Equilíbrio em Soluções Aquosas

1. Equilíbrio em Soluções Aquosas

2. Equilíbrio Iônico • Envolve a presença de íons Normalmente os valores de Ka e Kb são expressos na forma de logaritmos. Por definição, pKa = - logKa e pKb = - log Kb

3. Equilíbrio Iônico • Eletrólitos Fortes – Alto grau de dissociação – Altos valores de Keq. • NaCl, Na2SO4, KNO3, NiNO2,H2SO4, HCl, HNO3. • Eletrólitos Fracos – Baixo grau de dissociação – Baixos valores de Keq. • HCN, CH3COOH, NH4OH, HI.

4. Equilíbrio Iônico • Ácidos e Bases Polianiônicos:

5. Efeito do Íon Comum • Qual o efeito da adição de: • Cianeto de sódio • Ácido Clorídrico • Hidróxido de Sódio • Cloreto de Ferro

6. Ácidos e Bases Conceitos Modernos

7. O Conceito de Arrhenius • Ácido – Em solução aquosa, libera como cátion o H+. • Base – Em solução aquosa, libera como ânion o OH-. • Ex: HCl, HNO3, H2SO4, NaOH, KOH, Ba(OH)2. Como caracterizar compostos em outros solventes? Como avaliar o caso da água? (libera ao mesmo tempo H+ e OH-). A Amônia (NH3) é base, mas não libera OH-.

8. O Conceito de Brönsted • Definiu ácidos e bases em termos reacionais. • Ácido – Reage como fornecedor de Próton (H+). • Base – Reage como aceptor de Próton.

9. HS- + HF   S-2 + H2F+ O Conceito de Brönsted Identificar o ácido e a base.

10. O Conceito de Brönsted

11. O CASO DA ÁGUA

12. O CASO DA ÁGUA

13. O CASO DA ÁGUA • Anfóteros - Compostos que podem atuar simultaneamente como ácidos ou bases. pKw = 14 Na água pura: [H3O+] = [OH-] [H3O+]2 = 10-14 [H3O+] = 10-7 - log[H3O+] = 7 = pH [OH+]2 = 10-14 [OH-] = 10-7 - log[OH-] = 7 = pOH

14. O Íon Hidrônio (H3O+) • Hibridização – Tetraédrica • Estrutura – Trigonal Planar

15. O Íon Hidrônio (H3O+) Na verdade formam-se estrutura polieméricas. (H3O+)n

16. O Conceito de Lewis • Não é necessário saber a reação envolvida • Ácido – Aceptor de par de elétrons • Base – Doador de par de elétrons NH3 – Tem um par de elétrons disponível. Pode atuar como doador de par de elétrons. BASE de Lewis.

17. O Conceito de Lewis Boro –Hibridização SP2 Possui um orbital P vazio (pode receber par de elétrons) ÁCIDO de Lewis

18. O Conceito de Lewis • Este conceito pode ser aplicado a qualquer substância orgânica ou inorgânica. • Metais de transição – Possuem orbitais d vazios que podem receber pares de elétrons. São ácidos (Fe, Ru, Ni, Co, Cu...) • Compostos Orgânicos Nitrogenados – Possuem pares de elétrons livres, são bases (Aminas, amidas) • Compostos Contendo Oxigênio – Possuem pares de elétrons livres e podem ser doadores de H+. Podem ser ácidos ou bases, dependendo da ocasião (Anfóteros)

19. Os Anfóteros Segundo Lewis HCl + H2O <- -> H3O+ + Cl- Agua atua como doador de par de eletrons para o H+ NH3 + H2O <- -> NH4+ + OH- O Hidrogenio da agua atua como acepator de par de eletrons

20. Equilíbrio Iônico na Água - log[H3O+] = 7 = pH - log[OH-] = 7 = pOH

21. Ácidos Fracos x2 = 1.2 x 10-5 x = 3.5 x 10-3 [H+] = 3.5 x 10-3 M pH = -log(3.5 x 10-3) = 2.46 Ácidos Fracos - Baixos valores de Ka

23. Ácidos Polipróticos

24. Bases Fracas x2 = 1.8 x 10-5 x = 1,3 x 10-3 [OH-] = 1,3 x 10-3 M pOH = -log(1,3 x 10-3) = 2.89 pH + pOH = 14 pH = 14 - 2,89 pH = 11,11

25. Bases Fracas

26. Hidrólise • Ocorre com sais derivados de ácidos ou bases fracas. • Ex1: NaCN (KaHCN = 4,9 x 10-10) • Ex2: NH4Cl (KbNH3 = 1,8 x 10-5)

27. Tampões • Misturas de um acido fraco e seu sal, ou base fraca e seu sal. • Soluções tampão são capazes de manter o pH constante, independente da adição de acido ou base. • O pH do tampão depende das concentrações iniciais de ácidos e bases. • Ex1: CH3COOH (1,0 M) / CH3COONa (1,0M) • Ex2: NH3 (1,0 M)/ NH4Cl (1,0 M)