Aula - equilibrio ionico

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FACULDADE DE TECNOLOGIA DA UNIVERSIDADE ESTADUAL DE CAMPINAS

Aula – Equilíbrio Iônico

ST 108 – QUÍMICA APLICADA Profa. Dra. Patrícia Prediger

Equilíbrio Iônico

Reação irreversível

Equilíbrio Iônico

100% ionizável K >> 1

Reação reversível Pouco ionizável

K a concentração de íons [H3O+], acima do valor determinado pela auto dissociação da água Base: receptores de prótons: < a concentração de íons [H3O+], qualquer

substância que forneça OH- (é uma base); retira H+ com formação de água

Equilíbrio Iônico

Outros solventes

Bronsted-Lowry

NH3(aq) + NH3(aq)

espécie que doa H+ (ácido 1)

espécie receptora de prótons (base 2)

NH4+(aq) + NH2-(aq) derivado da base 2 (ácido 2)

derivado do ácido 1 (base 1)

equilíbrio deslocado NH2- é uma base mais forte que NH3 NH4+ é uma é um ácido mais forte que NH3 7

Equilíbrio Iônico

Ácidos e Bases - Lewis

• Ácido de Brønsted-Lowry = doador de próton. • Focalizando nos elétrons: ácido de Lewis = aceptor de par de elétrons.

Conceito de Lewis: H+(aq) + :OH-(aq) ácido de Lewis: aceptor pares de elétrons

H 2O

base de Lewis: doador de pares de elétrons 8

Equilíbrio Iônico

Ácidos e Bases - Lewis

• ácidos e bases de Lewis não necessitam conter prótons. Exemplo 1: Fe3+(aq) + SCN-(aq)

ácido de Lewis: recebe pares de elétrons

[FeSCN]2+(aq)

base de Lewis: doa pares de elétrons

• Todos os íons metálicos = ácidos de Lewis (diferente afinidade por ligante)

• Os ligantes = bases de Lewis 9

Equilíbrio Iônico

Exemplo 2:

H3N + BF3

base de Lewis

H3N:BF3

ácido de Lewis

10

11

Equilíbrio Iônico

12

Equilíbrio Iônico

Ácido

Base

Aceita pares de elétrons

Doa pares de elétrons

Lewis H+(aq) + :OH-(aq)

Bronsted - Lowry

Doa próton [H+] = [H3O+] H 2O + H 2O a1

Arrhenius

H 2O

Aceita um próton [H+] =[H3O+] H3O+(aq) + OH-(aq)

b2

Produzem íons H3O+ (H+) = dissolvidos em H2O

a2

b1 Produzem íons OH= dissolvidos em H2O

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Equilíbrio Iônico

As concentrações de íons H3O+ (H+) em solução são freqüentemente muito pequenas: trabalha – se com soluções diluídas. Exemplo: [H+] na solução saturada de CO2 = 1,2 x10-4 mol/L Concentração de íons H+ = expressa em termos do negativo do logaritmo decimal de sua concentração(mol/L) = pH

pH = - log[H+]

pH (solução de CO2) = - log (1,2 x10-4) = 3,92

Água neutra: [H3O+] = [OH-]

[H3O+] = [OH-] = 1,0 x 10-7 mol/L

pH = - log(1,0 x 10-7) = 7 14

Equilíbrio Iônico

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

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Equilíbrio Iônico

pH e pOH Escala criada pelo dinamarquês Sörensen para Carlsberg em 1909 que facilita o tratamento das informações de concentrações. Potencial Hidrogeniônico pH = - log [H+] Potencial Hidroxiliônico pOH = - log [OH-] Relação entre pH e pOH pH + pOH = 14 16

Equilíbrio Iônico Escala de pH

pH = - log[H+] = - log[H3O+] e pOH = - log[OH-] Na água neutra a 25 C: [H+] = [OH-] = 1,0 x 10-7

pH = pOH = 7,0 (meio neutro) Em soluções ácidas: [H+] > 1.0  10-7; pH < 7,0. Em soluções básicas: [H+] < 1.0  10-7; pH > 7,0. Quanto > o pH, mais básica é a solução. 17

Equilíbrio Iônico Ácido

Base

Aumento da força básica

Aumento da força ácida

100% ionizado em H2O

100% protonado em H2O 18

Equilíbrio Iônico Exercícios

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Equilíbrio Iônico

• Certos tipos de pigmentos mudam de cor com a mudança de pH = indicadores ácido – base = ácidos/bases orgânicos fracos. HIn(aq)

H+(aq) + In-(aq)

forma ácida Kind = [H+] [In-] [HIn]

forma básica Kind = [H+]

[In-] [HIn]

pKind = - log Kind = pH – log [In-]/[HIn] pKind = pH ± 1

faixa de viragem

[In-]/ [Hin]  [1/10 ou 10/1] : distinção de cores

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Equilíbrio Iônico

Escala de pH

Medida de pH ?

21

Equilíbrio Iônico

Indicador ácido-base

vermelho de metila (K = 1,3 x 10-5) pH=4,9 - faixa de viragem: 4,4-6,2 Forma básica = amarela (CH3)2N

N

CO2H

N

CO2+ (CH3)2N

N -N

H Forma ácida = vermelha

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Equilíbrio Iônico

Indicador universal indicador universal = vermelho de metila

(0,120g)

+

fenolftaleína

1

2

3

4

5

6

7

8

9

10

11

12

(1,00g) + azul de bromo timol (0,500g) em 1L de álcool e NaOH (0,050M) até ficar verde: gama de cores que variam de acordo com o

valor do pH (1,0-12,0)

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Equilíbrio Iônico

Ácidos fortes

• em uma solução o ácido forte = usualmente a única fonte H+; (se a concentração mol/L do ácido é menor que 10-6 mol/L deve-se considerar a auto-ionização da água.) • pH da solução é dado pela concentração inicial mol/L do ácido. HCl(aq) + H2O(aq)

H3O+(aq) + Cl-(aq)

HCl em água= ácido forte (100% dissociado)

HCl (0,01mol/L)

pH = 2

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Equilíbrio Iônico

Ácidos fracos

Ácidos fracos estão apenas parcialmente ionizados em solução. Há uma mistura de íons e ácido não ionizado na solução. Equilíbrio de ácidos fracos:

HA(aq) + H2O(l)

H3O+(aq) + A-(aq)

[H 3O  ][A- ] Ka  [HA]

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Equilíbrio Iônico

Ácidos fracos em água Ácido

Fórmula molecular

Fórmula estrutural

Fluorídrico

H

Nitroso

H

Benzóico

H

Acético

H

Hipocloroso Ciânico Fenol

Base conjugada

H

H H

Próton ionizável em azul 26

Equilíbrio Iônico

Ácidos fracos

Ácidos Polipróticos •

Perda de prótons em etapas

•

A cada etapa corresponde um valor de Ka

•

As constantes sucessivas variam na ordem: Ka1 > Ka2 > .....

H2SO3(aq)

H+(aq) + HSO3-(aq)

Ka1 = 1.7 x 10-2

HSO3-(aq)

H+(aq) + SO32-(aq)

Ka2 = 6.4 x 10-8

• Quanto maior a carga negativa do ânion, mais difícil é remover o próton.

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Equilíbrio Iônico

Solução aquosa de ácido fosfórico H3PO4(aq)

H+(aq) + H2PO4- (aq) K1 = 7,5 x 10-3

H2PO4- (aq)

H+(aq) + HPO42- (aq)

K2 = 6,2 x 10-8 HPO42- (aq)

H+(aq) + PO43- (aq)

K3 = 4,2 x 10-13 Somando-se as três equações de dissociação

H3PO4(aq)

3H+(aq) + PO43- (aq) 28

Equilíbrio Iônico

Bases fortes

• A grande maioria dos hidróxidos iônicos são bases fortes

(p.ex. NaOH, KOH, Ca(OH)2). • Bases

fortes

são

eletrólitos

fortes

e

se

dissociam

completamente em solução.

• pOH (e portanto o pH) de uma base forte é dado pela concentração

mol/L

inicial

da

base.

Cuidado com a

estequiometria. • Bases não precisam ter o íon OH- na fórmula: O2- (aq) + H2O (l)  2OH- (aq) H- (aq) + H2O (l)  H2 (g) + OH- (aq)

N3- (aq) + H2O (l)  NH3 (aq) + 3OH- (aq) 29

Equilíbrio Iônico

Bases fracas

Bases fracas removem prótons das substâncias. Há um equilíbrio entre a base e os íons resultantes: Base fraca Weak base + H2O

Ácido conjugado conjugate acid + OH-

Exemplo:

NH3(aq) + H2O(l)

NH4+(aq) + OH-(aq)

A constante de dissociação da base (Kb):

Kb 

[NH 4 ][OH - ] [NH 3 ]

Equilíbrio Iônico

Relação entre Ka e Kb

• Quantificar a relação entre a força do ácido e da base conjugada

Ácido: HA + H2O

Base conjugada: H2O + A2H2O

H3O++ A-

HA + OH-

H3O++ OH-

Ka

Kb

Kw = Ka x Kb

pKa + pKb = pKw 31

Equilíbrio Iônico

Propriedades ácido- base de soluções de sais Todas as soluções tem sempre o mesmo valor de pH? NaCl em água, qual é o pH? 1

2

3

4

5

6

7

8

9

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11

12

pH=7,0

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Equilíbrio Iônico



Solução de sais derivados de um ácido forte e de uma base forte = neutra [p.ex. NaCl, Ca(NO3)2].



Solução de sais derivados de uma base forte e de um ácido fraco = básica [p.ex. NaOCl, Ba(C2H3O2)2].



Solução de sais derivados de uma base fraca e de um ácido forte = ácida [p.ex. NH4Cl, Al(NO3)3].



Solução de sais derivados de um ácido fraco e de uma base fraca = pode ser ácida ou básica = Regras do equilíbrio.

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Equilíbrio Iônico

Cálculo de pH em soluções de ácidos e bases fracos

• Como calcular o pH de soluções de ácidos fracos?? • Como calcular o pH de soluções de bases fracas??

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