equilíbrio químico

1. equilíbrio iônico
Ácido e base em solução aquosa

2. equilíbrio iônico da água
Auto-ionização da água
H2O(l) H+
(aq) + OH-
(aq)
ou
2H2O(l) H3O+
(aq) + OH-
(aq)
Como se trata de um equilíbrio, podemos calcular o Ki :
Ki = [H+
] . [OH-
]
[H2O]
Ki . [H2O] = [H+
] . [OH-
] Kw = [H+
] . [OH-
]
constante




muito grande

3. equilíbrio iônico da água
Kw = [H+
] . [OH-
] Produto iônico da água
constante iônica da água
varia só com a temperatura! IMPORTANTE!
T=25 o
C e P= 1atm
Kw = 1,0 . 10-14
(mol/L)2
ou seja:
[H+
] = 1,0 . 10-7
mol/L
[OH-
] = 1,0 . 10-7
mol/L
o aumento da T, aumenta o Kw,
pois aumenta a conc. dos íons,
logo concluímos que ionização da
água é um processo endotérmico.

4. equilíbrios de ácidos e bases
 para os equilíbrios envolvendo ácidos calculamos Ka
 quanto maior Ka, maior é o número de moléculas que se
ionizam e mais forte é o ácido
 para os ácidos fortes admitimos 100% de ionização
varia
com a T

5. equilíbrios de ácidos e bases
 para os equilíbrios envolvendo bases calculamos Kb

6. equilíbrio iônico da água
 sempre que aumentar a [H+
], a [OH-
] irá diminuir
 sempre que aumentar a [OH-
], a [H+
] irá diminuir, assim:
SOLUÇÕES NEUTRAS: [H+] = [OH-]
SOLUÇÕES ÁCIDAS: [H+]  [OH-]
SOLUÇÕES BÁSICAS: [OH-]  [H+]

7. pH e pOH
Escala criada pelo dinamarquês Carlsberg
em 1909 que facilita o tratamento das
informações de concentrações.
Potencial Hidrogeniônico
Potencial Hidroxiliônico
pH = - log [H+
]
pOH = - log [OH-
]
pH + pOH = 14
Relação entre pH e pOH

8. pH e pOH
A escala mais
conhecida é
válida na
temperatura de
25 o
C.
Quanto menor o
pH, mais ácido
é o meio.
Quanto maior o
pH, mais
alcalino ou
básico é o meio.

9. pH e pOH
peagâmetro digital

10. indicadores
Indicadores ácido-base são
substâncias que mudam de cor
em certa faixa de pH,
denominada zona de viragem.

11. efeito do íon comum

12. efeito do íon comum
Casos comuns:
 ácido fraco + sal
correspondente
 base fraca + sal
correspondente

13. efeito do íon comum
A água contendo íons como Ca2+
, HCO3
-
e CO3
2-
, em
concentrações elevadas, é conhecida como água
dura. A presença desses íons pode não ser prejudicial à
saúde, mas torna a água imprópria para muitos usos
domésticos e industriais. Para remoção do excesso de
Ca2+
, pode-se tratar a água dura em tanques de
decantação, de acordo com os equilíbrios
representados pelas equações:
Ca2+
(aq) + 2 HCO3
-
(aq) = CaCO3 (s) + CO2 (g) + H2O (l)
CO2 (g) + 2 H2O (l) = HCO3
-
(aq) + H3O+
(aq)
a) O que acontece se, após o tratamento da água
dura, for adicionada solução de HNO3 ao tanque de
decantação? Justifique sua resposta.
b) O que acontece se, durante o tratamento da água
dura, for adicionada solução de NaOH? Justifique sua
resposta.
UFSCAR
-
2004
a) O equilíbrio será
deslocado para a
esquerda no sentido da
dissolução do CaCO3,
pois, com a adição de
um ácido forte (HNO3)
aumentará a
concentração de H3O+
.
b) O equilíbrio será
deslocado para a
direita no sentido da
precipitação do CaCO3,
pois, com a adição de
uma base forte haverá
consumo de H3O+
e sua
concentração diminuirá
no equilíbrio.

16. hidrólise salina
pauliño
Ao serem dissolvidos em água os sais, dependendo de sua
composição, podem tornar o meio ácido, básico ou
neutro! É o contrário da neutralização!
• Sal de ácido forte e base fraca: solução ácida
• Sal de ácido fraco e base forte: solução básica
NH4Cl + H2O = NH4OH + HCl
NH4
+
+ Cl-
+ H2O = NH4OH + H+
+ Cl-
NH4
+
+ H2O = NH4OH + H+
NaHCO3 + H2O = NaOH + H2CO3
Na+
+ HCO3
-
+ H2O = Na+
+ OH-
+ H2CO3
HCO3
-
+ H2O = OH-
+ H2CO3

17. hidrólise salina
• Sal de ácido forte e base forte: solução neutra
• Sal de ácido fraco e base fraca: depende dos Ka e Kb
• se Ka  Kb : solução ácida
• se Kb  Ka: solução básica
NH4HCO3 + H2O = NH4OH + H2CO3
Kb  Ka : [OH_
]  [H+
]
NaCl + H2O = NaOH + HCl (não ocorre)
pauliño

18. hidrólise salina
Parâmetros Quantitativos
• Grau de Hidrólise: h = nhidrolisados/ndissolvidos
• Constante de Hidrólise (eq. iônica): Kh = [prod]p
/ [reag]r
(- H2O)
• Sal de ácido forte e base fraca: Kh = Kw/Kb
• Sal de ácido fraco e base forte: Kh = Kw/Ka
• Sal de ácido e base fracas: Kh = Kw/Ka.Kb
pauliño

19. produto de solubilidade - Kps
pauliño
 Em um equilíbrio heterogêneo sólido-líquido existe uma troca
constante de íons entre a solução e o precipitado.
 Este equilíbrio está presente mesmo em situações envolvendo
compostos “insolúveis”.
AgCl(s) Ag+
(aq) + Cl-
(aq)


1
2

20. produto de solubilidade - Kps
pauliño

21. produto de solubilidade - Kps
pauliño
Cx+
yAy-
x (s) = yCx+
(aq) + xAy-
(aq) Kps = [Cx+
]y
[Ay-
]x

22. produto de solubilidade - Kps
pauliño

23. produto de solubilidade - Kps
pauliño
Comparação entre S e Kps
Espécies
Isomorfas
Kps   S
Espécies Não
Isomorfas
Analisar
apenas S

24. produto de solubilidade - Kps
pauliño
Prevendo a Precipitação
Cx+
yAy-
x (s) = yCx+
(aq) + xAy-
(aq) Kps = [Cx+
]y
[Ay-
]x
Se [Cx+
]y
[Ay-
]x
= Kps
Se [Cx+
]y
[Ay-
]x
 Kps
Se [Cx+
]y
[Ay-
]x
 Kps
Solução Saturada
Solução Insaturada
Solução Supersaturada, ocorre
precipitação até que o Kps seja
atingido.

25. produto de solubilidade - Kps
pauliño

26. resolve essa!
UFRN-2005
Os cálculos renais (pedras nos rins) são conseqüência da
precipitação de certos sais presentes na urina. O resultado da
dosagem dos íons cálcio, fosfato e oxalato na urina de um
paciente foi:
Considerando que os produtos de solubilidade dos sais
Ca3(PO4)2 e CaC2O4 são, respectivamente, 1×10-25
e 1,3×10-9
,
pode-se afirmar que, nessas condições, poderá haver
a) precipitação de oxalato e fosfato.
b) precipitação de oxalato.
c) precipitação de fosfato.
d) ausência de precipitação.
pauliño

27. resposta!
[Ca2+
]3
[PO4
3-
]2
= [2.10-3
]2
[5.10-6
]3
= 5.10-22
(mol/L)5
Maior que o Kps - precipitação
[Ca2+
][C2O4
2-
] = [2.10-3
] [1.10-7
] = 2.10-10
(mol/L)2
Menor que o Kps – sem precipitação
pauliño

28. pauliño
Estudo de casos

29. pauliño

31.  equilíbrios de ácidos e bases
 efeito do íon comum
 lei de diluição de ostwald
 equilíbrio iônico da água
 pH e pOH
 indicadores
 soluções tampão
 hidrólise salina
 produto de solubilidade - Kps
índice
pauliño

32. equilíbrios de ácidos e bases
Na tabela adiante estão indicadas as concentrações e
os respectivos pH de soluções aquosas de três ácidos:
a) Sabendo que os ácidos são monopróticos, como você
explica os valores diferentes de pH?
b) Para reagir totalmente com volumes iguais das
soluções de cada um desses ácidos, a quantidade
necessária de uma dada base será a mesma? Explique.
FUVEST
-
1992

33. efeito do íon comum
As drogas aspirina e anfetamina apresentam os equilíbrios em
solução aquosa representados a seguir:
Sabe-se que a absorção de drogas no corpo humano ocorre mais
rapidamente na forma dissociada, e que os pH do estômago e do
intestino são iguais a 2 e 7, respectivamente. Em qual órgão cada
uma das drogas será absorvida mais rapidamente? Justifique a
resposta.
pauliño
UNESP
-
1995

34. lei de diluição de ostwald
pauliño
Ostwald provou que quanto mais diluída
estiver uma substância, mais ionizada ela
estará. Ou seja, quanto menor sua
molaridade, maior seu 

35. lei de diluição de ostwald
De onde vêm essas relações?
pauliño