Resumo de Equilíbrio Químico II - Química

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AULA 1

Cinética x Equilíbrio: Síntese da Amônia

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A cinética é o ramo da química que lida com a velocidade das reações químicas; por outro lado, o equilíbrio químico indica, de certa maneira, o rendimento de uma reação. Trabalhar com esses dois fatores é fundamental para a indústria química, onde é sempre ideal o máximo rendimento com o menor tempo possível.

Um dos exemplos mais interessante dessas condições é a síntese de Haber-Bosch, também conhecida por síntese da amônia.

 

Observe que nesta reação, 4 mol de reagentes gasosos são convertidos em apenas 2 mol de produtos gasosos. Segundo o princípio de Le Châtelier, a produção de amônia seria favorecida pelo aumento da pressão do sistema, devido ao deslocamento do equilíbrio para a direita.

Por outro lado, a reação direta é exotérmica, ou seja, a constante de equilíbrio diminui com o aumento da temperatura, o que acarreta em baixa quantidade de amônia em temperaturas elevadas.

Tendo essas duas observações em concordância ao princípio de Le Châtelier, a máxima produção de amônia se daria sob condições de altas pressões e baixas temperaturas.

Infelizmente, a baixas temperaturas (não mais que 300°C) a reação é extremamente lenta para uso industrial. Mesmo contradizendo o parâmetro termoquímico, a indústria realiza o processo em temperaturas elevadas para garantir uma velocidade compatível. É claro que o aumento da temperatura vem associado à presença de um catalisador (geralmente uma mistura de Fe2O3 e K2O).

Podemos concluir que o aumento da temperatura acelera qualquer reação química, seja a direta ou a inversa (parâmetro cinético), mas favorece a reação endotérmica de um equilíbrio (parâmetro termoquímico).

AULA 2

Equilíbrio Iônicos (Ki, Ka e Kb)

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Os equilíbrios iônicos são aqueles onde verificamos a presença de íons livres em soluções. É um caso particular em relação aqueles que estudamos até o momento.

Os processos de equilíbrio químico que envolvem ácidos e bases são um dos mais importantes no estudo das soluções aquosas.

Por isso define-se a constante de ionização (Ki) de ácidos e bases para verificação e comparação das forças destas substâncias em soluções aquosas de mesma concentração em mol/L.

 

Constante de Ionização de um Ácido

Observações

  • Para o cálculo da constante de acidez de ácidos fracos, ou seja, aqueles que possuem grau de ionização menor que 5% (α < 5%), através da tabela início / reage / equilíbrio, indicamos que a concentração inicial do ácido é aproximadamente igual à concentração no equilíbrio
  • Para ácidos polipróticos ou poliácidos (aqueles que possuem mais de 1 hidrogênio ionizável) indicamos que a concentração dos íons H+ são provenientes apenas da primeira ionização

 

Constante de Ionização de uma Base

Analogamente, quanto maior for a valor da constante (Kb), maior será a força da base e maior a concentração dos íons OH-.

AULA 3

Lei de Diluição de Ostwald

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A lei de diluição de Ostwald é uma relação matemática entre o grau de ionização (α) com a diluição de uma determinada solução, ou seja, depende do volume de solvente.

 

Podemos deduzir a lei de diluição de Ostwald através da tabela inínio / reage / equilíbrio:

 

Para eletrólitos muito fracos, podemos dizer que o grau de ionização é muito pequeno e desta forma, temos:

AULA 4

Equilíbrio Iônico da Água (Kw, pH e pOH)

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Equilíbrio Iônico da Água

Verifica-se experimentalmente que a água sofre processo de ionização (quebra da ligação covalente e formação de íons) segundo a equação abaixo:

Podemos escrever o equilíbrio deste processo de auto-ionização da água:

Na água pura a 25°C as concentrações dos íons H+ e OH- são iguais a 1,0 x 10-7 mol/L. Sendo assim, o valor da constante de ionização da água (Kw) equivale a 1 x 10-14 nesta temperatura.

É valido lembrar que o processo de ionização da água é um processo endotérmico, ou seja, o sentido de formação dos íons H+ e OH- é favorecido pelo aumento da temperatura:

Temperatura

Kw

0 °C

0,11 x 10-14

25 °C

1,00 x 10-14

40 °C

3,0 x 10-14

100 °C

51,3 x 10-14

 


O Kw é uma ferramenta útil para calcularmos as concentrações dos íons H+ e/ou OH- em qualquer solução aquosa diluída. As soluções ácidas, básicas e neutras podem ser expressas em função das concentrações destes íons. Como geralmente estes valores são números com expoentes negativos (valores pequenos) é mais prático e conveniente expressá-los como números inteiros. Neste caso utiliza-se o logaritmo negativo (colog) de base dez para transforma-los.

pH = - log[H+]                        pOH = - log[OH-]

O pH é o potencial hidrogeniônico de uma solução enquanto o pOH indica o potencial hidroxiliônico.

 

Na água pura temos que a concentração dos íons H+ é igual a concentração dos íons OH- e possuem um valor calculado (a 25˚C) de 10-7 mol/L como vimos anteriormente.

O pH e o pOH da água pura pode ser então calculado:

 

É interessante notar que sempre teremos, para qualquer solução, a soma pH + pOH = 14!

 

Para soluções ácidas, o valor da concentração dos íons H+ é maior em relação a concentração dos íons OH-. Logo, para soluções ácidas teremos valores de pH menores que 7,00 e de pOH maiores que 7,00, mas sempre somando 14.

Uma solução aquosa de ácido clorídrico de concentração de H+ igual a 10-2 mol/L possui um pH = 2,00 enquanto seu pOH é igual a 12,0.

Por outro lado, para soluções básicas, o valor da concentração dos íons H+ é menor em relação ao valor da concentração dos íons OH-. Logo, para estas soluções teremos valores de pH maiores que 7,00 e de pOH menores que 7,00, mas sempre somando 14.

Uma solução aquosa de hidróxido de sódio de concentração de OH- igual a 10-1 mol/L possui um pOH = 1,00 enquanto seu pH é igual a 13.

 

A escala de pH é utilizada para indicar as condições de acidez e basicidade (ou alcalinidade) de uma determinada solução aquosa não muito concentrada. Esta escala parte do valor zero (soluções extremamente ácidas) até quatorze (soluções muito básicas), passando pelo valor intermediário sete indicando uma solução neutra, ou seja, nem ácida nem básica.

AULA 5

Conceitos Modernos de Ácido e Base

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Teoria de Brönsted-Lowry

De acordo com a definição de ácidos e bases de Brönsted-Lowry, um ácido é uma espécie doadora de prótons (H+) enquanto uma base é uma espécie receptora de prótons.

 

Pares de Ácidos e Bases Conjugados:

  • HCl é o ácido e o ânion Cl­- (Cloreto) a sua base conjugada;
  • H3O+ é o ácido e o H2O é a sua base conjugada.

 

Teoria de Lewis

Ácidos e bases de Lewis são espécies capazes de transferirem pares de elétrons. Um ácido para Lewis é uma espécie receptor de pares de elétrons. Uma base para Lewis é uma espécie doadora de pares de elétrons.

 

Forças de Ácidos e Bases conjugadas

  • Ácidos fortes possuem grande tendência em doar prótons; ácidos fracos, por outro lado, tem pouca tendência em doar prótons.

Quanto maior for o K de um ácido maior será sua tendência em doar prótons, e vice-versa.

  • Bases fortes possuem grande tendência em receber prótons; portanto, grande afinidade por prótons; bases fracas, por outro lado, tem pouca tendência em receber prótons, portanto, pequena afinidade por prótons.

Quanto maior for o K de uma base maior será sua afinidade por próton.

  • Quanto maior for o K de um ácido menor será o K de sua base conjugada, e vice-versa.

Quanto mais forte for um ácido, mais fraca será sua base conjugada e vice-versa

 

 

AULA 6

Comportamento dos Aminoácidos

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Os aminoácidos são compostos orgânicos encontrados nos organismos vivos e estão ligados entre si na formação das proteínas.

A estrutura básica de um aminoácido pode ser observada abaixo:

Note que na estrutura dos aminoácidos temos a presença, no mesmo átomo de carbono, um grupo ácido (ácido carboxílico) e um grupo básico (grupo amino). Deste modo, os aminoácidos são substâncias anfóteras, ou seja, possuem caráter ácido e básico.

Quando adicionarmos um aminoácidos em água pura (pH = 7,00) ou então em pH fisiológica (pH por volta de 7,3), os grupos ácidos e básicos podem sofrem ionização gerando uma espécie carregada:

Esta espécie carregada é conhecida como Zwitterion, íon-duplo ou sal interno.

 

Observação: A denominação Zwitterion é utilizada para qualquer espécie que possui cargas positivas e negativas na estrutura, ou seja, não é uma determinação específica para os aminoácidos.

AULA 7

Hidrólise Salina

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Ao adicionarmos um sal em água podemos resultar em soluções ácidas, básicas ou neutras, dependendo da habilidade dos cátions ou ânions em reagirem com a água para a formação de íons H+ ou OH-. Essa capacidade dos íons derivados de um sal em reagir com a água é chamado de hidrólise salina.

Para que ocorra hidrólise, o sal deve possuir pelo menos um íon que seja derivado de um eletrólito fraca (ácido ou base fraca).

 

Hidrólise do Cátion

A hidrólise de um cátion produz íons H+ e resulta numa solução ácida.

 

Hidrólise do Ânion

A hidrólise de um ânion produz íons OH- e resulta numa solução básica.

 

É válido observar que nos processos de hidrólise salina, o íons que causa a hidrólise é sempre o derivado do eletrólito fraco.

Observe o exemplo abaixo:

NH4Cl – cloreto de amônio

Este sal é derivado o ácido clorídrico (forte) e do hidróxido de amônio (fraco). Consequentemente, quem causará a hidrólise é o íon amônio.

Podemos expressar a constante de equilíbrio da seguinte maneira:

 

Resumindo as condições de hidrólise salina:

  1. O íon do eletrólito fraco é quem causa a hidrólise da água

    Pela conservação de carga identificamos rapidamente quem causou a hidrólise

  2. Sais de ácidos e bases fortes não causam hidrólise
  3. Sais de ácidos e bases fracas causam hidrólise e neste caso tanto o cátion quanto o ânion sofrem reação
  4. Para identificar o pH da solução resultante da hidrólise de sais de ácidos e bases fracos há necessidade do valor da constante de acidez ou basicidade
  5. A constante de hidrólise pode ser calculada sabendo o valor da constante do eletrólito fraco
     

     

AULA 8

Produto de Solubilidade (Kps ou Ks)

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A Constante do produto de solubilidade também chamada de produto de solubilidade é representada por Kps, PS ou então por Ks e representa a multiplicação (produto) das concentrações em mol/L dos íons existentes em uma solução saturada em equilíbrio com o sólido não dissolvido.

Note que o valor da constante é muito pequeno! Em geral os valores das constantes de solubilidade assumem valores pequenos devido a baixa solubilidade do eletrólito.

É importante não confundir solubilidade com constante de solubilidade.

A solubilidade é a quantidade máxima de soluto que se dissolve numa quantidade fixa de solvente a uma dada temperatura.

A constante de solubilidade é descrição matemática da relação existente entre as concentrações dos íons em um equilíbrio heterogêneo.

Podemos dizer também que o Kps indica a concentração mínima necessária para saturar uma solução em qualquer proporção entre cátions e ânions.

AULA 9

Soluções Tampão

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Solução tampão é uma solução que tem a capacidade de resistir a variação ou mudança no valor do pH quando um ácido ou uma base (ambos fortes) são adicionados ou então quando esta sofre um processo de diluição.

Um tampão ácido consiste na formação de uma solução pela mistura de um ácido fraco com o sal deste mesmo ácido. O sal contribui com o ânion (íon negativo, A-), que é a base conjugada do ácido HA.  Um exemplo de tampão ácido é a mistura entre ácido carbônico e bicarbonato de sódio (NaHCO3).

Neste tipo de tampão, moléculas do ácido (HA) estão presentes com os íons A-. Quando um ácido é adicionado nesta solução, a quantidade extra de íons H+ são removidos pela base:

 

Por outro lado, um tampão básico possui uma base fraca e um sal desta mesma base que contribui com o ácido conjugado necessário. Um exemplo para este caso é o tampão básico formado pela mistura de uma solução de amônia com o sal cloreto de amônio (NH4Cl).

Quando uma base é adicionada, a quantidade extra de íons OH- é removida pela reação com o ácido não dissociado que está presente no tampão:

 

 

Exemplo do funcionamento do tampão ácido acético/ acetato

Observação: os cálculos que envolvem soluções tampão necessitam de uma equação especial conhecida por “Equação de Henderson-Hasselbalch”. Na verdade, a equação das soluções tampão é apenas uma maneira útil de se utilizar a equação da constante de um ácido fraco (Ka).

Observe como podemos deduzir a equação facilmente através da constante de acidez:

 

 

AULA 10

Curvas de Titulação

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As curvas de titulação podem ser utilizadas para estudar a variação do pH de uma determinada solução ao longo do processo de titulação ácido/base. Desta maneira também podemos calcular a concentração de uma solução cujo valor é desconhecido.

Existem três casos básicos que devemos conhecer quando tratamos das curvas de titulação ácido/ base:

  • Ácido e Base Forte
  • Ácido Forte e Base Fraca
  • Ácido Fraco e Base Forte

É sempre importante fazer a leitura correta de uma curva de titulação. Geralmente no eixo x encontram-se os valores que são adicionados do titulante, ou seja, o reagente que é adicionado através da bureta e que causa a titulação; por outro lado, no eixo y observam-se os valores de pH ao longo da titulação.

No ponto zero de adição do titulante verificamos o valor do pH inicial do titulado, ou seja, daquele reagente que recebe a adição do titulado e sofre a reação.

O ponto de equivalência indica o volume adicionado do titulante para que a reação de neutralização ocorra totalmente. É neste ponto também que identificamos o valor do pH da neutralização total e assim sabemos se o titulado é forte ou fraco.

Resumidamente podemos indicar as seguintes situações para os pontos de equivalência:

  • pH = 7,00 para ácidos e bases fortes
  • pH > 7,00 para ácido fraco e base forte
  • pH < 7,00 para ácido forte e base fraca

As condições de pH acima ou abaixo de 7,00 são indicativos da hidrólise do sal formado a partir da reação de neutralização.

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