aula 2 equilibrio quimico i
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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.
Teoria de dissociação eletrolítica
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:
Teoria de dissociação eletrolítica
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?
Teoria de dissociação eletrolítica
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+.
Teoria de dissociação eletrolítica
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)
Princípio de Le ChâtelierPrincípio de Le Châtelier
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.
Princípio de Le ChâtelierPrincípio de Le Châtelier
Profa. MSc. Joelma Moreira Abreu
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.
Profa. MSc. Joelma Moreira Abreu
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.
Profa. MSc. Joelma Moreira Abreu
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).
Profa. MSc. Joelma Moreira Abreu
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-
Profa. MSc. Joelma Moreira Abreu
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
Profa. MSc. Joelma Moreira Abreu
Algumas constantes de dissociação ácida a 25ºC
Profa. MSc. Joelma Moreira Abreu
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