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QUI219 – QUÍMICA

ANALÍTICA

(Farmácia)

Prof. Mauricio X. Coutrim

([email protected])

mailto:[email protected]

18/10/2016 Química Analítica I

Prof. Mauricio Xavier Coutrim

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SOLUÇÕES AQUOSAS Equilíbrios químicos

A água e os eletrólitos (solutos que forma íons quando dissolvidos em água):

Ácidos, Bases e Sais

Completamente dissociados em água

HNO3(aq) H+(aq) + NO3

-(aq)

Parcialmente dissociados em água

H2CO3(aq) H+(aq) + HCO3

-(aq)

HNO3(aq) + H20(L) H3O+

(aq) + NO3-(aq)

H2CO3(aq) + H20(L) H3O+

(aq) + HCO3-(aq)



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SOLUÇÕES AQUOSAS Íon hidrônio: H+ ou H3O

+ ou ?



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SOLUÇÕES AQUOSAS ÁCIDOS E BASES

Conceito de BrØnsted e Lowry

Ácido: doa próton / Base aceita próton

Base conjugada: espécie formada após a doação do próton

Ácido conjugado: espécie formada com o próton doado pelo ácido



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SOLUÇÕES AQUOSAS ÁCIDOS E BASES

Auto protólise (autoionização)



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SOLUÇÕES AQUOSAS FORÇA DE ÁCIDOS E BASES

A tendência para o solvente aceitar ou doar prótons

determina a força do soluto (ácido ou base) dissolvido



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SOLUÇÕES AQUOSAS EQUILÍBRIO QUÍMICO

Princípio de Le Châtelier: um equilíbrio químico sempre será

deslocado na direção que permita uma diminuição da

perturbação responsável pela sua alteração.

Efeito da ação das massas: Em um sistema em equilíbrio a

adição ou perda de reagentes ou consumo de produtos

desloca o equilíbrio no sentido de repor a alteração.



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SOLUÇÕES AQUOSAS EQUILÍBRIO QUÍMICO: constante de equilíbrio

A equação que expressa o equilíbrio químico não

fornece informações sobre a velocidade da reação mas

tão somente sobre a variação das concentrações.

ÁGUA: uma substância única

Características especiais da água:

1)Caráter polar

2)Tendência para formar ligação de hidrogênio

3)Capacidade para hidratar íons metálicos


A MOLÉCULA DE ÁGUA É POLAR


Anomalia em alguma

propriedades físicas de

compostos que fazem ligação

de hidrogênio (p. ex., água)

gelo

ÁGUA: substância única


Formação de

complexos:

Preferência

dos metais

pela água

como ligante


Propriedade Efeito e Significado

Excelente solvente Transporte de nutrientes e descartes:

processos biológicos no meio aquoso

Maior e0 dentre os líquidos Alta solubilidade e ionização de

substâncias iônicas

Maior tensão superficial Vantagens fisiológicas / gotas e

fenômenos de superfície

Transparente ao UV-Vis Incolor / fotossíntese em profundidade

Densidade máx. a 4oC (liq.) Gelo flutua / circulação vertical

Maior DHvap dentre os mater. Transferência de calor e moléculas de

água entre atmosfera e corpos d`água

Só NH3 tem maior DHfusão Estabilização de temperatura no ponto

de congelamento

Só NH3 tem maior Cap.

Calorífica

Estabilização de temperaturas nos

seres vivos e regiões geográficas

Fonte: Manahan, S.E. Environmental Chemistry, 6ª ed., p. 26

A Solvatação




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SOLUÇÕES AQUOSAS ÁGUA: autoionização

Agua é um importante solvente por causa da sua

disponibilidade (o solvente mais abundante na Terra) e por

causa das suas propriedades químicas como solvente.



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Calcule [H30+], [OH-], pH e pOH numa solução de NaOH

0,200 mol.L-1 a 25oC.

NaOH(aq) Na+(aq) + OH-

(aq)

[OH-] = [Na+] = CNaOH = 0,200 mol.L-1

[H30+] = Kw / [OH-] = 1,01.10-14 / 0,200 = 5,05.10-14 mol.L-1

pOH = -log[OH-] = -log 0,200 = 0,699

pH + pOH = pKw = 14,0. Então, pH = 14,0 – 0,699 = 13,301



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A água é um solvente anfiprótico porque pode se

comportar como ácido na presença de compostos

básicos e como base na presença de compostos ácidos.

Íon zwitterion: apresenta ao mesmo tempo carga(s)

positiva(s) e carga(s) negativa(s): Ex. +NH3CH2COO-

NH2CH2COOH(aq) +NH3CH2COO-(aq) (glicina)



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DISSOCIAÇÃO ÁCIDO/BASE Constante de dissociação de ácido: Ka

O ácido nitroso (HNO2) é um ácido fraco, então

Enquanto que a amônia dissolvida em água atua

como uma base fraca, então

Assim, tem-se que Ka é a constante de dissociação de

ácido e Kb é a constante de dissociação de base.



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DISSOCIAÇÃO ÁCIDO/BASE Constante de dissociação de ácido e base: Ka e Kb

Generalizando tem-se que

Aproximações importantes

Considerando que [H3O+] ≈ [A-] e que cHA = [HA] + [A-], vem:

CHA = [HA] + [H3O+] ou [HA] = CHA - [H3O

+] ≈ CHA

O erro na consideração CHA - [H3O+] = CHA será tão menor

quanto menor for CHA e maior ka. Assim:

Para CHA / Ka > 104 ou CBOH / Kb > 104 o erro é menor que 0,5%

Para CHA / Ka < 102 ou CBOH / Kb < 102 o erro é maior que 5%



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DISSOCIAÇÃO ÁCIDO/BASE Constante de dissociação de Ácido/base conjugados

Para a amônia em água (NH4OH) Kb = 1,75.10-5.

Determine o pH de uma solução 0,075 mol.L-1 dessa base.

NH3(aq) + H2O(L) NH4+(aq) + OH-

(aq)

Sendo [NH4+] ≈ [OH-]; Kb = 1,75.10-5 = [OH-]2 / (0,075 – [OH-])

Se CNH3 / Kb = 0,075 / 1,75.10-5 = 4,3.103 (~ 104; erro ~ 0,5%)

Então, considera-se que [OH-] << 0,075. Assim,

([OH-])2 = 0,075 x 1,75.10-5 = 1,31.10-6; [OH-] = 1,15.10-3 mol.L-1

(Não fazendo essa consideração o erro será menor que 2%)

Então, pOH = 2,94 e pH = 14,00 – 2,94 = 11,06



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A amônia dissolvida em água atua como uma base fraca

O valor de K do equilíbrio obtido pela soma de dois outros é

a multiplicação dos valores de K dos mesmos. Assim,

E o íon amônio (NH4+) é o ácido fraco conjugado, então

K = = Kw



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Para o ácido cianídrico Ka = 6,2.10-10.

Determine Kb para a base conjugada (CN-) desse ácido.

A base conjugada reage com a água conforme

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