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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

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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

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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-

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O que é uma solução?

• Solução produto homogêneo obtido quando se dissolve uma substância (soluto) em um solvente.

Iônica, molecular e metálica

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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)

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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.

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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.)

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O que acontece com uma solução de NaCl em água?

NaCl ∏ Na+ + Cl-

k = 37,73

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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?

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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

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• 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?

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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

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O que afeta a atividade iônica?

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O que é raio iônico ?

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Como calcular o coeficiente de atividade ()?

Carga do íon i

Força iônica

Raio iônico efetivo

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Exemplo

• Calcule a atividade do íon Ca2+ em uma solução:

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Exemplo

• Cálculo da força iônica:

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Exemplo

• Cálculo do coeficiente de atividade:

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Exemplo

• Cálculo da atividade:

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Qual a influência da “atividade” no equilíbrio químico?

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Qual a influência da “atividade” no equilíbrio químico?

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Qual a influência da “atividade” no equilíbrio químico?

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Exercícios

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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

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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

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Força de um ácido

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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

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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

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CH3COOH + H2O ∏ CH3COO- + H3O+

NH3 + H2O ∏ NH4+ + OH-

][

]][[

3

33

COOHCH

COOCHOHka

][

]][[

3

4

NH

OHNHkb

Equilíbrio químico de reações ácido-base

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Relação Ka e Kb

Kw = Ka × kb

1,0×10-14 = Ka × kb

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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

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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?

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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?

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• 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

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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.