Equilíbrio parte2

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

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

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

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

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

íon comum
𝐶𝑙− = 1,8 𝑥 10−8 𝑀

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

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

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!

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

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

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

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 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!

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!

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!


Base conjugada do ácido HCN
Base conjugada – espécie produzida
quando um ácido doa um próton


Ácido conjugado da base CNÁcido conjugado – espécie produzida
quando uma base aceita um próton


CO32- (aq) + H2O (l) ⇌ HCO3- (aq) + OH- (aq)

Ácidos e Bases de Lewis

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

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

CONSTANTE DE DISSOCIAÇÃO DOS ÁCIDOS -

Ka

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

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.

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.


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

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

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

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