Sumário. - Revisões ácido-base (11º ano).

Sumário

Equilíbrio Químico

◼

As reações químicas atingem um estado

de

equilíbrio

dinâmico

em

que

a

velocidade de formação dos produtos é

igual à da formação dos reagentes, não

havendo variação da composição total.

Tabelas de Equilíbrio

As tabelas de equilíbrio são usadas para determinar a composição de

equilíbrio de uma dada reação ou as constantes de equilíbrio.

Exemplo para a reação que se segue, onde o objetivo é determinar o valor

das concentrações no equilíbrio:

) ( ) ( ) ( _{3 2} 5 g PCl g Cl g PCl  + +



_

  

_

PCl

Cl

PCl

K

=



Espécies

PCl

PCl

Cl

Princípio de Le Chatelier



“Se um sistema em equilíbrio é submetido a qualquer perturbação, o equilíbrio

desloca-se no sentido contrário a essa perturbação”.

a) – Quando um reagente (

azul)

é adicionado a uma reação em

equilíbrio, a reação tende a

formar mais produto (

amarelo

);

b) – Quando se adiciona produto

(

amarelo

), a reação em equilíbrio

desloca-se

no

sentido

da

formação de reagente (

azul

).

 O princípio de Le Chatelier prevê que um aumento de temperatura favorece uma

REACÇÃO ENDOTÉRMICA.

1– Subindo a temperatura a uma reação exotérmica favorece a formação de reagentes. 2– Subindo a temperatura a uma reação endotérmica favorece a formação de produtos.

O princípio de Le Chatelier indica-nos que, se uma dada reacção

é comprimida, o número de moléculas na fase gasosa tende a

diminuir.

Por outras palavras:

Se uma dada reacção que se encontre em equilíbrio, for sujeita a uma

compressão (aumento de pressão), a reacção tem tendência a “deslocar-se” no sentido em

que haja uma diminuição do número de moléculas na fase gasosa.

Dissociação

Os sais e os hidróxidos são substâncias iónicas formadas por iões positivos e

negativos, dispostos numa rede cristalina.

O sal é rodeado por moleculares polares do solvente.

Dissolução de um sal iónico

Parte positiva

orientada para os iões negativos do soluto. Parte negativa orientada

para os iões positivos do soluto.

Dissociação

As moléculas do solvente atraem os iões do cristal (soluto), fazendo-os separar-se –

dissociação.

Esses iões ficam envolvidos por moléculas do solvente.

A união entre os iões do soluto e as moléculas polares do solvente denomina-se solvatação. Os iões do soluto rodeados pelas moléculas polares do solvente designam-se iões solvatados.

Ionização

A zona positiva do solvente fica orientada para a zona negativa da molécula de soluto e vice-versa.

Quando se dissolve um composto polar num solvente polar:

Por ação do solvente vão formar-se iões do soluto – ionização –, que a seguir se

separam e solvatam.

HCℓ g

+

água (ℓ) →

H+ (aq)

+

Cℓ− aq

Ionização e dissociação iónica. Autoionização da água

pH de soluções aquosas

pH de Soluções aquosas Características

Ácido forte Ionização quase completa

Base forte (hidróxidos de metais

alcalinos) Dissociação praticamente completa Ácido fraco

Ionização não é completa. Estabelece-se o equilíbrio:

HA (aq) + H₂O (ℓ) ⇌ A− (aq) + H₃O+ _(aq)

Base fraca

Ionização não é completa. Estabelece-se o equilíbrio:

Autoionização da água; produto iónico da água, K

A água apresenta uma pequena condutividade elétrica o que significa que na água pura existem alguns iões.

Se uma molécula de água funcionar como ácido cedendo um protão a outra molécula de água, esta funcionará como base.

A água é uma substância anfotérica, pois pode-se comportar como um ácido ou como uma base.

Autoionização da água; produto iónico da água, K

H

O (ℓ) + H

O (ℓ) ⇌ OH

(aq) + H

O

_(aq)

⇌

A constante de equilíbrio da autoionização da água é dada por:

𝐾

=

OH

−

e

H

O

Produto iónico da água, K

H

O (ℓ) + H

O (ℓ) ⇌ OH

(aq) + H

O

_(aq)

Como a concentração da água é constante, a expressão pode ser simplificada. Define-se assim o produto iónico da água, 𝐾_w.

𝐾

= OH

× H

O

À temperatura de 25 °C, o valor de K_w é igual a 1,00 × 10−14. K_w varia com a temperatura.

Autoionização da água; produto iónico da água, K

H

O (ℓ) + H

O (ℓ) ⇌ OH

(aq) + H

O

_(aq)

De acordo com o Princípio de Le Châtelier, se a

temperatura aumentar o equilíbrio desloca-se no sentido direto, aumentando as concentrações de H₃O+ _{e de OH}−_.

K_waumenta

A reação de autoionização da água é um processo

Produto iónico da água, K

H

O (ℓ) + H

O (ℓ) ⇌ OH

(aq) + H

O

_(aq)

A autoprotólise da água é uma reação muito pouco extensa, pois K_w apresenta sempre pequenas ordens de grandeza.

O equilíbrio da autoionização da água pode ser alterado por adição de ácidos ou bases.

Autoionização da água; produto iónico da água, K

▪ na água pura ou numa solução aquosa neutra: [H₃O+_{] = [OH}−_{] = 𝐾} w Como a 25 °C K_w é igual a 1,00 × 10−14_, então: [H₃O+_{] [OH}−] = 1,00 × 10−14 [H₃O+_{] = [OH}−_{] = 1,00 × 10}−14 [H₃O+_{] = [OH}−] = 1,00 × 10−7 _{mol dm}−3 A 25 ℃:

▪ em qualquer solução aquosa: [H₃O+] × [OH−_{] = K}

w

• se [H₃O+_{] > [OH}−_{], a solução é ácida;}

• se [H₃O+_{] = [OH}−_{], a solução é neutra;}

• se [H₃O+_{] < [OH}−_{], a solução é básica}

Conceito de pH

Søren Sørensen (1868-1939)

O caráter ácido de uma solução aquosa está relacionado com a concentração de iões hidrónio nessa solução; quanto mais ácida for a solução, maior será a concentração em iões H₃O+_.

O químico Søren Sørensen introduziu um modo mais prático para indicar a concentração de H₃O+ numa solução aquosa – _a

escala de pH.

pH = −log [H

+

_]

_ou

pH = −log [H

3

O

+

]

pH = −log [H

] ou pH = −log [H

O

]

[H

O

] = 1,0 × 10

mol dm

pH = − log(1,0 × 10

) ⟺ pH = 6

[H

O

] = 1,3 × 10

mol dm

pH = − log(1,3 × 10

) ⟺ pH = 3,9

Quanto mais ácida for a solução, menor o valor de pH.

[H

O

_{] = 10}

A partir do valor de pH de uma solução pode calcular-se a concentração em H₃O+_:

pH = 4,5

[H

₃

O

+

] = 10

−pH

[H

O

] = 10

⟺ [H

O

] = 3,2 × 10

mol dm

pOH

= −log [OH

−

]

Para calcular o pOH, procede-se do mesmo modo.

[OH

] = 4,0 × 10

mol dm

pOH = − log(4,0 × 10

) ⟺ pOH = 2,4

Ionização e dissociação iónica. Autoionização da água

Exercícios

1. Considere a equação química que traduz a autoionização da água:

2 H₂O (ℓ)⇌ OH- _{(aq) + H}

3O+ (aq)

1.1 Calcule a concentração de H₃O+ a 50 °C sabendo que K

w é igual a 5,47 × 10–14.

1.2 Na reação anterior preveja o que sucede à concentração H₃O+ _{se houver uma}

diminuição da temperatura.

Na água pura [H₃O+_{] = [OH}−_{] = 𝐾}

w

[H₃O+_{] [OH}−] = 5,47 × 10−14

[H₃O+_{] = 5,47 × 10}−14

[H₃O+] = 2,34 × 10−7 _{mol dm}−3

A reação de autoionização da água é endotérmica. Segundo o princípio de Le Châtelier, uma diminuição de temperatura favorece a reação inversa,

Ionização e dissociação iónica. Autoionização da água

Atividade

2. Calcule o pH de uma solução aquosa de ácido clorídrico, HCℓ, sabendo que a

sua concentração é 8,2 × 10−2 _{mol dm}−3_.

H₃O+ _f = 8,2 × 10−2 ⇔ pH = −log [H3O+] ⇔ pH = −log (8,2 × 10−2)

⇔ pH = 1,1 [HCℓ]_i= [H₃O+_]

Teoria de Arrhenius

Arrhenius propôs os seguintes conceitos de ácido e de base:

Ácido – substância que, em solução aquosa,

origina iões H+_.

CH₃COOH (aq) → H+ _{(aq) + CH}

3COO− (aq)

HNO₃ (aq) → H+ _{(aq) + NO}

3–(aq)

Base – substância que contém grupos hidroxilo

e em solução aquosa origina iões OH−.

Ca(OH)₂ (aq) → 2 OH− (aq) + Ca2+ _(aq)

▪ [H+_{] > [OH}−_{], a solução é ácida;}

Segundo Arrhenius, se numa solução aquosa:

▪ [H+_{] < [OH}−_{], a solução é básica.} ▪ [H+_{] = [OH}−_{], a solução é neutra;}

De acordo com esta teoria, sendo o ião H+

responsável pelas propriedades ácidas e o ião OH− responsável pelas propriedades básicas:

H+ _{(aq) + OH}− _{(aq) → H}

2O (ℓ)

Teoria Protónica de Brønsted-Lowry

HCℓ (aq) + H

O (ℓ) →

Cℓ

_{(aq) + H}

3

O

(aq)

Um ácido cede protões, pelo que a sua presença numa solução aquosa aumenta a concentração de H₃O+_. Cede um protão comporta-se como um ácido Aceita um protão comporta-se como base

Teoria de Arrhenius

Um ácido origina iões H

em solução aquosa

Uma base origina iões

OH

em solução aquosa

Teoria protónica

Um ácido cede iões H

em solução aquosa

Uma base aceita iões

H

_{em solução aquosa}

Par conjugado ácido-base

CH

COOH (aq) + H

O (ℓ) ⇌ CH

COO

(aq) + H

O

_(aq)

Ácido 1

_{Base 2}

Base 1

Ácido 2

CH

COOH (aq) ↔ CH

COO

(aq)

H

O (ℓ) ↔ H

O

_(aq)

Par conjugado ácido-base

Quando um ácido cede um protão transforma-se numa base, à qual se chama base conjugada desse ácido.

Assim, um par conjugado ácido-base é constituído por duas espécies químicas que

diferem num protão.

Se uma base aceita um protão, então transforma-se num ácido – designado ácido conjugado dessa base.

Par conjugado ácido-base

CH

COOH (aq) + H

O (ℓ) ⇌ CH

COO

(aq) + H

O

_(aq)

CH

COOH (aq) ↔ CH

COO

(aq)

H

O (ℓ) ↔ H

O

_(aq)

Ácido Base conjugada Base Ácido conjugado ▪ Ácido 1/Base 1: CH₃COOH/CH₃COO−

▪ Ácido 2/Base 2: H₃O+_/H 2O

Atividade

i) A espécie ácida; ii) A espécie básica;

iii) Os pares conjugados ácido-base..

O ácido clórico reage com a água segundo a seguinte equação química: HCℓO₃ (aq) + H₂O (ℓ) ⇌ CℓO₃− (aq) + H₃O+ _(aq)

HCℓO₃ (aq)

H₂O (ℓ)

HCℓO₃ / CℓO₃−

H₃O+ _{/ H}