revisão da aula anterior · 2014-10-01 · revisão da aula anterior •cinética química...
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Revisão da aula anterior
• Cinética química
– Velocidade de reação
– Estabelecimento do equilíbrio químico
• Equilíbrio químico
– Cálculos de equilíbrio
– Fatores que afetam o equilíbrio químico
– Constante de equilíbrio
Equilíbrio Químico
• Constante de equilíbrio
][
]][[
HA
AHk
k = 10 (favorável ao produto)
k = 1 (proporções iguais)
k = 0,1 (favorável ao reagentes)
HA ∏ H+ + A-
O que é uma solução?
• Solução produto homogêneo obtido quando se dissolve uma substância (soluto) em um solvente.
Iônica, molecular e metálica
O que representa uma unidade de concentração?
• Proporção entre solvente e soluto.
– Fração (massa, molar) = porcentagem
– Molaridade (mol L-1)
– Molalidade (mol kg-1)
– Massa por volume (ppm, mg L-1, g mL-1, etc.)
– Massa por massa (ppm, mg kg-1, g g-1, etc.)
– Osmolalidade (partículas L-1)
O que é espécie química?
• Espécie química é um nome genérico utilizado para significar qualquer uma das seguintes espécies elementares ocorrentes no Universo:
– Átomo e em qualquer de suas variedades isobáricas, isotônicas ou isotópicas,
– Moléculas e em qualquer de suas variedades iônicas, moléculares, radicalares, substância química simples ou composta.
Corrente elétrica
Conduz eletricidade Não conduz eletricidade
Dissociam
Eletrólitos Não - Eletrólitos
Não se modificam
Substâncias inorgânicas (ácidos, bases e sais)
Substâncias orgânicas (glicose, glicerina etc.)
O que acontece com uma solução de NaCl em água?
NaCl ∏ Na+ + Cl-
k = 37,73
O que acontece com uma solução de NaCl em água?
NaCl ∏ Na+ + Cl-
k = 37,73
0,001 mol L-1
0,00584 g
1,00 mol L-1
58,44 g
Qual a concentração de Na+ e Cl- em solução?
O que é atividade iônica?
• Concentração efetiva dos íons em solução aquosa.
• Representada pela letra “a”
HA ∏ H+ + A-
aHA
aAaHk
XX Xa ][
Coeficiente de atividade
• Formação de par iônico
– Número de íons em solução – força iônica.
– Raio iônico efetivo do íon hidratado
– Carga da espécie.
O que afeta a atividade iônica?
O que é força iônica?
FORÇA IÔNICA , : quantidade e tipo de espécies iônicas em solução.
= 1/2 ([A]ZA2 + [B]ZB
2 + [C]ZC2 .....)
[A], [B], [C] concentração molar dos íons em solução Za, Zb, Zc carga dos íons
O que afeta a atividade iônica?
O que é raio iônico ?
Como calcular o coeficiente de atividade ()?
Carga do íon i
Força iônica
Raio iônico efetivo
Exemplo
• Calcule a atividade do íon Ca2+ em uma solução:
Exemplo
• Cálculo da força iônica:
Exemplo
• Cálculo do coeficiente de atividade:
Exemplo
• Cálculo da atividade:
Qual a influência da “atividade” no equilíbrio químico?
Qual a influência da “atividade” no equilíbrio químico?
Qual a influência da “atividade” no equilíbrio químico?
Exercícios
Equilíbrio químico – Ácido-Base
• Definição de ácido-base:
– Arrhenius (1884)
– Bronsted-Lowry (1923)
– Lewis (1923)
HCl ∏ H+ + Cl-
HCl + H2O ∏ H3O+ + Cl-
Ag+ + 2NH3 ∏ [Ag(NH3)2]+
Definir a força dos ácidos
Força de um ácido Ácido Base
HFSbF5 Ácido fluoroantimônico SbF6− hexafluoroantimoniato
HCl Ácido clorídrico Cl− cloreto
H2SO4 Ácido sulfúrico HSO4− sulfato de hidrogênio
HNO3 Ácido nítrico NO3− nitrato
H3O+ hidrônio H2O Água
HSO4− sulfato de hidrogênio SO4
2− sulfato
H3PO4 Ácido fosfórico H2PO4− dihidrogenofosfato
CH3COOH Ácido acético CH3COO− acetato
H2CO3 Ácido carbônico HCO3− carbonato de hidrogênio
H2S Ácido sulfídrico HS− sulfeto de hidrogênio
H2PO4− dihidrogenofosfato HPO4
2− hidrogenofosfato
NH4+ amônio NH3 Amônia
HCO3− hidrogenocarbonato (bicarbonato) CO3
2− carbonato
HPO42− hidrogenofosfato PO4
3− fosfato
H2O Água (neutra, pH 7) OH− hidróxido
Fort
e Fr
aco
Fraco
Fo
rte
Força de um ácido
Força de um ácido
• Fortes com dissociação maior que 50% (HNO3, HBr, H2SO4, HClO4) • Semifortes com dissociação entre 50 e 10% (HF, H3PO4, HNO2) • Fracos com dissociação inferior a 10% (HCN, H2CO3, CH3COOH)
(NaOH, KOH, LiOH, Ca(OH)2)
(NH3, NH2OH, CH3NH2)
A maioria dos ácidos são FRACOS A maioria das bases são FORTES
Equilíbrio químico de reações ácido-base
CH3COOH + H2O ∏ CH3COO- + H3O+
NH3 + H2O ∏ NH4+ + OH-
COOHaCH
COOaCHOaHka
3
33
3
4
aNH
aOHaNHkb
Constante ácida
Constante Básica
CH3COOH + H2O ∏ CH3COO- + H3O+
NH3 + H2O ∏ NH4+ + OH-
][
]][[
3
33
COOHCH
COOCHOHka
][
]][[
3
4
NH
OHNHkb
Equilíbrio químico de reações ácido-base
Relação Ka e Kb
Kw = Ka × kb
1,0×10-14 = Ka × kb
Equilíbrio químico de reações ácido-base
• Exemplo: a concentração de ácido acético (CH3COOH) no vinagre de maça é de 5% (m/v) calcule qual o pH deste produto? Ka = 1,8×10-5 , M.M.(CH3COOH) = 60 g mol-1
Acidez total x pH
• Considere o exercício do vinagre. Qual é a quantidade de mols de hidróxido de sódio (NaOH) necessária para neutralizar totalmente 10 mL do vinagre de maça?
• Desafio: Qual será o pH da solução quando todo ácido tiver sido neutralizado?
Diluições
• Qual será o pH de uma solução de vinagre de maça diluída 10 vezes?
• Desafio: Qual será o pH de uma solução 1,0x10-8 mol L-1 de HNO3?
• Exemplo: Quando 0,1 mol de cocaína é adicionado a um litro de água, qual será o pH da solução? Kb = 2,6×10-6
∏ + H2O + OH-
H +
14 = pH + pOH
Atividade para a aula de 29/09
• 1) Calcule o pH de uma solução de ácido acético 0,1 mol L-1 em: a) em água pura; b) solução contendo 0,01 mol L-1 de KCl + 0,01 mol L-1 de Na2SO4. Ka(CH3COOH) = 1,8x10-5
• 2) Calcule o pH de uma solução 0,1 mol L-1 de ácido cloroacético (CH2ClCOOH)? Ka = 1,4x10-3
a) calcule pelo método simplificado e considerando a equação de segundo grau.
• 3) O que são ácidos polipróticos? Dê exemplos.
• 4) Como se determina o pH de uma solução?
• 5) Como se determina a acidez total de um ácido? Considere o ácido acético como modelo.