Fundamentos de Química

Transcrição

28/08/2015
Profa. Janete Yariwake
Bloco 2. Soluções. Equilíbrio químico em
solução aquosa
2.1 Ácidos e bases
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Bibliografia - Exercícios selecionados
Exercícios retirados dos seguintes livros-texto:
J.E. Brady, G.E. Humiston. Química Geral, vol. 1 (2ª ed., 1986).
P. Atkins, L. Jones. Princípios de Química (5ª ed., 2012)
e-Aulas recomendadas (para “revisão”)
e-Aulas (portal e-Aulas USP)
•Estequiometria e representação de reações químicas
Prof. Guilherme A. Marson
http://eaulas.usp.br/portal/video.action?idItem=361
•Estequiometria de reações
Prof. Guilherme A. Marson
http://eaulas.usp.br/portal/video.action?idItem=362
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Exercícios selecionados – Estequiometria
(Bloco 1 – Conceitos e cálculos fundamentais)
Exercícios do Brady, vol. 1 (cap. 2):
2.4
2.8
2.9
2.11
2.12
2.15
2.16
2.22
cálculo do número de moles
massa de 1 átomo
cálculos de peso molecular (= “peso fórmula”)
cálculo % massa (composição centesimal)
fórmula mínima
fórmula molecular
balanceamento de reações
cálculo estequiométrico com reagentes limitantes
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Exercícios selecionados – Estequiometria
Exercícios do Atkins, 5ª ed. (cap. E - Fundamentos):
pg F39 / E1
pg F39 / teste E1B
cálculo do número de moles
pg F41 / E3
pg F42+ F43 / E.4
pg F47 + F48 F2
pg F63 / H1
cálculo da massa molar média (Cl35 e Cl37)
cálculo da % massa (composição %)
cálculo da fórmula mínima
representação e balanceamento
de reações químicas
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Exercícios selecionados – Cálculos de concentração
Exercícios do Brady, vol. 1 (cap. 2):
2.25
2.26
cálculos de molaridade (= “concentração molar”)
2.27
cálculos de preparo de soluções
Exercícios do Atkins, 5ª ed. (cap. E - Fundamentos):
pg F 55+ F 56 / G.2
pg F 57 + F58 / G.4
cálculos de preparo de soluções
5
2o Bloco: Soluções. Equilíbrio Químico em
solução aquosa
• Soluções: íons e estado de oxidação. Dissolução e
ionização. Solvatação.
• Reações em solução e equilíbrios iônicos em solução
aquosa.
• pH e autoionização. Ácidos e bases de Arrhenius.
Acidez e eletronegatividade. Efeito tampão.
• Reações de oxidação e redução. Potencial padrão de
redução. Equação de Nernst. Condutividade iônica.
Pilhas e baterias; corrosão; eletrólise.
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Alguns exemplos de aplicações da Física em
sistemas em solução aquosa
• Sistemas biológicos:
Diagnóstico por imagens
(ressonância, ultrassom,
tomografia, etc.)
• Fisico-química moderna:
Eletroquímica e geração de
energia (pilhas, baterias,
células solares, etc.)
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Conceitos fundamentais da Química
Reações Químicas
-
As reações químicas podem ocorrer:
em fase gasosa
em fase sólida
-
em solução
soluto = substância
presente em menor
proporção.
Ex: NaCl
solvente = substância presente em
maior proporção
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Reações em solução aquosa
Exemplo 1: Dissociação do NaCl em água
Na + (aq) + Cl – (aq)
NaCl (s)
íon sódio
íon cloreto
cátion
ânion
o NaCl é um eletrólito, pois a solução
tem propriedades condutoras de eletricidade
(solução iônica).
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Dissociação do NaCl
NaCl (s)
Na+ (aq) + Cl- (aq)
molécula de água (H2O)
Solvatação do NaCl (solução aquosa de NaCl)
https://www.youtube.com/watch?v=WC70MbtxVR8
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Exemplo 1: Dissociação do NaCl em água
NaCl
sofre dissociação em
solução aquosa
eletrólito – conduz
corrente elétrica
sacarose (C12H22O11 )
não sofre dissociação em solução
aquosa
não conduz corrente elétrica
A sacarose não é um eletrólito pois ao dissolver-se em água, a
molécula permanece intacta (não há quebras de ligações químicas).
sacarose
(açúcar comum)
C.R.Martins et al., Quím. Nova vol.36 no. 8 (2013)
http://dx.doi.org/10.1590/S0100-40422013000800026
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(material retirado de uma página da
Internet sobre esportes)
NaCl
sofre dissociação em
solução aquosa
eletrólito – conduz
corrente elétrica
“Você já ouviu falar em eletrólitos? Não?
Então lá vai! Os eletrólitos são fontes de
energia imediata, que auxiliam na
hidratação do corpo. São comumente
encontrados em bebidas esportivas ....”
blablablabla...
Exemplo 2: Preparo de uma solução de HCl em água
HCl (aq) + H2O
H3O + (aq) + Cl – (aq)
íon hidrônio
(“próton”)
cátion
íon cloreto
ânion
ocorre uma reação química reversível
(transferência de um H+ para a molécula de H2O)
HCl é um ácido, pois a solução contém íons H3O+
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Definições de ácidos e bases
• Ácidos e bases – definição de Arrhenius
• Ácidos e bases – definição de Bronsted-Lowry
• Ácidos e bases – definição de Lewis
Em soluções aquosas, na maioria dos casos encontramos
ácidos e bases cf. as definições de Arrhenius ou de Bronsted-Lowry.
Alguns exemplos de reações de Ácidos e bases de Lewis:
em solventes não-aquosos
em fase gasosa
reações de complexação (substâncias inorgânicas: metais de
transição)
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ácidos e bases – cf. Arrhenius
HCl (aq) + H2O
H3O + (aq) + Cl – (aq)
íon hidrônio
(“próton”)
cátion
íon cloreto
ânion
HCl é um ácido de Arrhenius, pois quando dissolvido em água,
“libera” íons H3O+
ácido de Arrhenius: qualquer substância que pode aumentar a
quantidade de íons H3O+ em solução aquosa.
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ácidos e bases – cf. Bronsted-Lowry
HCl (aq) + H2O
HCl: “doa” H+
H3O + (aq) + Cl – (aq)
íon hidrônio
(“próton”)
cátion
íon cloreto
ânion
(ácido de BronstedLowry)
ácido de Arrhenius: qualquer
substância que pode aumentar
a quantidade de íons H3O+ em
solução aquosa.
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Exemplo 3: Preparo de uma solução de NH3 em água
NH3 (aq) + H2O
NH4 + (aq) + OH – (aq)
íon hidrônio
(“próton”)
cátion
íon hidroxila
ânion
ocorre uma reação química reversível
(transferência de um H+ da molécula de H2O)
NH3 é uma base, pois a solução contém íons OHBase de Arrhenius: qualquer substância que pode aumentar a
quantidade de íons OH- em solução aquosa.
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NH4 + (aq) + OH – (aq)
NH3 (aq) + H2O
íon hidrônio
(“próton”)
cátion
íon hidroxila
ânion
Base de Arrhenius:
qualquer substância
que pode aumentar a
quantidade de íons
OH- em solução
aquosa.
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NH4 + (aq) + OH – (aq)
NH3 (aq) + H2O
íon hidrônio
(“próton”)
cátion
íon hidroxila
ânion
doador de
íons H+
Base de Bronsted-Lowry:
qualquer substância que
pode receber íons H+
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Animações – Figuras do Atkins (5ª ed)
Ácidos e bases
http://www.grupoa.com.br/atkinsprincipiosdequimica5ed
ver menu: animacoes
Animação 11.1 (Figura 11.1) – HCl em solução aquosa
Animação 11.4 (Figura 11.4) – NH3 em solução aquosa
ácidos e bases: Auto-ionização da água
H2O + H2O
H3O + + OH –
íon hidrônio
(“próton”)
cátion
íon hidroxila
ânion
a água pode formar íons H3O+ e íons OHsubstância anfótera (“anfiprótica”)
(a água pode reagir como um ácido ou como uma base, cf. as
definições de Bronsted-Lowry)
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Reações ácido-base
Exemplo 1
NaOH + HCl
base
NaCl + H2O
ácido
sal
água
Exemplo 2
NH4OH + HCl
base
ácido
NH4Cl + H2O
sal
(cloreto de amônio)
água
as reações ácido-base também são chamadas em alguns livros
“reação de neutralização”. Porém, este nome não é correto !
(lembrete para as aulas de hidrólise dos sais e soluções-tampão)
Reações ácido-base
NH3 + HCl
NH4 + + Cl –
Em soluções aquosas, na maioria dos casos as reações
ácido-base podem ser explicadas usando as definições de Arrhenius
ou de Bronsted-Lowry.
Obs.: muitas reações em solventes não-aquosos ou em fase
gasosa envolvem ácidos e bases de Lewis
(assunto não abordado nesta disciplina)
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Reações ácido-base de Lewis
ácido de Lewis: recebe 1 par
de elétrons
base de Lewis: doa 1 par de
elétrons
Reações ácido-base de Lewis
BF3: acido de Lewis
NH3: base de Lewis
ácido de Lewis: recebe 1 par
de elétrons
base de Lewis: doa 1 par de
elétrons
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LiOH (s) + CO2 (g)
OH - + CO2
base
ácido
de Lewis de Lewis
LiHCO3 (s)
HCO3 -
íon bicarbonato
LiOH (s) + CO2 (g)
respiração
OH - + CO2
base
ácido
de Lewis de Lewis
LiHCO3 (s)
HCO3 -
íon bicarbonato
Houston, we have a problem !!!
reação para retirada do CO2 em naves espaciais usando LiOH
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http://www1.folha.uol.com.br/folha/educacao/ult305u12947.shtml
Reações ácido - base de Lewis
Ex.: formação de complexos inorgânicos em solução aquosa:
CoCl2 + 6 H2O
[Co(H2O)6]+2 + 2 Cl-
ácido
de Lewis
complexo
base
de Lewis
Co2+ = ácido de Lewis
(recebe 1 par de elétrons)
H2O = base de Lewis
(doa 1 par de elétrons)
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Reações ácido - base de Lewis
Ex.: formação de complexos inorgânicos em solução aquosa:
CoCl2 + 6 H2O
[Co(H2O)6]+2 + 2 Cl-
ácido
de Lewis
complexo (sal hidratado)
base
de Lewis
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