Resumo - Cap.: 11

 A FORÇA DOS ÁCIDOS E DAS BASES

Constante de dissociação (K_a)

É possível diferenciar um ácido fraco de um ácido forte por meio da condutibilidade elétrica de suas soluções aquosas

Dissociação de ácidos e constante de equilíbrio

A aplicação da lei de Ação das Massas permite avaliar as condições de equilíbrio e comparar a força dos ácidos.

O HCl apresenta um grau de dissociação próximo a 100% quase a totalidade de suas moléculas transformam-se em íons H₃O⁺ e CL, a equação pode ser representada por uma única seta.

HCl(aq)+ H₂O(l) → H₃O⁺ (aq) + Cl^-(aq)

O ácido acético (CH₃COOH) apresenta um baixo grau de dissociação em solução aquosa, uma em cada cem moléculas sofre dissociação em contato com a água, a equação pode ser representada pela dupla seta.

Nesse sistema aquoso, moléculas de CH₃COOH transformam-se em íons.

Quando a rapidez se iguala, é estabelecido um equilíbrio químico dessa forma determina-se a Constante de Equilíbrio (K_a).

Nos ácidos fortes, suas constantes de dissociação tem um valor elevado.

 Constantes de dissociação dos ácidos

A constante de dissociação do ácido indica a extensão de sua dissociação, a uma determinada temperatura.

Quanto maior for o grau de dissociação maior será a concentração dos íons presentes no equilíbrio, menor será o valor de K_a e maior força do ácido.

Constantes de dissociação das bases

Bases fortes dissolvem-se em água com dissociação de praticamente 100% de seus aglomerados, as bases fracas apresentam um grau de dissociação baixo. Quando uma base fraca é colocada em água os íons e espécies químicas estabelecem um equilíbrio representado pela dupla seta. A concentração de água é constante na solução diluída da base e seu valor é incorporado na constante de equilíbrio. O valor da constante de dissociação da base é uma medida de força, quanto maior for K_b maior a força da base.

Cálculo de concentração de um solvente

A concentração de um solvente é constante. Sabendo que a densidade da água é 1.0 g/ml a 4°C, 1000g desse solvente deve ocupar o volume de um litro, o que permite calcular a quantidade de matéria existente em 1 litro de água. Diferentes volumes de água possuem diferentes quantidades de água em mol.

                                                          1mol­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­______________18g

                                                n_______________1000g

                                                n =  1000    =    55,6 mol de H₂O

                                               18

Lei da diluição de Ostwald

As constantes de dissociação são um excelente critério para comparar a força de ácidos e bases. O grau de dissociação também pode ser utilizado para essa comparação e quanto mais diluído estiverem, um ácido ou uma base, maiores serão seus graus de dissociação.

Quando o ácido é muito e o denominador é praticamente igual a 1 é expresso por:

K_a = α² . c

O valor de V ou do produto variam com a mudança de temperatura.

Quanto menor a concentração da solução, maior o grau de dissociação. A concentração de H⁺ pode ser determinada por:

[H+] = α . c

No caso de bases fracas a Lei de Diluição de Ostwald pode ser expressa por essa forma simplificada:

K_b = α² . c

Definição de ácido e base de acordo com a

 Teoria de Bronsted-Lowry

Em 1923 o químico dinamarquês Johannes Brönsted e o químico inglês Thomas Lowry, proporam uma teoria mais abrangente sobre ácidos e bases. A definição ocorre em função da capacidade de doarem ou receberem prótons.

Ácido é uma espécie química capaz de doar próton (H+)

 Base é uma espécie química capaz de receber próton (H+)

Reações ácido-base são aquelas em que há transferência de prótons.

Resumo- Cap: 10

 FATORES QUE AFETAM O ESTADO DE EQUILÍBRIO

A concentração de oxigênio dissolvido (OD) em um copo d’água qualquer é controlada por vários fatores sendo um deles a solubilidade do oxigênio em água.

Princípios de Lê châtilier

Se dissolvermos completamente um comprimido de antiácido efervescente em água forma-se um sistema em equilíbrio envolvendo a formula do medicamento: bicarbonato de sódio, carbonato de sódio, ácido cítrico, e ácido acetilsalicílico.

Se colocarmos ácido nesse sistema vai produzir bolhas de gás, isso quer dizer que o equilíbrio foi perturbado.

Concentração

Sabemos que a diminuição da concentração de um produto favorece a formação de gás e se alterarmos a concentração dos reagentes?

Há um sedimento maior em produtos quando se inicia a reação com altas concentrações de CO(g) ou de O₂(g)

Pressão

Considera-se a pressão de um sistema em equilíbrio somente quando estão presentes substâncias no estado gasoso e não há favorecimento do equilíbrio quando se altera a pressão do equilíbrio envolvendo apenas sólidos e líquidos. Nos equilíbrios que contém gases são favorecidos, pois formam menor quantidade de moléculas gasosas aumentando a pressão, fazendo com que o equilíbrio desloque para a direita onde o sistema ocupa menor volume.

Temperatura

A temperatura nos equilíbrios é de acordo a equação termoquímica, que os representa.

No equilíbrio envolvendo a formação de amônia, um processo  exotérmico, a formação do produto aumenta quando a temperatura abaixa.

No processo endotérmico aumentando a temperatura favorece a formação dos produtos dos produtos, com o aumento da temperatura implica a compensação de consumo de energia.

Catalisadores

Os catalisadores são reagentes que aumentam a velocidade das reações químicas porque modificam seus mecanismos e a energia de ativação (Ea). Por esse motivo os catalisadores não alteram o rendimento, mas permitem que essa situação seja atingida.

Resumo cap.: 09

REAÇÕES REVERSÍVEIS E O ESTADO DE EQUILÍBRIO

Reações reversíveis

O processo de formação das estalactites e estalagmites é uma reação reversível, que depende da entrada e saída do CO₂(g) que se dissolve na água da chuva.

O carbonato de Cálcio se dissolve em uma mistura de H₂O(l) e CO₂(g), formandos Íons Ca²⁺ e HCO₃^-.

À medida que esse gás sai do sistema, pela evaporação da água da solução, a formação de carbonato de Cálcio (CaCo₃) fica mais favorecida.

Na natureza há muitos sistemas em equilíbrio que se desestabiliza, podem ocasionar sérios problemas ambientais, uma desestabilização desse equilíbrio pode comprometer a vida de animais aquáticos.

Equilíbrio Químico

 Um sistema em equilíbrio é identificado por algumas características importantes obrigatórias.

·        A matéria e a energia não são removidas do sistema.

·        As propriedades macroscópicas dos sistemas não variam com o tempo; isso ocorre porque, macroscopicamente, ocorrem as reações químicas simultâneas em ambos os sentidos e com a mesma rapidez.

Para um sistema qualquer representado por:

A rapidez varia a partir do inicio da reação ate atingir a situação de equilíbrio.

                 

Equilíbrios homogêneos e equilíbrios heterogêneos.

Os Equilíbrios Químicos podem ter todos os reagentes e produtos na mesma fase e são chamados de equilíbrios homogêneos. Por outro lado os equilíbrios heterogêneos apresentam reagentes e produtos em fases diferentes.

Nos equilíbrios heterogêneos, reagentes e produtos não interferem na situação de equilíbrio quando suas quantidades variam e sua concentração em mol/L equivale a sua densidade e são sempre as mesmas.

Constantes de equilíbrio.

Representado por K, possui uma expressão genérica para todos os equilíbrios.

As concentrações de H₁, I₂, H1 são diferentes para cada experimento, mas a relação entre elas dada pela fórmula ao lado , apresenta praticamente o mesmo valor desde que mantida a temperatura; essa expressão é chamada Lei do Equilíbrio Químico, proposta pelos químicos noruegueses Guldberg e Waage em 1983, e pode se escrita para qualquer equilíbrio químico.

Constantes de equilíbrio (K_C).

Constantes de equilíbrio com base nas concentrações de mol/L são representadas por K_C.

Na expressão de K_C não se representam as concentrações de sólidos, nem de líquidos e os coeficientes estequiométricos são os expoentes das concentrações, em mol/L, das substâncias correspondentes, nas equações.

 Constantes de equilíbrio e pressões parciais (K_P).

Os gases também são representados pela expressão da Lei do Equilíbrio Químico e em termos das pressões parciais.

Para expressar a lei do equilíbrio em termos das pressões parciais, basta que apenas uma das espécies do equilíbrio esteja no estado gasoso.

Relações entre K_C e K_P.

Embora K_C e K_P representem valores constantes à mesma temperatura, elas não são iguais. A relação entre elas é dada considerando-se a equação de estado dos gases.

Generalizando:

Em que ∆n corresponde à variação da quantidade de matéria referente aos coeficientes estequiométricos do equilíbrio.

Expressões matemáticas

Cálculos das constantes de equilíbrio

Os valores numéricos das constantes de equilíbrio são determinados considerando-se suas respectivas expressões, cada uma delas definida como: a multiplicação das concentrações dos produtos, em mol/L, dividida pela multiplicação das concentrações dos reagentes também em mol/L, com os respectivos coeficientes estequiométricos aplicados como expoentes das concentrações, no estado de equilíbrio, no sentido direto da equação.

Interpretação do valor de K_C e extensão da reação

A grandeza do valor numérico para K_C permite avaliar a extensão em que a reação prossegue para chegar ao estado de equilíbrio.

As condições favorecem o equilíbrio no sentido da formação dos reagentes, ou seja, para o sentido da reação inversa.

Portanto, quanto maior for o valor numérico de K_C, maior será a extensão da ocorrência da reação no sentido direto, isto é, no sentido da formação dos produtos.

Grau de equilíbrio (α)

O grau de equilíbrio demonstra a relação entre a quantidade de matéria, em mol, consumida e a respectiva quantidade inicial de um determinado reagente.

 O valor numérico do grau de equilíbrio pode variar entre zero e um.    0 < α < 1

Quociente de equilíbrio (Q_C)

Determinado quando uma reação está caminhando para o estado de equilíbrio, da mesma maneira que se expressa a constante de equilíbrio. Porém, como o sistema ainda na chegou ao estado de equilíbrio, o valor de Q_C é variável.

 A importância de conhecer o valor de Q_C se deve ao fato de ele indicar que a reação em estudo chegou ao estado de equilíbrio.

Em alguns casos, para que o equilíbrio seja atingido, é necessário um aumento de Q_C, o que é conseguido diminuindo-se a concentração do reagente aumentando-se a concentração dos produtos. Essas modificações implicam favorecer o equilíbrio no sentido da formação dos produtos. Em outros casos é necessária a diminuição de Q_C para que o equilíbrio seja atingido.