a constante Ka do ácido acético é 1,8 x 10-5.

CH3COOH (aq) + H2O (l) ⇌ H3O+ (aq) + CH3CO2- (aq)

Page 38: Equilíbrio parte2

Exemplos

SOLUÇÕES DE BASES FRACAS

2) Calcular o pH e a percentagem de protonação de uma solução 0,20 M de metilamina, CH3NH2, em água. A constante Kb da CH3NH2 é 3,6 x 10-4.

CH3NH2 (aq) + H2O (l) ⇌ CH3NH3+ (aq) + OH- (aq)

Page 39: Equilíbrio parte2

Solução Tampão

Solução Tampão Conceitos Tampão ácido Tampão básico

Indicadores

Page 40: Equilíbrio parte2

Solução Tampão

• TAMPÃO ÁCIDO • Ácido fraco + base conjugada na forma de sal

• TAMPÃO BÁSICO

• Base fraca + ácido conjugado na forma de sal

Estabiliza o pH de soluções em água!!!

• Plasma sanguíneo – pH = 7,4 • Água do mar – pH = 8,4 • Detergentes • ...

Page 41: Equilíbrio parte2

Tampão ácido

CH3COOH (aq) + H2O (l) ⇌ H3O+ (aq) + CH3CO2- (aq)

• Ácido fraco + base conjugada na forma de sal • Estabiliza soluções com pH < 7

Adicionando ácido forte a uma solução com concentrações aproximadamente iguais de CH3COOH e CH3CO2

- : Os íons H3O+ adicionados transferem prótons para os íons CH3CO2

- para produzir CH3COOH e H2O. O pH se mantém quase inalterado pois os íons hidrônio adicionados são removidos pelos íons acetato.

Page 42: Equilíbrio parte2

Tampão básico

NH3 (aq) + H2O (l) ⇌ NH4+ (aq) + OH- (aq)

• Base fraca + ácido conjugado na forma de sal • Estabiliza soluções com pH > 7

Adicionando base forte a uma solução com concentrações aproximadamente iguais de NH3 e NH4

+: Os íons OH- removem prótons dos íons NH4

+ para produzir NH3 e H2O. O pH se mantém quase inalterado pois os íons hidroxila adicionados são removidos pelos íons amônio.

Page 43: Equilíbrio parte2

Cálculo do pH de uma solução tampão

Calcule o pH de uma solução tampão 0,040 M NaCH3CO2 (aq) e 0,080 M CH3COOH (aq) em 25°C.

CH3COOH (aq) + H2O (l) ⇌ H3O+ (aq) + CH3CO2- (aq)

𝐾𝑎 = 𝐻3𝑂+ 𝐶𝐻3𝐶𝑂2

𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻= 1,8 𝑥 10−5

𝐻3𝑂+ = 𝐾𝑎 𝑥𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻

𝐶𝐻3𝐶𝑂2− = 1,8 𝑥 10−5 𝑥

0,080

0,040= 3,6 𝑥 10−5

𝒑𝑯 = − 𝐥𝐨𝐠 𝟑, 𝟔 𝒙 𝟏𝟎−𝟓 = 𝟒, 𝟒𝟒

Page 44: Equilíbrio parte2

Equação de Henderson-Hasselbalch

𝑝𝐻 = 𝑝𝐾𝑎 + 𝑙𝑜𝑔[𝑏á𝑠𝑖𝑐𝑜]𝑖𝑛𝑖𝑐𝑖𝑎𝑙

[á𝑐𝑖𝑑𝑜]𝑖𝑛𝑖𝑐𝑖𝑎𝑙

Page 45: Equilíbrio parte2

Exemplos

SOLUÇÃO TAMPÃO

3) Suponha que dissolvemos 1,2 g de hidróxido de sódio (0,030 mol NaOH) em 500 mL da solução tampão descrita anteriormente. Calcule o pH da solução resultante e a mudança de pH. Considere que o volume da solução não se alterou.

CH3COOH (aq) + H2O (l) ⇌ H3O+ (aq) + CH3CO2- (aq)

Page 46: Equilíbrio parte2

Exemplos

SOLUÇÃO TAMPÃO

4) Supõe-se que um tampão NH4+-NH3 seja capaz de manter o

pH de uma solução constante, dentro da faixa de 0,30 unidades de pH, durante a reação:

CH3COOCH3 + 2H2O → CH3COO- + H3O+ + CH3OH

Se a solução tampão tivesse a seguinte composição inicial, [CH3COOCH3]0 = 0,020 M

[NH4+]0 = 0,100 M

[NH3]0 = 0,058 M

quais seriam os pH’s inicial e final da solução? Este tampão satisfaz as condições acima descritas?

Page 47: Equilíbrio parte2

Indicadores

INDICADOR ÁCIDO - BASE

• Corante, solúvel em água, cuja cor dependo do pH. • Ácido fraco que tem uma cor na forma de ácido (HIn) e outra na

forma de base conjugada (In-). • O próton é capaz de mudar a estrutura da molécula HIn e faz com

que a absorção de luz seja diferente na forma HIn e na forma In-.

Fenolftaleína (incolor) pH abaixo de 8,2

Fenolftaleína (rosa) pH acima de 10,0

Page 48: Equilíbrio parte2

Indicadores

INDICADOR ÁCIDO - BASE

HIn (aq) + H2O (l) ⇌ H3O+ (aq) + In- (aq) 𝐾𝐼𝑛 = 𝐻3𝑂+ 𝐼𝑛−

𝐻𝐼𝑛

• Ponto final de uma titulação: [HIn] = [In-] • Mudança de cor: pH = pKIn

• A cor começa a mudar perceptivelmente em torno de uma unidade de pH antes do pKIn e está efetivamente completa em torno de 1 unidade de pH após o pKIn.

Page 49: Equilíbrio parte2

Indicadores

INDICADOR ÁCIDO - BASE

Indicador Cor da forma

ácida

Faixa de pH da mudança de

cor pKIn

Cor da forma básica

fenolftaleína incolor 8,2 até 10,0 9,4 rosa

alaranjado de metila

vermelho 3,2 até 4,4 3,4 amarelo

tornassol vermelho 5,0 até 8,0 6,5 azul

azul de bromotimol

amarelo 6,0 até 7,6 7,1 azul