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Equilíbrio em Soluções Aquosas

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Equilíbrio em Soluções Aquosas. Equilíbrio Iônico. Envolve a presença de íons. Normalmente os valores de K a e K b são expressos na forma de logaritmos. Por definição, pKa = - logK a e pKb = - log K b. Equilíbrio Iônico.

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Presentation Transcript
equil brio i nico
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

equil brio i nico1
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.
equil brio i nico2
Equilíbrio Iônico
  • Ácidos e Bases Polianiônicos:
efeito do on comum
Efeito do Íon Comum
  • Qual o efeito da adição de:
  • Cianeto de sódio
  • Ácido Clorídrico
  • Hidróxido de Sódio
  • Cloreto de Ferro
cidos e bases

Ácidos e Bases

Conceitos Modernos

o conceito de arrhenius
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-.

o conceito de br nsted
O Conceito de Brönsted
  • Definiu ácidos e bases em termos reacionais.
  • Ácido – Reage como fornecedor de Próton (H+).
  • Base – Reage como aceptor de Próton.
o caso da gua2
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

o on hidr nio h 3 o
O Íon Hidrônio (H3O+)
  • Hibridização – Tetraédrica
  • Estrutura – Trigonal Planar
o on hidr nio h 3 o1
O Íon Hidrônio (H3O+)

Na verdade formam-se estrutura polieméricas. (H3O+)n

o conceito de lewis
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.

o conceito de lewis1
O Conceito de Lewis

Boro –Hibridização SP2

Possui um orbital P vazio (pode receber par de elétrons)

ÁCIDO de Lewis

o conceito de lewis2
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)
os anf teros segundo lewis
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

equil brio i nico na gua
Equilíbrio Iônico na Água

- log[H3O+] = 7 = pH

- log[OH-] = 7 = pOH

cidos fracos
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

bases fracas
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

hidr lise
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)
tamp es
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)