Informações e conclusões

C.E.S.C - Colégio Estadual Sinésio Costa
Curso: Ensino Médio
Série: 2º
Turma: "E"  
Disciplina: Química
Professora: Dione 
Componentes: Bruno, Cláudia, Isaac, Maristela, Natanael, Wesley.

Resumo dos Capítulos 9 à 14 do livro de Química Ser Protagonista do 2º ano do ensino Médio; 

e apresentação de atividades experimentais. 

 Resumos:

CAPÍTULO 9:  Resumido por Natanael.

CAPÍTULO 10: Resumido por Cláudia.

CAPÍTULO 11: Resumido por Wesley.

CAPÍTULO 12: Resumido por Maristela.

CAPÍTULO 13: Resumido por Isaac.

CAPÍTULO 14: Resumido por Bruno.

POSTAGENS: Natanael.

Experiências:

1ª ATIVIDADE EXPERIMENTAL: Determinação da constante de dissociação do ácido acético. Apresentado por Isaac e Natanael.

2ª ATIVIDADE EXPERIMENTAL: Princípio de Le Châtelier – Perturbação do estado de equilíbrio pela adição de ácido. Apresentado por Cláudia

3ª ATIVIDADE EXPERIMENTAL: Dissolvendo isopor na gasolina. Apresentado por Bruno, Maristela e Wesley 

Comentários:

www.tataj5.blogspot.com : Comentário na postagem - A FOTO DO NOSSO GRUPO 2° "E". 

"Muito bom Thais!! Esse blog está entre os melhores!! Parabéns."

www.quimicandonocesc.blogspot.com : Comentário na postagem - capitulo 14.

"Seu blog está bonito Mariana, só falta postar as fotos e os videos e pronto. muito bom."

www.templosescolares.blogspot.com : Comentário na postagem - Determinações do PH  das soluções-tampão.
"Consequiu resumir bem Yuri, ficou bom!!!"

www.estudandoquimicanocesc.blogspot.com : Comentário na postagem - EQUILIBRIO QUIMICO.
"Seu blog está bom, só acho que está um pouco atrasado. É muita coisa pra resumir hein!!!kkk "

www.quimicanaescola57.blogspot.com : Comentário na postagem - experiencias de quimica.
"Muito bom esse blog, está conforme o pedido."

www.focoemquimica.blogspot.com : Comentário na postagem - Experiência: Coca-cola + mentos = explosão de gás!
" Ótimo blog!! Parabéns, ficou bom!!"


Referência bibliografica:

Química, 2º ano : ensino médio / organizador

      Julio Cezar Foschini Lisboa - 1.ed. - São Paulo:

     Edições SM, 2010. - ( Coleção ser prtagonista) 

Riacho de Santana - Bahia
Setembro de 2012

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Resumo: Cap.: 14

 EQUILÍBRIOS EM SISTEMAS HETEROGÊNEOS

Equilíbrios heterogêneos

Equilíbrios homogêneos envolvem reagentes e produtos que se misturam uniformemente formando uma única fase. É o que ocorre em sistemas gasosos e também nos equilíbrios em que todos os participantes se encontram dissolvidos em uma única fase líquida.

Entretanto, a solubilidade de gases em líquidos ou a formação de precipitados em solução aquosa são exemplos de processos que envolvem equilíbrios em sistemas com mais de uma fase, os quais são chamados de equilíbrios heterogêneos.

K_c para equilíbrios heterogêneos

  

Os sistemas heterogêneos, assim como os homogêneos, também podem alcançar um estado de equilíbrio dinâmico e a eles associar uma constante de equilíbrio.

K_p para equilíbrios heterogêneos

A constante de equilíbrio relacionada à pressão (K_p) comente é aplicada a equilíbrios que envolvam participantes gasosos. Nos casos de equilíbrio heterogêneo, apenas as pressões dos componentes gasosos participam da expressão da K_p.

Perturbação de equilíbrios heterogêneos

Efeito da adição ou remoção de reagente ou produto

A ureia, substância sintetizada a partir de amônia e gás carbônico.

CO₂(g) + 2 NH₃(g) ⇄ NH₄(NH₂CO₂)(s) ⇄ CO(NH₂)₂(s) + H₂O(g)

A formação de ureia é favorecida pela adição de CO₂(g) e NH₃(g) e pela remoção de H₂O(g).

Efeito da pressão

A primeira etapa do processo de obtenção de ureia corresponde à formação de carbonato de amônio sólido, a partir de CO₂(g) e NH₃(g).

CO₂(g) + 2 NH₃(g) ⇄ NH₄(NH₂CO₂)(s)

O aumento de pressão favorece o lado que ocupa menor volume.

Efeito da temperatura

A segunda etapa do processo de obtenção da ureia corresponde à decomposição do carbonato de amônio em ureia e água por meio de um processo endotérmico:

NH₄(NH₂CO₂)(s) ⇄ CO(NH₂)₂(s) + H₂O(g); ΔH > 0

O aumento de temperatura favorece o processo endotérmico.

Solubilidade de gases em líquidos

Equilíbrios que envolvem gases sofrem grande influência da temperatura e da pressão a que estão submetidos:

Temperatura: A solubilidade da grande maioria dos gases diminui com o aumento da temperatura, pois geralmente a dissolução de gases é exotérmica devido à formação de ligações intermoleculares entre gás e líquido.

Pressão: Assim como em qualquer equilíbrio químico que envolve espécies gasosas, o equilíbrio de solubilidade é favorecido no sentido em que há diminuição de volume, no sentido da dissolução do gás no líquido.

Produto de solubilidade

Entre um sólido e seus íons dissolvidos em solução saturada ocorre um equilíbrio dinâmico ao qual se associa uma constante de equilíbrio. Essa constante pode servir de parâmetro para comparar as solubilidades de sólidos, controlar a formação de precipitados, analisar e separar misturas de sólidos.

A constante do equilíbrio entre um sólido e seus íons dissolvidos é chamada de constante do produto de solubilidade, sendo representada por K_ps ou K_s. Trata-se de um sólido não dissolvidos e seus íons em solução saturada.

Relação entre solubilidade e Kps

A solubilidade indica a quantidade dissolvida de sólido em certo volume de solução. O produto de solubilidade é a constante de equilíbrio que, em teoria, está diretamente relacionada à solubilidade do composto.

Expressão geral do produto de solubilidade

Produto de solubilidade (K_ps) é o produto das concentrações, em mol ^. L^-1, dos íons na solução saturada, estando cada uma delas elevada a uma potência igual ao seu coeficiente na equação de dissociação iônica do composto. Depende da temperatura como qualquer outra constante de equilíbrio. Para a reação genérica 

Temos:

O valor de [A^m+]ⁿ . [B^n-]^m , chamado de produto iônico, pode ser usado como artifício matemático para prever se uma solução aquosa ou mistura de soluções aquosas terá ou não sólido sem se dissolver. Assim temos:

·        Se o resultado do produto iônico for menor do que o K_ps, a solução estará insaturada.

·        Se o resultado do produto iônico for exatamente igual ao valor do K_ps, a solução estará saturada.

·        Se o resultado do produto iônico for maior do que o Kps, indicará uma solução saturada.

Efeito do íon comum na solubilidade

A solubilidade das substâncias pouco solúveis torna-se menor com a adição de um íon comum ao equilíbrio. O princípio de Le Châtelier pode ser usado para explicar como o aumento da concentração de um dos íons afeta a solubilidade do composto.

 

Resumo Cap.: 13

HIDRÓLISE DE SAIS.

Quando um sal se dissolve em água, seus íons se dissociam do retículo cristalino. Alguns desses íons são cercados por moléculas de água, fenômeno chamado de solvatação. Entretanto, Há íons que, alem de serem rodeadas por moléculas de água, reagem com elas e esse processo é denominado hidrólise.

A hidrólise de sais corresponde à reação entre a água e os cátions e ou ânions liberados na dissolução de um sal.

Dissolução de sal derivado de ácido forte e base forte: solução neutra

Uma solução aquosa de NaCℓ contém a mesma quantidade de íons Na⁺ e íons Cℓ^- em mol que também equivale à mesma quantidade de matéria dissolvida de NaCℓ nessa solução.

Os íons encontram-se apenas solvatados, isto é, cercados por moléculas de água, e o pH da água permanece aproximadamente igual a 7 (solução neutra).

Hidrólise de sal derivado de ácido forte e base fraca ou hidrólise de um cátion: solução ácida

A hidrólise (reação com a água)  do cátion derivado da base fraca é mais bem descrita pela equação iônica do processo, que indica a formação da base pouco ionizada e dos íons H⁺. (Solução ácida)

Hidrólise de sal derivado de base forte e ácido fraco ou hidrólise de um ânion: solução básica

Os íons HCO₃^- e H⁺ associam-se e formam o ácido fraco H₂CO₃, que, por ser instável, se decompõe em CO₂ e H₂O. No entanto, os íons Na⁺ e OH^- permanecem dissociados em solução aquosa porque o NaOH é base forte e solúvel. Por apresentar [OH^-] maior que [H⁺], a solução terá caráter básico (pH > 7).

Hidrólise de sal derivado de ácido fraco e base fraca ou hidrólise do cátion e do ânion

Para decidir o caráter da solução, é necessário comparar as constantes de ionização do ácido (K_a)e da base (K_b). Como K_b é maior do que K_a conclui-se que a solução será básica, pois a base apresenta uma extensão de ionização maior do que o ácido carbônico, e portanto a concentração de íons hidroxila é maior do que a de íons hidrogênio.

Constante de hidrólise (Kh)

A constante de hidrólise corresponde a constante de equilíbrio para as reações de hidrólise que podem envolver cátions, ânions ou ambos.

Hidrólise de cátion derivado de base fraca

A extensão da hidrólise de um cátion depende da força da base formada. Isso porque quanto mais fraca for a base, menos ela se dissocia e, portanto, é mais favorecida a reação direta quando corresponde à reação inversa do equilíbrio de hidrólise.

Um artifício matemático é utilizado para relacionar K_h, K_b e K_w: o da multiplicação do numerador e do denominador pelo mesmo fator, [OH^-] o que não altera a igualdade.

Hidrólise de ânion derivado de ácido forte

De forma análoga, a extensão da hidrólise de um ânion depende da força do ácido formado.

Hidrólise de cátion e de ânion

A extensão da hidrólise do cátion e do ânion depende da força da base e do ácido formados.

Na hidrólise de cátion de base fraca e de ânion de ácido fraco, as constantes K_h, K_w, K_a e K_b relacionam-se da seguinte forma:

Nesse caso também se verifica que, quanto mais fracos forem o ácido e a base formados, maior será a constante de hidrólise.

Sistema-tampão ou solução-tampão

Quando se adiciona ácido ou base à água, o pH da solução se altera rapidamente. Entretanto, a adição de ácido ou base em pequenas quantidades ao plasma sanguíneo praticamente não produz alterações no pH. Isso ocorre porque o plasma dispõe de espécies químicas capazes de reagir tanto com o ácido quanto com a base, constituindo assim um sistema ou solução-tampão, o qual evita variações bruscas ou significativas do pH.

Efeito do íon comum

O efeito do íon comum provoca alterações no pH da solução ácida pela presença de sua base conjugada. Dessa forma, a concentração de íons H⁺ (aq) diminui e o pH aumenta.

Os sistemas-tampão são aqueles que resistem a variações de pH ao serem diluídos ou ao receberem pequenas quantidades de ácidos ou bases.

Um sistema-tampão pode ser formado desde que:

·       Contenha um ácido capaz de reagir com os íons OH- adicionados e uma base capaz de reagir com íons H+ (aq) adicionados, de forma que o pH da solução praticamente não sofra alteração;

·       Não ocorra reação entre o ácido e a base que constituem o sistema – tampão.

Dessa forma, esse sistema geralmente é preparado por um par ácido – base conjugado:

·       Um ácido fraco e sua base conjugada, como ácido acético e íon acetato.

·       Uma base fraca e seu ácido conjugado como hidróxido de amônio e íon amônio.

Determinação do pH das soluções-tampão

A faixa de pH que se deseja tamponar depende dos constituintes da solução tampão

A equação conhecida por Equação de Enderson-Hasselbalch, indica que o pH de uma solução fraco e seu sal depende da força do ácido.

Todo raciocínio aplicado ao tampão ácido também pode ser aplicado na obtensão de uma solução-tampão básica.