Resumo de Físico-Química parte 3 (Equilíbrio químico Homogêneo e equilíbrio iônico em solução: *Equilíbrio químico homogêneo : *Reações reversíveis : A ideia normal que temos,é de que misturando quantidades estequiometricamente corretas de reagentes essa reação se processa até todo o reagente ser consumido e acabar.No entento,muitas vezes esta não é a realidade. Em algumas reações,no momento em que os reagentes começam a reagir,começam a se formar os produtos,e estes,simultaneamente reagem e regeneram os reagentes iniciais. A essas reações,se da o nome de reações reverssíveis. No início dessas reações reverssíveis a velocidade da reação direta é alta. Com o passar do tempo,os reagentes vão sendo consumidos,e suas concentrações então vão diminuíndo gradativamente,e então em consequência,a velocidade da reação direta vai diminuindo. No entanto,quando comessam a se formar os produtos,esses comessam a reagir entre si e formar novamente os reagentes. E como a concentração dos produtos vai aumentando gradativamente devido ao andamento da reação,a velocidade da reação inversa tende a aumentar. Pois então,acontece que a velocidade da reação direta vai diminuindo com o andamento da reação e a velocidade da reação inversa vai aumentando,até que essas velocidades se igualem. Apartir do instante em que numa reação reversível as velocidades das reações direta e inversa se tornam iguais,dizemos quealcançamos o estado de equilíbrio da reação. .Apartir desse estado de equilíbrio as concentrações dos reagentes e produtos permanecem constantes,pois quando 5 moléculas dos reagentes reagem entre si, simultaneamente outras 5 moléculas desses mesmos reagentes serão regeneradas pela reação inversa. .Os aspéctos macroscópicos são constantes(não se alteram).Apesar de parecer,a reação química não para de ocorrer.Por isso o equilibrio é um equilíbrio dinâmico. *Equilíbrio químico => É o estado no qual as velociddes das reações direta e inverssa se igualam em uma reação reversível,e daí em diante as concentrações permanecem inalteradas. Obs: No equilíbrio as concentrações finais de reagentes e produtos não é igual.Em equilibrios quimicos pode acontecer de as concentrações dos produtos serem menores que as dos reagentes,ou pode acontecer de as concentrações dos produtos ser maior que as dos reagentes(nesse caso a reação tem um maior rendimento). *Equilíbrio homogêneo: São os equilíbrios químicos que ocorrem em sistemas homogêneos,ou seja,que apresentam uma única faze,como reações entre gases,reações entre líquidos ou reações em solução aquosa. *Equilíbrios heterogênios: Ocorrem em reações onde reagentes e produtos formam um sistema heterogêneo,aonde envolvem substância em diversas fases. *Grau de equilíbrio: É uma medida que serve para calcular o rendimento(ou a extensão) de ua reação reversível. .O grau de equilibri(a) é calculado pela realação entre a quantidade de reagentes(em mols) que realmente reagiu até o instante do equilíbrio e a quantidade de mols inicial. Ex: Se em uma dada reação tivérmos de início 1 mol de um dado reagente e no instante do equilíbrio sobrásse apenas 0,20 mols desse reagente. Concluímos então,que de fato,reagiram 0,80 mols desse reagente. E calculando o grau de equilíbrio para essa reação teremos: Nº de mols do reagente que reagiu 0,80 mol a = ------------------------------------ -> a = ---------- -> a = 0,80 -> a.100 = a% => No caso é 80% (0,80 . 100) Nº de mols de reagentes adicionado 1,0 mol .Nesse caso temos que o grau de equilibrio é 0,80 e o grau de equilibrio percentual é 80%. Sendo assim,o rendimento da reação em porcentagens é de 80%. *Grau de equilíbrio => É uma medida que nos permite calcular o rendimento (extensão) de uma reação química reversível relacionando a quantidade em mols de reagentes que reagem até o equilíbrio e as quantidades em mols desses reagentes que foi adicionada no inicio. .De fato,uma reação reversível nunca se completa totalmente (100% de reação). E então sabemos que o grau de equilibrio sempre será maior que 0 e menor que 1 (ou 100%). [0 < a < 1] *Constante de equilíbrio em termos de concentrações molares (Kc) : É uma constante que à temperatura constante nos dá um número que mostra tambêm o rendimento da reação reversível. .A constante de equilíbrio em termos de concentrações em mol/L (Kc) é o quociente do produto dos produtos da reação química pelo produto dos reagentes da reação, todos elevados a expoentes iguais aos coeficientes da equação química considerada. Para a equação genérica : aA + bB cC + dD , teremos: c d [C] . [D] Kc = ------------ a b [A] . [B] Obs: . Na constante de equilíbrio em termos de concentrações molares,não é necessário colocar o valor dos sólidos. . A constante de equilibrio é constante enquanto a temperatura se mantiver constante. . A constante Kc depende da equação química,de forma que diferentes balanceamentos vão levar o Kc à diferentes valores. Colocando uma quantidade diferente de um dos reagentes da reação,essa,se processará até atingir o estado de equilibrio em que no caso de termos modificado as quantidades de um dos reagentes,esse equilíbrio vai apresentar concentrações diferentes para as substâncias,porém o valor de Kc permanece constante se a temperatura se mantiver. Essa é uma das propriedades do Kc. Fora do equilíbrio,a fração correspondente ao Kc não tem o mesmo valor,e é chamdo de quociente da reação (Qr). .Quando em uma reação o valor de Qr é igual ao valor de Kc a reação está no equilíbrio. .Quando em uma reação o valor de Qr é menor que o de Kc,nos diz que nessa reação há um número menor de produtos e maior de reagentes do que o valor esperado no equilíbrio químico (ou seja,a reação ainda não chegou ao equilíbrio). .Quando o valor de Qr é maior que o de Kc, quer dizer que as quantidades de produtos é maior e a de reagentes menor do que a quantidade esperada no equilíbrio químico,(ou seja,a reação ultrapassou o estado de equilibrio). > Quanto maior é o rendimento da reação,maior é o valor do grau de equilíbrio(a),que varia entre 0 e 1, ou 0% e 100%. > Já para o Kc,quanto maior o rendimento da reação,maior é o valor numérico obtido.O Kc não tem limites e pode ir de números bem pequenos à números bem grandes. *Constante de equilíbrio em termos de pressões parciais(Kp) : Outra constante de equilíbrio é o Kp,que relaciona as pressões parciais das substâncias gasosas presentes no equilíbrio. *Pressão parcial de um gás é a pressão que esse gás exerceria se estivesse sozinho no recipiente. O Kp pode ser calculado pela mesma fração correspondente ao Kc mais trocando as concentrações molares pelas pressões parciais dos particupantes gasosos. Obs : .No cálculo do Kp só entram substâncias no estado gasoso. *Deslocamento de equilíbrio: Equilíbrios,desequilíbrios e reequilíbrios são comuns em fenômenos químicos, físicos e biológicos. No entando,na química, um sistema em equilíbrio pode ser perturbado,e então ser obrigado a voltar à um estado de equiliubrio,que seja diferente do estado inicial.Esse fenômeno se chama deslocamento de equilíbrio. Para perturbar um sistema em equilíbrio basta fazer com que uma das reações (direta ou inversa) se acelere em relação à outra. *Princípio de Le Chatelier => Diz que quando um sistema em equilíbrio é perturbado,esse se desloca com o objetivo de minimizar a ação do fator aplicado. .Existem tres formar de deslocar um equilíbrio químico : *Adição ou retirada de participantes da reação em equilíbrio : >Adição de um participante: -Em um sistema em equilíbrio,as concentrações dos reagentes e produtos são fixas.No entanto se no estado de equilíbrio nós adicionarmos um dos participantes,o equilíbrio vai se deslocar no sentido de consumi-lo. Ex: Se num equilíbrio nós adicionármos um pouco de um dos reagentes,o equilíbrio irá se deslocar no sentido direto (sentido de consumi-lo). Nesse caso estaremos aumentando o rendimento dessa reação reverssível. E se,no entanto,no equilíbrio, nós adicionármos uma porção de um dos produtos,a reação no sentido de consumi-lo (reação inversa) irá se acelerar em busca de minimizar o efeito da adição. Esta é uma importante consequência do princípio de Le Chatelier que podemos enunciar : . Se em um sistema em equilibrio houver a adição de um dos participantes, a reação se desloca no sentido direto deste,ou seja,no sentido de consumir essa quantidade adicionada dessa substância em busca de minimizar o efeito da adição. >Retirada de um participante: -Em um sistema em equilíbrio,a retirada de uma substância (reagente ou produto) tambêm desloca o equilibrio. Retirando uma substância que participa da reação em equilíbrio , a reação se desloca no sentido oposto à esta substâncias,ou seja: No sentido de repor a substancia retirada. Ex: Se num dado equilíbrio,nós retirármos um pouco de um dos reagentes,o equilíbrio se desloca e a reação inversa se acelera para repor a substância retirada. Se tirármos um produto,então,a reação direta (sentido da formação de rpodutos),se acelera para repor os produtos retirados.Ou seja : o equilíbrio se deslocou para a direita.Aumentamos então o rendimento da reação. O principio de Le Chatelier aí fica da seguinte forma : . Em um sistema em equilíbrio,a retirada de um participante(reagente ou produto),irá deslocar o equilibrio no sentido inverso em busca de repor a substância retirada,e assim,minimizar o efeito do fator aplicado (a retirada). [ADICIONANDO UMA SUBSTÂNCIA PARTICIPANTE DA REAÇÃO NO EQUILÍBRIO] ----------> [O EQUILÍBRIO É DESLOCADO NO SENTIDO DE CONSUMIR ESSA SUBSTÂNCIA ADICIONADA] [RETIRANDO UMA SUBSTÂNCIA PARTICIPANTE DA REAÇÃO NO EQUILÍBRIO] ------------> [A REAÇÃO SE DESLOCA NO SENTIDO DE REPOR A SUBSTÂNCIA RETIRADA] A adição ou retirada dos participantes da reação pode provocar um aumento no grau de equilíbrio,mais não auteram os valores de Kc e Kp. *Alteração da pressão total sobre o sistema: -Nos equilibrios em reações entre gases a pressão total sobre o sistema pode deslocar o equilíbrio. Nas reações gasosas,em um dos dois lados (reagentes ou produtos), pode possuir um maior volume,por exemplo : Na reação -> N2 + 3H2 ----> 2NH3 {4mols=4volumes}{2mols=2volumes} reagentes produtos -Nos reagentes,existe uma quantidade maior de mols das substâncias,sendo assim,possui um maior volume. -Nos produtos porêm,temos uma quantidade menor em mols,por isso,nos reagentes temos um menor volume. .Em equilibrios químicos envolvendo reações com gases,o aumento da pressão total sobre o sistema desloca o equilíbrio no sentido de menor volume. Isso com o objetivo de minimizar o aumento da pressão. .Da mesma forma,a diminuição da pressão total sobre o sistema em equilíbrio desloca-o no sentido de maior volume (maior quantidade em mols). Isso tambem,com o objetivo de minimizar o efeito da redução de pressão. Tudo isso é uma simples consequência do princípio de Le Chatelier. Resumindo: .Em equilibrios gasosos,o aumento da pressão total sobre o sistema desloca o equilíbrio no sentido em que contêm um menor volume (menor nº de mols). E a redução da pressão total sobre o sistema desloca o equilíbrio no sentido de maior volume. A alteração da pressão num equilíbrio químico pode aumentar o rendimento de uma reação,mais não altera os valores de Kc e Kp des de que a temperatura se mantenha constante. *Alteração da temperatura -A auteração da temperatura num equilibrio quimico é um ftor externo que tambêm pode perturba-lo. >Aumento da temperatura do sistema: Vimos na Termoquímica que se uma reação é endotérmica no sentido direto,ela é exotérmica no sentido inverso. Pois então,podemos dizer que: O aumento da temperatura sobre um sistema em equilíbrio desloca este,no sentido endotérmico.Isso ocorre porque novamente,o sistema em equilíbrio busca minimizar o efeito aplicado. Ex: .Se uma dada reação é endotérmica no sentido direto,e exotérmica no sentido inverso,e se houver um aumento na temperatura,este equilíbrio se deslocará no sentido endotérmico em busca de minimizar o efeito do aumento da temperatura. Ou seja: A reação direta vai se acelerar,e consequentemente vai haver um aumento no rendimento da reação. >Diminuição da temperatura do sistema: Reciocínio análogo nos permite constatar,que uma diminuição da temperatura total do sistema irá deslocar o equilíbrio no sentido exotérmico. Isso, tambem com o objetivo de reduzir o efeito aplicado. Ex: .Em um equilíbrio químico de sentido direto exotérmico e sentido inverso endotérmico,a diminuição da temperatura estará deslocando o equilíbrio no sentido exotérmico (sentido direto). Podemos concluir então que : -Em equilíbrios químicos,o aumento da temperatura desloca o equilíbrio para o sentido endotérmico para tentar absorver o calor adicionado e assim então tentar minimizar o efeito aplicado. E a diminuição da temperatura desloca o equilíbrio no sentido exotérmico,com o objetivo de devolver a energia retirada.E assim,tambêm,minimizar o efeito. .A temperatura é o único fator que altera os valores das constantes Kc e Kp. -> A presença de catalisadores nas reações reversíveis nunca influi no rendimento dessas reações.O catalisador influi nas velocidades das reações diretas e inversas.Por isso,o catalisador apenas faz com que o tempo gasto para que se atinja o equilíbrio seja menor. .O catalisador não altera o rendimento das reações. .O catalisador não autera os valores de Kc e Kp. ----------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------- *Equilíbrio iônico em solução: - Equlíbrio iônico em solução aquosa,é o equilíbrio quimico que aprecem íons,(uma reação de ionização,ou dissociação). Ex: HCl H+ + Cl- Alguns sompostos se ionizam mais,e outros menos. Para saber a quantidade de íons existentes em uma solução aquosa,podemos,por meio de uma montagem, verificar a condutividade elétrica dessa solução. -Uma solução que possui muitos íons condúz melhor a eletricidade. Para as reações de ionização que são reversíveis,é claro,que vai existir também um gárau de ionização (a), e uma constante de equilíbrio Kc. -Mais nesse caso,o gráu de ionização e o Kc recebem outros nomes específicos,à saber : * Gráu de ionização (a) -> nº de partículas ionizadas até o equilíbrio --------------------------------------------- nº de partículas adicionadas à solução *Ki (constante de ionização) -> Ka para ácidos e Kb para bases. Para a ionização HCl H+ + Cl- temos : [H+].[Cl-] Ka -> ------------ [HCl] -Quando o valor que Ki é alto,isso mostra que o gráu de ionização tambem é alto e está próximo de 1 (ou de 100%) e isso nos diz que o eletrólito esta muito ionizado e podemos chamá-lo de eletrólito forte. -Quando o Ki é um número muito pequeno,vemos também que o gráu de ionização é tambem pequeno e está próximo de 0. Verificamos que o eletrólito está pouco ionizado e o chamamos de eletrólito fraco. Obs : .O gráu de ionização e a contante de ionização aumentam com o aumento da temperatura. .No caso de um poliácido ou polibase,a ionização é gradativa,e cada vez que ocorre uma ionização,existe um Ki específico. *Lei da diluição de Ostwald : Essa lei,traduz a idéia de que o gráu de ionização tende à 1,ou à 100% a medida que a solução vai sendo diluida. Ou dizemos ainda que à medida que a solução vai sendo diluída,é mais difícil que os íons produzidos venham a se encontrar para formar a molécula anterior. Ou seja: É tanto menos provável que a reação inversa vai continuar se processando enquanto a solução vai se diluíndo,deixando assim,então,predominar a reação direta (a ionização do eletrólito). *Efeito do íon comum: O efeito do íon comum é uma variação do princípio de Le Chatelier para os equilíbrios ionicos. -Quando temos um eletrólito em equilíbrio,por exemplo,o HCl, possuímos os íons H+ e Cl- em solução,juntamente com uma pequena quantidade do ácidos HCl não ionizado. Se à esse sistema em equilíbrio adicionármos um eletrólito que ao se dissociar libera algum íon igual aos do HCl (por exemplo NaCl),faremos com que nessa solução existam os íons H+ Cl- proveniente do HCl e os íons Na+ e Cl- provenientes do NaCl. Sendo assim,observamos que quando o NaCl se dissocia ele libera o íon Cl- ,que por sua vez é comum ao sistema em equilíbrio. Por esse motivo,verifica-se o mesmo efeito estudado no deslocamento de equilíbrio pela adição de um participante. No caso,o sistema em equilíbrio vai ser perturbado,e por ter havido uma adição do participante Cl- , a reação inversa vai se acelerar para consumir a quantidade adicionada de Cl- (Ou seja,o equilíbrio será deslocado para a esquerda).Ocorrendo isso,percebemos que o gráu de ionização do HCl diminuiu. > Podemos dizer então,que o efeito do íon comum é a diminuição do gráu de ionização de um eletrólito causado pela adição de um íon que seja comum entre os produtos dessa ionização. *Efeito do íon não comum: Em equilíbrios iônicos a presença de alguns íons que não são comuns tambêm podem deslocar o equilíbrio. Se ao equilíbrio "HCN H+ + Cl-" nós adicionármos a base NaOH ocorrerá o seguinte: .Como a base NaOH se ioniza totalmente,ficam disperssos por ela os íons Na+ e OH- . .Os OH- liberados pela dissociação da base vão reagir com os H+ provenientes da ionização do HCN em equilíbrio. .Com isso,a concentração dos íons H+ vai diminuir. .Consequentemente,pelo princípio de Le Chatelier, o equilíbrio vai ser deslocado para a direita (forçando a ionização do ácido HCN). -Podemos então resumir que : > O efeito do íon não comum é o deslocamento do equilíbrio iônico causado pela presença de um íon que reaja com um dos participantes do equilíbrio. *Equilíbrio iônico na água: A idéia de ácido está associada à presença dos íons H+ ,e a idéia de bases está,por sua vez, associada à presença de íons OH-. Controlar e medir a acidêz ou basicidade de substância é de muita importância na química.E para medirmos precisamos de um referencial e uma escala. .Sabemos hoje,que a água pura,em seu estado natural se ioniza. Mais essa ionização é muito pouca. De fato,é correto afirmar que a cada 555.000.000 moléculas de água apenas 1 se ioniza pela seguinte reação abreviada: H2O H+ + Cl- Na ionização da água,vemos que 1 mol de H+ se formam junto com 1 mol de OH- . Ou seja => H+ = OH- . Quando porêm à água pura é adicionado uma quantidade de H+,estes vão se confundir com os H+ provenientes da própria água e iram deslocar o equilíbrio para a esquerda consumindo os OH- da água e fazendo predominar os íons H-. *Vejamos agora oque acontece com as quantidades de H+ e OH- : >Em água pura H+ = OH-. >Em solução ácida H+ > OH- . >Em soluções básicas OH- > H+. A escala para medir a acidêz ou basisidade de uma solução é a escala pH (potencia hidrogeniônica) , e essa escala varia de 0 à 14. Em uma solução neutra ou água pura, o pH é igual a 7. Quando uma solução é basica o pH é maior que 7. E quando uma solução é ácida o pH é menor que 7. *A medida do pH na prática: Na prática,normalmente a medida do pH em laboratório é feita com o auxílio do peagâmetro ou de um indicador ácido-base. *Peagâmetro: É um aparelho que mede a condutividade elétrica da solução e ao mesmo tempo ja vem graduado com uma escala pH. *Indicador ácido-base : São substâncias orgânicas complexas que possuem um caráter ácido fraco ou básico fraco,que em contato com uma solução ácida ou básica muda de cor rapidamente nos permitindo perceber o caráter da solução. -Um bom indicador deve ter: >Cores bem distintas dependendo do caráter ácido ou básico. >A mudança de cor deve ser rápida. Existem vários tipos de indicadores : .Alaranjado de metila. .Azul de bromotimol. .Fenolftaleína. .Papel de tornassol. *Solução-tampão : Dizemos que uma solução está tamponada quando "resiste" à mudanças de pH. Vários flúidos do nosso corpo são tamponados para resistirem às mudanças de pH. Uma solução-tampão é geralmente formada de um ácido fraco e de um sal correspondente à esse ácido,ou uma base fraca e um de seus sais. Por exemplo : a base fraca seu sal NH4OH e NH4Cl formam uma solução-tampão pois: A base está no seguinte equilíbrio: " NH4OH NH4+ + OH- " -> [Qualquer adição de OH- à essa solução irá deslocar esse equilíbrio pra esquerda.] (NH4Cl) Com o deslocamento do equilíbrio: " NH4OH NH4+ + OH- " para a esquerda,oprecesso consome a quantidade adicionada de OH- fazendo com que o pH da solução não sealtere. -É importante perceber que o sal NH4Cl que é iônico,ou seja, se ioniza em NH4+ e Cl-. Com isso,se forma o íon NH4+ que está presente no equilíbrio " NH4OH NH4+ + OH- ". Sendo assim,o papel do sal é preparar um "estoque" do íon NH4+ para poder ajudar o consumo da quantidade adicional de OH- pelo deslocamento do equilíbrio para a esquerda. Ou seja,podemos resumir: *Solução-tampão é uma solução que resiste à variações de pH.Geralmente constituída de um ácido ou base fraca e de um sal correspondente que tem por função abstecer com um íon o deslocamento de equilíbrio que visa consumir uma quantidade adicionada de H+ ou OH- . genericamente ilustramos : *Equilíbrio iônico de um ácido HA : HA H+ + A- *Nssa solução possuidora do equilíbrio acima tambêm contêm um sal(BA) de origem do próprio ácido HA: *Nessa solução então,existem: HA H+ + A- B+ + A- ->(provenientes da dissociação do sal BA) * Ao ser adicionada à essa solução uma quantidade de H+ (que normalmente tornaria a solução ácida),Essa quantidade de H+ adicionada vai deslocar o equilíbrio " HA H+ + A- " para a esquerda de acordo com o princípio de Le Chatelier.E será então consumida pela reação inverssa. A reação inverssa vai consumir toda a quantidade adicionada de H+ ,pois os íons A- provenientes da dissociação do sal BA ajudaram na formação do ácido HA para tirar todo o efeito da adição ácida. *Sendo assim,o pH dessa solução não sofre alterações com facilidade. *Hidrólise salina: Conceito: Os sais inorgânicos são classificados em: >Sais normais (ou neutros) -> Não apresentão nem íons H+ nem OH- em sua composição. >Sais ácidos -> Apresentam íons H+ ionizáveis em sua estrutura. >Sais básicos -> Apresentam oxidrilas (OH-) em suas estruturas. Apesar dessas classificações,existem alguns casos em que ocorre: .Sais neutros formando soluções neutras,ácidas,ou básicas. .Sais ácidos formando soluções aquosas ácidas,mais alguns formam soluções básicas. .Sais básicos formando soluções aquosas básicas,mais alguns formam soluções ácidas. -Por que ocorrem esses fatos? Isso é devido à uma reação do sal com a água dando origem à seus ácidos e bases.Essa reação é a inversa à reação de salificação (neutralização),e é chamada de hidrólise do sal. Ex: NaCN + H2O ----> HCN + NaOH Hidrólise => Do grego Hydro = água / lysis = decomposição. Esse processo é reverssível,devendo então ser estudado à luz dos equilíbrios químicos. Devemos relembrar alguns casos fundamentais: .Todo sal é iônico e se dissocia completamente. .A água é predominantemente molecular. .Ácidos e bases fortes são predominantemente iônicos. .Ácidos e bases fracos são predominantemente moleculares. *Casos fundamentais de hidrólise : .1º caso: Hidrólise de um sal de ácido forte e base fraca: Ex: NH4Cl + H2O HCl + NH4OH || / NH4+ + Cl- + H2O H+ + Cl- + NH4OH (Sendo o ácido HCl um ácido forte,ele se ioniza.) || / NH4+ + H2O H+ + NH4OH (Os íons H+ provenientes da hidrólise do sal fazem com que a solução final seja ácida -> pH < 7) - Concluímos ai que : Quando um sal é formado apartir de um ácido forte e uma base fraca,este sal sofre hidrólise dando origem ao ácido e a base que o formaram. E sendo o ácido forte,ele se ioniza dando origem à íons H+ que daram caráter ácido à solução final. .2º caso : Hidrólise de uma sal de ácido fraco e base forte : Ex: KCN + H2O KOH + HCN || / K+ + CN- +H2O K+ + OH- + HCN (Sendo a base KOH uma base forte,esta se ioniza completamente.) || / CN + H2O OH- + HCN (Os ânions OH- provenientes da dissociação da base KOH fazem com que a solução se torne básica -> pH > 7) -Concluímos,que nesse caso,por raciocínio análogo podemos perceber que a hidrólise de um sal proveniente de ácido fraco e base forte,produz uma solução básica devido à dissociação da base forte KOH liberando os íons OH- na solução final. .3º caso: Hidrólise de um sal de ácido forte e base forte: Ex: NaCl + H2O NaOH + HCl || / Na+ + Cl- + H2O Na+ + OH- + H+ + Cl- (Quando um sal é formado de ácidos e bases igualmente fortes a hidrólise simplismente não acontece.) || / H2O H+ + OH- -Resumimos que : no caso de sais formados a partir de ácidos e bases fortes como o NaCl não sofrem hidrólise. [A primeira equação é absurda] Obs: Quanto à hidrólise de ácidos fracos e bases fracas a solução será neutra.Caso contrário,predominará o caráter mais forte. Resumindo : Sal de ácido forte ---> Solução ácida Sal de base forte ---> Solução básica *Gráu e constante de hidrólise: Para as reações de hidrólise também existem um gráu de hidrólise que é: -A relação entre o número de partículas(em mols) dos reagentes que sofreram hidrólise e o número inicial de reagentes. A constante de equilíbrio para as reações de hidrólise (constante de hidrólise),pode ser calculada normalmente.Mais como as concentrações da água permanece quase que inalterada (constante), não se inclui os valores das concentrações da água nos cálculos do Kc para as reações de hidrólise. *Curvas de titulação são gráficos que mostram a mudança de pH da solução em análise no decorrer da titulação [processo no qual se determina dados sobre uma solução desconhecida(como concentração) pela reação desta com outra solução de dados ja conhecidos (solução titulada)]. Numa titulação de um ácido por reação com uma base,o pH no início é menor que 7 ,e ao decorrer da titulação o pH vai subindo até atingir 7 (solução neutra) -----------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------
Posted on: Wed, 10 Jul 2013 21:51:48 +0000
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