Aula 2 Equilibrio Quimico I

Equilíbrio Químico Equilíbrio Químico

Faculdade Santo Faculdade Santo AgostinhoAgostinhoGraduação em FarmáciaGraduação em FarmáciaDisciplina: Química Disciplina: Química Analítica Analítica

Profa. MSc. Joelma Moreira Abreu

Teresina, 2013

O que é uma solução?O que é uma solução?

Soluto Solvente

Solução produto homogêneo obtido quando se dissolve uma substância (soluto) em um solvente.

Solução aquosa quando o solvente é a água.

Reações Químicas

O que são eletrólitos?O que são eletrólitos?O que são não-eletrólitos?O que são não-eletrólitos?

Eletrólitos são substâncias químicas que formam íons quando dissolvidas em água ou outro solvente e assim produzem soluções que conduzem a corrente elétrica.

Eletrólitos Corrente elétrica

Corrente elétricaConduz eletricidade Não conduz eletricidade

Sofrem modificações

Eletrólitos Não - Eletrólitos

Não se modificam

Substâncias inorgânicas (ácidos, bases e sais)

Substâncias orgânicas (glicose, glicerina etc.)

O que são eletrólitos?O que são eletrólitos?O que são não-eletrólitos?O que são não-eletrólitos?

Química Analítica Clássica

Teoria de dissociação eletrolítica

Corrente elétrica conduzida pela migração de partículas carregadas em soluções de eletrólitos;

Soluções de eletrólitos nº de partículas é 2, 3 ou mais vezes maior que nº de moléculas dissolvidas.


NaCl Na+ + Cl-

MgSO4 Mg2+ + SO42-

CaCl2 Ca2+ + 2Cl-

Na2SO4 2Na+ + SO42-

Cargas positivas = cargas negativasnº de cargas do íon = valência

Dissociação eletrolítica de substâncias inorgânicas:


Grau de dissociação de uma substância química

moléculasdetotaln

sdissociadamoléculasden

º

º

0 Não há dissociação

1 Dissociação Total

O que são eletrólitos fortes?

Eletrólitos fortes são substâncias químicas que se ionizam completamente em um solvente.

Eletrólitos fracos são substâncias químicas que se ionizam parcialmente em um solvente.

O que são eletrólitos fracos?


Exemplos de eletrólitos fortes e fracosClassificação de EletrólitosFORTES1. Ácidos inorgânicos como HNO3, HClO4, *H2SO4, HCl, HI, HBr, HClO3, HBrO3

2. Hidróxidos alcalinos e alcalino-terrosos;3. A maioria dos sais.

*H2SO4 é completamente dissociado para formar os íons HSO4 - e H3O+ e,

por essa razão, é considerado um eletrólito forte. Deve-seobservar, entretanto, que o íon HSO4

- é um eletrólito fraco, sendo apenas parcialmente dissociado para formar SO4

2- e H3O+.


Exemplos de eletrólitos fortes e fracosClassificação de EletrólitosFRACOS 1.Ácidos inorgânicos, incluindo H2CO3, H3BO3, H3PO4, H2S, H2SO3;

2. A maioria dos ácidos orgânicos;3. Amônia e a maioria das bases orgânicas;4. Haletos, cianetos e tiocianatos.

ESTUDO QUANTITATIVO DAS ESTUDO QUANTITATIVO DAS SOLUÇÕESSOLUÇÕES

As concentrações são formas de medir as quantidades de soluto e solvente de uma solução. As várias unidades de concentrações disponíveis se deve às várias maneiras de se medir a quantidade de uma substância: (massa, volume, número de mols, número de moléculas).

Soluções Concentradas: contêm muito soluto em relação ao solvente.

- Exemplo: 300g de sal para 1L de água.

Soluções Diluídas: contêm pouco soluto em relação ao solvente.

- Exemplo: 10g de sal para 1L de água.

Concentração de soluções

- Concentração comum, C=m/v(L)- Molaridade, M= n/v(L)- Molalidade, W= n1/m2 (Kg) - Normalidade, N = m1 / neq . V

• Equilíbrio químico é o ponto em que as concentrações de todas as espécies são constantes.

Conceito de equilíbrioConceito de equilíbrioConceito de equilíbrioConceito de equilíbrio

N2O4(g) 2NO2(g)

• Para uma reação geral na fase gasosa

a expressão da constante de equilíbrio é

onde Keq é A constante de equilíbrio.

aA + bB cC + dD

ba

dc

eq BA

DCK

].[][

].[][

• O Princípio de Le Châtelier: se um sistema em equilíbrio é perturbado, o sistema se deslocará de tal forma que a pertubação seja neutralizada.

Princípio de Le ChâtelierPrincípio de Le Châtelier

Variação nas concentrações de

reagentes ou produto• Considere a reação:

• Se H2 é adicionado enquanto o sistema está em equilíbio, o sistema deve responder para neutralizar o H2 adicionado (por Le Châtelier).

• O sistema deve consumir o H2 e levar aos produtos até que um novo equilíbrio seja estabelecido.

• Portanto, a [H2] e a [N2] diminuirão e a [NH3] aumentará.

N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g)


Variação nas concentrações de

reagente ou produto

• A adição de um reagente ou produto desloca o equilíbrio para longe do aumento.

• A remoção de um reagente ou produto desloca o equilíbrio no sentido da diminuição.



EQUILÍBRIO REAÇÃO Keq

Ácido-Base Dissociação HA + H2O H3O+ + A- Ka, Constante de Acidez

Solubilidade MX Mn+ + Xn- Kps, produto de solubilidade

Complexação Mn+ aL MLa(na – ab)+ Kf, Constante de Formação

Redox ARed + BOx AOx + BRed Keq, Cte. Equilib da Reação

Distribuição de Fases ’ AORGÂNICOKD, Coeficiente Distribuição

TIPOS DE EQUILÍBRIOS

Constantes de Equilíbrio podem ser escritas para vários tipos de processos químicos

. Os equilíbrios podem representar DISSOCIAÇÃO (ácido/base, solubilidade),

FORMAÇÃO DE PRODUTOS (complexos), REAÇÕES (redox), DISTRIBUIÇÃO

entre duas fases (água e um solvente não-aquoso – extração por solvente);

adsorção sobre uma superfície, como em cromatografia, etc.).

TABELA 1

Ácidos e Bases

Definição

Ácido é uma substância capaz de doar prótons

Base é um substância capaz de receber prótons

Em 1923, dois químicos, J. N. Brønsted da

Dinamarca, e J. M. Lowry da Inglaterra, propuseram

independentemente uma teoria sobre o comportamento

ácido-base que é particularmente útil na química analítica.


PRODUTO IÔNICO DA ÁGUA, Kw

H2O + H2O H⇆ 3O+ + OH-

base1 ácido2 ácido1 base2

3

2

2

H O OHK

H O

3wK H O OH

Obs: em soluções diluídas, [H2O] é muito maior do que a concentração de espécies químicas em solução.


pH

Logaritmo (na base 10) do inverso da concentração de íon hidrônio, ou logaritmo da concentração de H3O+ tomado com o sinal negativo.

Usado porque a maioria das concentrações são menores que 1 mol L-1;

10-1 a 10-13 mol L-1 (faixa comum em titulações)

Obs: pH + pOH = 14 a 25°C

3wK H O OH

3log log

log ( log[ ]) ( log[ ])

w

w

w

K H O OH

K H OH

pK pH pOHProfa. MSc. Joelma Moreira Abreu

pH

Exercício 1Calcule as concentrações de íons hidrônio e hidróxido e o pH e pOH de uma solução aquosa de NaOH 0,200 mol L-1, a 25°C.Exercício 2Calcule o pH de uma solução em que [H3O+] é 4,0 x 10-5 mol L-1.R. pH = 4,4Exercício 3 Calcule a [H3O+] que corresponde ao pH = 5,6. (R. 2,5 x 10-6).


Ácidos e Bases Fortes

3

a

H O AK

HA

b

BH OHK

B

HCl(aq) H⇆ 3O+ + Cl-

Constante de dissociação ácida é pequena

Constante de dissociação da base fraca é pequena

Completamente dissociados em solução aquosa, constantes de equilíbrio são grandes

Ácidos e Bases FracasDissociação parcial em água, constantes de dissociação são pequenas

HA + H2O H⇆ 3O+ + A- B + H2O BH⇆ + + OH-


Relação entre Constantes de Dissociação para Pares Conjugados Ácido/Base

4

3b

NH OHK

NH

3 3

4

a

NH H OK

NH

3 3 4

334

NH H O NH OHx H O x OH K

NHNH

NH3 + H2O NH⇆ 4+ + OH-

NH4+

+ H2O NH⇆ 3 + H3O+

Ka x Kb=

Ka x Kb.............................=.................................Kw


Algumas constantes de dissociação ácida a 25ºC


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