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EQUILÍBRIO
QUÍMICO
SQM 0405 – Química Geral e Experimental: Teórica e Prática
Engenharia Elétrica e Engenharia de Computação
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Principais tópicos
• Noções de equilíbrio químico
• Constante de equilíbrio
• Equilíbrio iônico em solução aquosa
• Equilíbrio ácido-base
• Solução tampão
Relembrando

aA + bB ⇌ cC + dD

𝐾=

𝐶
𝐴

𝑐
𝑎

𝐷
𝐵

𝑑
𝑏
Equilíbrio iônico em solução
aquosa
 Sais pouco solúveis
 Solubilidade na presença do íon comum
 Predição da Precipitação
 Precipitação Seletiva
Sais pouco solúveis
AgCl (s) ⇌ Ag+ (aq) + Cl- (aq)
𝐴𝑔+ 𝐶𝑙−
𝐾=
[𝐴𝑔𝐶𝑙(𝑠)]

𝐾 𝑝𝑠 = 𝐴𝑔+

𝐶𝑙−

PRODUTO DE
SOLUBILIDADE
Sais pouco solúveis
AgCl (s) ⇌ Ag+ (aq) + Cl- (aq)
𝐴𝑔+

𝐶𝑙− = 𝐾 𝑝𝑠 = 1,8 𝑥 10−10
𝐴𝑔+

Qual a
solubilidade
do AgCl em
água?

𝐶𝑙− = [𝐴𝑔+ ]2 = 1,8 𝑥 10−10
[𝐴𝑔+ ] = 1,3 𝑥 10−5 𝑀

𝑆𝑜𝑙𝑢𝑏𝑖𝑙𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒 𝑑𝑜 𝐴𝑔𝐶𝑙 = 1,3 𝑥 10−5 𝑀
Sais pouco solúveis
CaF2 (s) ⇌ Ca2+ (aq) + 2F- (aq)
𝐾 𝑝𝑠 = 3,9 𝑥 10−11

𝑆𝑜𝑙𝑢𝑏𝑖𝑙𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒 𝑑𝑜 𝐶𝑎𝐹2 = ? ? ?
Solubilidade na presença de
íon comum
Qual a solubilidade do AgCl em uma solução
𝟏, 𝟎 𝒙 𝟏𝟎−𝟐 𝑴 de AgNO3?

𝐾 𝑝𝑠 = 𝐴𝑔+

𝐶𝑙−

< 1,3 𝑥 10−5 𝑀
𝐴𝑔+ = 𝐴𝑔+

𝑑𝑜 𝐴𝑔𝑁𝑂3

1,0 𝑥 10−2 𝑀

+ 𝐴𝑔+

𝑑𝑜 𝐴𝑔𝐶𝑙
Solubilidade na presença de
íon comum
< 1,3 𝑥 10−5 𝑀
𝐴𝑔+ = 𝐴𝑔+

𝑑𝑜 𝐴𝑔𝑁𝑂3

+ 𝐴𝑔+

𝑑𝑜 𝐴𝑔𝐶𝑙

1,0 𝑥 10−2 𝑀

𝐴𝑔+ ≅ 1,0 𝑥 10−2 𝑀
𝐶𝑙− =

𝐾 𝑝𝑠
1,8 𝑥 10−10
≅
= 1,8 𝑥 10−8 𝑀
𝐴𝑔+
1,0 𝑥 10−2
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!!!
Solubilidade na presença de
íon comum

Qual a solubilidade do CaF2 em uma solução
𝟏, 𝟎 𝒙 𝟏𝟎−𝟐 𝑴 de Ca(NO3)2?
Predição da Precipitação
Ocorrerá precipitação quando:

𝑸 𝒑𝒔 ≥ 𝑲 𝒑𝒔

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)

𝐾 𝑝𝑠 = 𝑃𝑏 2+ 𝐼 −

2

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

𝐾 𝑝𝑠 = 𝑃𝑏 2+ 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):
𝑄 𝑝𝑠 = 𝑃𝑏 2+ 𝐼 −

𝑄 𝑝𝑠 > 𝐾 𝑝𝑠

2

= 0,1 𝑥(0,1)2 = 1 𝑥 10−3

Haverá precipitação!
Predição da Precipitação
𝑄 𝑝𝑠 < 𝐾 𝑝𝑠

Sal dissolve

𝑄 𝑝𝑠 = 𝐾 𝑝𝑠

Equilíbrio

𝑄 𝑝𝑠 > 𝐾 𝑝𝑠

Sal precipita
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
Precipitação Seletiva
Ca(OH)2
Ca(OH)2 (s) ⇌ Ca2+ (aq) + 2OH- (aq)
𝐾 𝑝𝑠 = 𝐶𝑎2+

𝑂𝐻 −

2

5,5 𝑥 10−6 = 0,01 𝑥 ( 𝑂𝐻 − 2 )
𝑂𝐻 − = 0,023
Precipitação Seletiva
Mg(OH)2
Mg(OH)2 (s) ⇌ Mg2+ (aq) + 2OH- (aq)
𝐾 𝑝𝑠 =

𝑀𝑔2+

𝑂𝐻 −

2

1,1 𝑥 10−11 = 0,05 𝑥 ( 𝑂𝐻 − 2 )
𝑂𝐻 − = 1,5 𝑥 10−5
Precipitação Seletiva
Ca(OH)2

𝑂𝐻 − = 0,023 𝑀

Mg(OH)2

𝑂𝐻 − = 1,5 𝑥 10−5 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).
Equilíbrio ácido-base
 Ácidos e bases
 Conceitos
 Equilíbrio ácido-base
 Ka, Kb e Kw
 pH e pOH
Ácidos e bases: conceitos
Ácidos e Bases de Arrhenius

ÁCIDO – SE DISSOCIA LIBERANDO H+
BASE – SE DISSOCIA LIBERANDO OH-

HCl (g) + NH3 (l) → NH4+ + ClBASE???? OH-????????
Ácidos e bases: conceitos
Ácidos e Bases de Brønsted-Lowry

ÁCIDO – DOADOR DE PRÓTONS
BASE – ACEITADOR DE PRÓTONS
O próton é transferido do ácido para a base!

HCl (aq) + H2O (l) → H3O+ (aq) + Cl- (aq)
H+ não existe
isoladamente em água!
Ácidos e bases: conceitos
Ácidos e Bases de Brønsted-Lowry
ÁCIDO FORTE – completamente desprotonado em solução

HCl (aq) + H2O (l) → H3O+ (aq) + Cl- (aq)
ÁCIDO FRACO – parcialmente desprotonado em solução

HCN (aq) + H2O (l) ⇌ H3O+ (aq) + CN- (aq)
A força do ácido depende do solvente!
Ácidos e bases: conceitos
Ácidos e Bases de Brønsted-Lowry
BASE FORTE – completamente protonada em solução

O2- (aq) + H2O (l) → 2 OH- (aq)
BASE FRACA – parcialmente protonado em solução

NH3 (aq) + H2O (l) ⇌ NH4+ (aq) + OH- (aq)
A força da base depende do solvente!
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
Ácidos e bases: conceitos
Ácidos e Bases de Brønsted-Lowry

HCN (aq) + H2O (l) ⇌ H3O+ (aq) + CN- (aq)
Ácido conjugado da base CNÁcido conjugado – espécie produzida
quando uma base aceita um próton
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Ácidos e Bases de Brønsted-Lowry

CO32- (aq) + H2O (l) ⇌ HCO3- (aq) + OH- (aq)
Ácidos e bases: conceitos
Ácidos e Bases de Lewis

ÁCIDO – ACEITADOR DE PAR DE ELÉTRONS
BASE – DOADOR DE PAR DE ELÉTRONS
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.
Força dos ácidos e bases
CONSTANTE DE DISSOCIAÇÃO DOS ÁCIDOS HA + H2O ⇌ H3O+ + A-

𝐾𝑎 =

𝐻3 𝑂+ 𝐴−
𝐻𝐴

Ka
Força dos ácidos e bases
CONSTANTE DE DISSOCIAÇÃO DOS ÁCIDOS -

Ka
Força dos ácidos e bases
CONSTANTE DE EQUILÍBRIO DA BASE B + H2O ⇌ HB+ + OH-

𝐾𝑏 =

𝐻𝐵+

𝑂𝐻−
𝐵

Kb
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
A auto-ionização da água
CONSTANTE DO PRODUTO IÔNICO DA ÁGUA2 H2O ⇌ H3O+ + OH-

𝐾 𝑤 = 𝐻3 𝑂 +

𝑂𝐻−

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

Kw
A auto-ionização da água
CONSTANTE DO PRODUTO IÔNICO DA ÁGUA2 H2O ⇌ H3O+ + OHSolução neutra a 25°C:
[H3O+] = [OH-] = 1,00 x 10-7 M
pH = pOH = 7,00

pH + pOH = pKw = 14,00

Kw
Relação entre Ka e Kb
B + H2O ⇌ HB+ + OHHB+

+ H2O ⇌

H3O+

𝐻3 𝑂+ 𝐵
𝐾𝑎 𝐾𝑏 =
𝐻𝐵+

𝐾𝑏 =

+B

𝐻𝐵+

𝐾𝑎 =

𝑂𝐻 −
𝐵

=

𝑲𝒂 𝑲𝒃 = 𝑲 𝒘

𝐻𝐵+

𝑂𝐻 −
𝐵

𝐻3 𝑂+ 𝐵
𝐻𝐵+

𝐻3 𝑂+

𝑂𝐻 − = 𝐾 𝑤
Relação entre Ka e Kb
NH3 + H2O ⇌ OH- + NH4+

𝐾𝑏 =

𝑂𝐻 −

𝑁𝐻4+
𝑁𝐻3

• O NH3 é a base conjugada do NH4 +
• Ka do NH4 + = 5,7 x 10-10
𝐾𝑤
1,00 𝑥 10−14
𝐾𝑏 =
=
= 1,8 𝑥 10−5
𝐾𝑎
5,7 𝑥 10−10

𝑲𝒂 𝑲𝒃 = 𝑲𝒘
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)
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)
Solução Tampão
 Solução Tampão
 Conceitos
 Tampão ácido
 Tampão básico

 Indicadores
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
...
Tampão ácido
• Ácido fraco + base conjugada na forma de sal
• Estabiliza soluções com pH < 7

CH3COOH (aq) + H2O (l) ⇌ H3O+ (aq) + CH3CO2- (aq)
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.
Tampão básico
• Base fraca + ácido conjugado na forma de sal
• Estabiliza soluções com pH > 7

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

𝐻3

𝑂+

𝐻3 𝑂+ 𝐶𝐻3 𝐶𝑂2 −
= 1,8 𝑥 10−5
𝐶𝐻3 𝐶𝑂𝑂𝐻

𝐶𝐻3 𝐶𝑂𝑂𝐻
0,080
−5 𝑥
= 𝐾𝑎 𝑥
= 3,6 𝑥 10−5
− = 1,8 𝑥 10
𝐶𝐻3 𝐶𝑂2
0,040

𝒑𝑯 = − 𝐥𝐨𝐠 𝟑, 𝟔 𝒙 𝟏𝟎−𝟓 = 𝟒, 𝟒𝟒
Equação de HendersonHasselbalch

[𝑏á𝑠𝑖𝑐𝑜] 𝑖𝑛𝑖𝑐𝑖𝑎𝑙
𝑝𝐻 = 𝑝𝐾 𝑎 + 𝑙𝑜𝑔
[á𝑐𝑖𝑑𝑜] 𝑖𝑛𝑖𝑐𝑖𝑎𝑙
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)
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?
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
Indicadores
INDICADOR ÁCIDO - BASE

HIn (aq) + H2O (l) ⇌ H3O+ (aq) + In- (aq)

𝐾 𝐼𝑛 =

𝐻3 𝑂+ 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.
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

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bromotimol

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  • 1. EQUILÍBRIO QUÍMICO SQM 0405 – Química Geral e Experimental: Teórica e Prática Engenharia Elétrica e Engenharia de Computação quimicageralemais.blogspot.com.br
  • 2. Principais tópicos • Noções de equilíbrio químico • Constante de equilíbrio • Equilíbrio iônico em solução aquosa • Equilíbrio ácido-base • Solução tampão
  • 3. Relembrando aA + bB ⇌ cC + dD 𝐾= 𝐶 𝐴 𝑐 𝑎 𝐷 𝐵 𝑑 𝑏
  • 4. Equilíbrio iônico em solução aquosa  Sais pouco solúveis  Solubilidade na presença do íon comum  Predição da Precipitação  Precipitação Seletiva
  • 5. Sais pouco solúveis AgCl (s) ⇌ Ag+ (aq) + Cl- (aq) 𝐴𝑔+ 𝐶𝑙− 𝐾= [𝐴𝑔𝐶𝑙(𝑠)] 𝐾 𝑝𝑠 = 𝐴𝑔+ 𝐶𝑙− PRODUTO DE SOLUBILIDADE
  • 6. Sais pouco solúveis AgCl (s) ⇌ Ag+ (aq) + Cl- (aq) 𝐴𝑔+ 𝐶𝑙− = 𝐾 𝑝𝑠 = 1,8 𝑥 10−10 𝐴𝑔+ Qual a solubilidade do AgCl em água? 𝐶𝑙− = [𝐴𝑔+ ]2 = 1,8 𝑥 10−10 [𝐴𝑔+ ] = 1,3 𝑥 10−5 𝑀 𝑆𝑜𝑙𝑢𝑏𝑖𝑙𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒 𝑑𝑜 𝐴𝑔𝐶𝑙 = 1,3 𝑥 10−5 𝑀
  • 7. Sais pouco solúveis CaF2 (s) ⇌ Ca2+ (aq) + 2F- (aq) 𝐾 𝑝𝑠 = 3,9 𝑥 10−11 𝑆𝑜𝑙𝑢𝑏𝑖𝑙𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒 𝑑𝑜 𝐶𝑎𝐹2 = ? ? ?
  • 8. Solubilidade na presença de íon comum Qual a solubilidade do AgCl em uma solução 𝟏, 𝟎 𝒙 𝟏𝟎−𝟐 𝑴 de AgNO3? 𝐾 𝑝𝑠 = 𝐴𝑔+ 𝐶𝑙− < 1,3 𝑥 10−5 𝑀 𝐴𝑔+ = 𝐴𝑔+ 𝑑𝑜 𝐴𝑔𝑁𝑂3 1,0 𝑥 10−2 𝑀 + 𝐴𝑔+ 𝑑𝑜 𝐴𝑔𝐶𝑙
  • 9. Solubilidade na presença de íon comum < 1,3 𝑥 10−5 𝑀 𝐴𝑔+ = 𝐴𝑔+ 𝑑𝑜 𝐴𝑔𝑁𝑂3 + 𝐴𝑔+ 𝑑𝑜 𝐴𝑔𝐶𝑙 1,0 𝑥 10−2 𝑀 𝐴𝑔+ ≅ 1,0 𝑥 10−2 𝑀 𝐶𝑙− = 𝐾 𝑝𝑠 1,8 𝑥 10−10 ≅ = 1,8 𝑥 10−8 𝑀 𝐴𝑔+ 1,0 𝑥 10−2
  • 10. 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!!!
  • 11. Solubilidade na presença de íon comum Qual a solubilidade do CaF2 em uma solução 𝟏, 𝟎 𝒙 𝟏𝟎−𝟐 𝑴 de Ca(NO3)2?
  • 12. Predição da Precipitação Ocorrerá precipitação quando: 𝑸 𝒑𝒔 ≥ 𝑲 𝒑𝒔 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) 𝐾 𝑝𝑠 = 𝑃𝑏 2+ 𝐼 − 2 = 1,4 𝑥 10−8
  • 13. Predição da Precipitação PbI2 (s) ⇌ Pb2+ (aq) + 2I- (aq) 𝐾 𝑝𝑠 = 𝑃𝑏 2+ 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): 𝑄 𝑝𝑠 = 𝑃𝑏 2+ 𝐼 − 𝑄 𝑝𝑠 > 𝐾 𝑝𝑠 2 = 0,1 𝑥(0,1)2 = 1 𝑥 10−3 Haverá precipitação!
  • 14. Predição da Precipitação 𝑄 𝑝𝑠 < 𝐾 𝑝𝑠 Sal dissolve 𝑄 𝑝𝑠 = 𝐾 𝑝𝑠 Equilíbrio 𝑄 𝑝𝑠 > 𝐾 𝑝𝑠 Sal precipita
  • 15. 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
  • 16. Precipitação Seletiva Ca(OH)2 Ca(OH)2 (s) ⇌ Ca2+ (aq) + 2OH- (aq) 𝐾 𝑝𝑠 = 𝐶𝑎2+ 𝑂𝐻 − 2 5,5 𝑥 10−6 = 0,01 𝑥 ( 𝑂𝐻 − 2 ) 𝑂𝐻 − = 0,023
  • 17. Precipitação Seletiva Mg(OH)2 Mg(OH)2 (s) ⇌ Mg2+ (aq) + 2OH- (aq) 𝐾 𝑝𝑠 = 𝑀𝑔2+ 𝑂𝐻 − 2 1,1 𝑥 10−11 = 0,05 𝑥 ( 𝑂𝐻 − 2 ) 𝑂𝐻 − = 1,5 𝑥 10−5
  • 18. Precipitação Seletiva Ca(OH)2 𝑂𝐻 − = 0,023 𝑀 Mg(OH)2 𝑂𝐻 − = 1,5 𝑥 10−5 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).
  • 19. Equilíbrio ácido-base  Ácidos e bases  Conceitos  Equilíbrio ácido-base  Ka, Kb e Kw  pH e pOH
  • 20. Ácidos e bases: conceitos Ácidos e Bases de Arrhenius ÁCIDO – SE DISSOCIA LIBERANDO H+ BASE – SE DISSOCIA LIBERANDO OH- HCl (g) + NH3 (l) → NH4+ + ClBASE???? OH-????????
  • 21. Ácidos e bases: conceitos Ácidos e Bases de Brønsted-Lowry ÁCIDO – DOADOR DE PRÓTONS BASE – ACEITADOR DE PRÓTONS O próton é transferido do ácido para a base! HCl (aq) + H2O (l) → H3O+ (aq) + Cl- (aq) H+ não existe isoladamente em água!
  • 22. Ácidos e bases: conceitos Ácidos e Bases de Brønsted-Lowry ÁCIDO FORTE – completamente desprotonado em solução HCl (aq) + H2O (l) → H3O+ (aq) + Cl- (aq) ÁCIDO FRACO – parcialmente desprotonado em solução HCN (aq) + H2O (l) ⇌ H3O+ (aq) + CN- (aq) A força do ácido depende do solvente!
  • 23. Ácidos e bases: conceitos Ácidos e Bases de Brønsted-Lowry BASE FORTE – completamente protonada em solução O2- (aq) + H2O (l) → 2 OH- (aq) BASE FRACA – parcialmente protonado em solução NH3 (aq) + H2O (l) ⇌ NH4+ (aq) + OH- (aq) A força da base depende do solvente!
  • 24. 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
  • 25. Ácidos e bases: conceitos Ácidos e Bases de Brønsted-Lowry HCN (aq) + H2O (l) ⇌ H3O+ (aq) + CN- (aq) Ácido conjugado da base CNÁcido conjugado – espécie produzida quando uma base aceita um próton
  • 26. Ácidos e bases: conceitos Ácidos e Bases de Brønsted-Lowry CO32- (aq) + H2O (l) ⇌ HCO3- (aq) + OH- (aq)
  • 27. Ácidos e bases: conceitos Ácidos e Bases de Lewis ÁCIDO – ACEITADOR DE PAR DE ELÉTRONS BASE – DOADOR DE PAR DE ELÉTRONS
  • 28. 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.
  • 29. Força dos ácidos e bases CONSTANTE DE DISSOCIAÇÃO DOS ÁCIDOS HA + H2O ⇌ H3O+ + A- 𝐾𝑎 = 𝐻3 𝑂+ 𝐴− 𝐻𝐴 Ka
  • 30. Força dos ácidos e bases CONSTANTE DE DISSOCIAÇÃO DOS ÁCIDOS - Ka
  • 31. Força dos ácidos e bases CONSTANTE DE EQUILÍBRIO DA BASE B + H2O ⇌ HB+ + OH- 𝐾𝑏 = 𝐻𝐵+ 𝑂𝐻− 𝐵 Kb
  • 32. 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
  • 33. A auto-ionização da água CONSTANTE DO PRODUTO IÔNICO DA ÁGUA2 H2O ⇌ H3O+ + OH- 𝐾 𝑤 = 𝐻3 𝑂 + 𝑂𝐻− Kw = 1,00 x 10-14, a 25°C pKw = -log Kw = -log (1,00 x 10-14) = 14,00 Kw
  • 34. A auto-ionização da água CONSTANTE DO PRODUTO IÔNICO DA ÁGUA2 H2O ⇌ H3O+ + OHSolução neutra a 25°C: [H3O+] = [OH-] = 1,00 x 10-7 M pH = pOH = 7,00 pH + pOH = pKw = 14,00 Kw
  • 35. Relação entre Ka e Kb B + H2O ⇌ HB+ + OHHB+ + H2O ⇌ H3O+ 𝐻3 𝑂+ 𝐵 𝐾𝑎 𝐾𝑏 = 𝐻𝐵+ 𝐾𝑏 = +B 𝐻𝐵+ 𝐾𝑎 = 𝑂𝐻 − 𝐵 = 𝑲𝒂 𝑲𝒃 = 𝑲 𝒘 𝐻𝐵+ 𝑂𝐻 − 𝐵 𝐻3 𝑂+ 𝐵 𝐻𝐵+ 𝐻3 𝑂+ 𝑂𝐻 − = 𝐾 𝑤
  • 36. Relação entre Ka e Kb NH3 + H2O ⇌ OH- + NH4+ 𝐾𝑏 = 𝑂𝐻 − 𝑁𝐻4+ 𝑁𝐻3 • O NH3 é a base conjugada do NH4 + • Ka do NH4 + = 5,7 x 10-10 𝐾𝑤 1,00 𝑥 10−14 𝐾𝑏 = = = 1,8 𝑥 10−5 𝐾𝑎 5,7 𝑥 10−10 𝑲𝒂 𝑲𝒃 = 𝑲𝒘
  • 37. 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)
  • 38. 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)
  • 39. Solução Tampão  Solução Tampão  Conceitos  Tampão ácido  Tampão básico  Indicadores
  • 40. 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 ...
  • 41. Tampão ácido • Ácido fraco + base conjugada na forma de sal • Estabiliza soluções com pH < 7 CH3COOH (aq) + H2O (l) ⇌ H3O+ (aq) + CH3CO2- (aq) 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.
  • 42. Tampão básico • Base fraca + ácido conjugado na forma de sal • Estabiliza soluções com pH > 7 NH3 (aq) + H2O (l) ⇌ NH4+ (aq) + OH- (aq) 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.
  • 43. 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 = 𝐻3 𝑂+ 𝐻3 𝑂+ 𝐶𝐻3 𝐶𝑂2 − = 1,8 𝑥 10−5 𝐶𝐻3 𝐶𝑂𝑂𝐻 𝐶𝐻3 𝐶𝑂𝑂𝐻 0,080 −5 𝑥 = 𝐾𝑎 𝑥 = 3,6 𝑥 10−5 − = 1,8 𝑥 10 𝐶𝐻3 𝐶𝑂2 0,040 𝒑𝑯 = − 𝐥𝐨𝐠 𝟑, 𝟔 𝒙 𝟏𝟎−𝟓 = 𝟒, 𝟒𝟒
  • 44. Equação de HendersonHasselbalch [𝑏á𝑠𝑖𝑐𝑜] 𝑖𝑛𝑖𝑐𝑖𝑎𝑙 𝑝𝐻 = 𝑝𝐾 𝑎 + 𝑙𝑜𝑔 [á𝑐𝑖𝑑𝑜] 𝑖𝑛𝑖𝑐𝑖𝑎𝑙
  • 45. 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)
  • 46. 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?
  • 47. 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
  • 48. Indicadores INDICADOR ÁCIDO - BASE HIn (aq) + H2O (l) ⇌ H3O+ (aq) + In- (aq) 𝐾 𝐼𝑛 = 𝐻3 𝑂+ 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.
  • 49. 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