EQUILÍBRIO IÔNICO EQUILÍBRIO IÔNICO

EQUILÍBRIO IÔNICO É o caso particular de equilíbrio no qual, além de moléculas, estão presentes íons. Ocorre particularmente nos processos de dissociação de: I - ácidos fracos II - bases fracas III - água Nos ácidos e bases fortes a dissociação é quase completa, não ocorrendo, pois, um estado de equilíbrio ! Ácidos fortes: HCl, HBr, HI, HNO3, H2SO4 . Bases fortes: alcalinas e alcalino-terrosas.

EQUILÍBRIO IÔNICO Dissociação de ácidos fracos Nesse caso, ao ser dissolvido em água, haverá um predomínio de moléculas, ao contrário do que ocorreria para um ácido forte.

EQUILÍBRIO IÔNICO Constante de ionização (Ki) Ácido fraco Base fraca

EQUILÍBRIO IÔNICO Auto-dissociação da água

EQUILÍBRIO IÔNICO Se adicionarmos um ácido na água: [H+] > [OH-] Ex: [H+] = 10-6 ; [OH-] = 10-8 [H+] = 10-3 ; [OH-] = 10-11 * Lembre-se: [H+].[OH-] = constante = 10-14 = Kw Se adicionarmos uma base na água [H+] < [OH-] Ex: [OH-] = 10-1 ; [H+] = 10-13 [OH-] = 100 ; [H+] = 10-14 [OH-] = 2,5.10-3 ; [H+] = 4,0.10-12

EQUILÍBRIO IÔNICO Conceitos de pH e pOH Em 1909, o químico Sörenson estabeleceu escalas arbitrárias que permitiam comparar a acidez ou alcalinidade de soluções aquosas diluídas, às quais designou de pH = potencial Hidrogeniônico (H+) pOH = potencial Hidroxiliônico (OH-) onde pH = - log10 [H+] pOH = - log10 [OH-]

EQUILÍBRIO IÔNICO Note que: [H+].[OH-] = 10-14 ; pH + pOH = 14

EQUILÍBRIO IÔNICO Exemplo Qual o pH de uma solução que apresenta 0,0365 gramas de HCl dissolvidas em 10 L de solução final ? Solução Para ácidos fortes [H+] = [ácido] . Logo: [H+] = m1 / M1 . V = 0,0365 / 36,5.10 = 10-4 pH = - log [H+] = - log 10-4 = - (-4) log. 10 = 4 Resposta: pH = 4

EQUILÍBRIO IÔNICO Hidrólise de sais

EQUILÍBRIO IÔNICO Exemplo (1) torna o meio ácido, diminui o pH ! base fraca - tendência de formar moléculas !

EQUILÍBRIO IÔNICO Exemplo (2) torna o meio básico, aumenta o pH ! ácido fraco - tendência de formar moléculas ! H2O + CO2 NaHCO3 = principal constituinte do sal de frutas !

EQUILÍBRIO IÔNICO Conclusão ! Através de reações de hidrólise o pH (ou pOH) de uma solução pode ser modificado sem que se adicione à mesma um ácido ou uma base e sim um sal derivado de ácido ou base fraca !!!

EQUILÍBRIO IÔNICO Ácidos e bases (Teoria de Bronsted e Löwry) Segundo Bronsted e Löwry: - Ácidos são espécies químicas doadoras de prótons (H+). - Bases são espécies químicas receptoras de prótons (H+). Nos equilíbrios iônicos, comparando-se reagentes e produtos, é possível propor uma nova teoria para ácidos e bases.

EQUILÍBRIO IÔNICO Exemplos A água comporta-se como ácido ou base, dependendo da reação. Tais substâncias são ditas ANFIPRÓTICAS !!

EQUILÍBRIO IÔNICO H2O(l)  H+(aq) + OH- ( aq) Professora Cláudia Bacchi pH e pOH

Professora Cláudia Bacchi Produto iônico da água Considerando o equilíbrio químico da água: H2O(l)  H+(aq) + OH- ( aq) Kw = [H+ ]. [OH- ] = (10-7). (10-7) Para água pura [ H+ ]= [OH- ] =10-7 mol.L-1 a 25°C Kc = [H+ ]. [OH- ] / [H2O] Kc. [H2O] = [H+]. [OH- ] logo: Kw = 10-14

Professora Cláudia Bacchi Ácido neutro Bases 0 7 14

Professora Cláudia Bacchi Atenção: Quanto maior a [H+ ] mais ÁCIDA é a solução Quanto maior a [OH- ] mais BÁSICA é a solução

Professora Cláudia Bacchi Escala de pH pH + pOH = 14 A 25°C, a constante de ionização da água vale 10-14. Na água ou nas soluções neutras, a 25°C, teremos: [H+ ]= [OH- ]= 10-7 mol.L-1 Ácidez  neutro  basicidade pH 0  pH 7  pH14

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Professora Cláudia Bacchi Medidores de pH Papel Indicador Universal pHmetro

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Professora Cláudia Bacchi Coloração dos principais indicadores

pH da pele X pH do produto: O manto hidro-lipídico protetor da nossa pele é um revestimento composto de substâncias ligeiramente ácidas, de pH por volta de 5,5, destinado a manter um ambiente inóspito para o desenvolvimento de microorganismos que possam nos causar mal.   Professora Cláudia Bacchi

Para suavidade na limpeza, devemos optar por formulações com pH nesta faixa ou próxima desta, isto é, pH entre 5,5 e 7,0 shower géis Professora Cláudia Bacchi Sabonetes líquidos e cremosos

sabonetes em barra (possuem hidróxido de sódio e glicerina) pH entre 9,00 e 10,5. Professora Cláudia Bacchi Sabonetes em barra

pH em torno de 7,0 São cremes ligeiramente espumógenos que removem as impurezas com extrema suavidade. Professora Cláudia Bacchi Emulsões

A saliva é ácida ? Creme dental é básico!! Professora Cláudia Bacchi

Professora Cláudia Bacchi Hortência em solo com pH ácido AZUL

Hortência em solo com pH básico Professora Cláudia Bacchi Rosa

Controladores de pH para piscinas Professora Cláudia Bacchi

Professora Cláudia Bacchi Controle de pH em aquários

Professora Cláudia Bacchi CHUVA ÁCIDA

Professora Cláudia Bacchi Formação da Chuva Ácida

Professora Cláudia Bacchi SO2 + H2O  H2SO4 2NO2 + H2O  2 HNO3 CO2 + H2O  H2CO3

Na Europa é chamado de Câncer das Pedras Professora Cláudia Bacchi

Professora Cláudia Bacchi Queimaduras causadas por ácidos.

Professora Cláudia Bacchi Ácidos no Cotidiano vinagre Ácidos graxos DNA

Professora Cláudia Bacchi Bases no Cotidiano Hidróxido de alumínio Sabões Hidróxido de sódio Caiação

Professora Cláudia Bacchi Lembre-se que ácidos e bases se neutralizam

Professora Cláudia Bacchi Àcido sobre água!

Professora Cláudia Bacchi Determinação da [H+ ] Para ácidos com grau de ionização menor que 100% (<100%), temos: [H+] = .[HA] .X [H+] =  . M . X M= molaridade X = n0 de H+

Determinação da [OH - ] Para bases com grau de ionização menor que 100% (<100%), temos: [OH-] =  .M. X X = número de OH- Professora Cláudia Bacchi M = molaridade

Professora Cláudia Bacchi pH = - log[H+] Conclusão: pOH = - log [OH-] [H+] = .M. X [OH-] = .M.X pH + pOH = 14