Reações Químicas

Deteção:*Libertação de um Gás*Alteração da Cor*Formação de um Sólido*Alteração de Propriedades Físicas (cor, cheiro, ruído, etc.)

Tipos de Reações Químicas

A- Reações de SínteseFormação de um produto, a partir de dois ou mais reagentes.Ex. Síntese do amoníaco

N2 (g) + 3H2 (g) → 2NH3 (g)

B- Reações de DecomposiçãoFormação de dois ou mais produtos, a partir e um reagente.*Termólise: decomposição por calor;*Eletrólise: decomposição por ação de corrente elétrica;*Fotólise: decomposição por ação da luz.Exs:

2HgO (s) → 2Hg (l) + O2 (g)2H2O (l) → 2H2 (g) + O2 (l)2O3 (g) → 3O2 (g)

C- Reações de PrecipitaçãoFormação de um sal sólido, insolúvel (precipitado), a partir de soluções aquosas de sais muito solúveis.Ex.

AgNO3 (aq) + KI (aq) → AgI (s) + KNO3

PrecipitadoD- Reações de Ácido-baseReação entre um ácido e uma base, com formação de sal e água.Ex.

Hcl (aq) + NaOH (aq) → NaCl (aq) + H2O (l) Ácido Hidróxido de Cloreto de ÁguaClorídrico Sódio Sódio

E- Reações de CombustãoReação entre um combustível e um comburente, formando um óxido.*Combustões Incompletas: formação de monóxio de carbono.*Combustões Completas: formaçãi de dióxido de carbono.Exs.

C4H10 (aq) + 13/2 O2 (aq) → 4CO (g) + 5H2O (l) (Completa)C4H10 (g) + 9/2 O2 (g) → 4CO (g) + 5H2O (l) (Incompleta)

F – Reações Redox (oxidação-redução)Reações que envolvem troca de eletrões.Ex. Ag (s) → Ag+ (aq) + 1e- (oxidação)

Cl2 (g) + 2e- → 2Cl- (redução) 2Ag (s) + Cl2 (g) → 2Ag+ (aq) + 2Cl- (aq)

G- Troca SimplesEx.

Zn (s) + 2HCl (aq) → ZnCl2 (aq) + H2 (g)

Lei de LavoisierEm sistema fechado, há conservação da massa total de reagentes e produtos de reação.

C (s) + O2 (g) → CO2 (g) m totalinício 12g 32g 0g 44gmeio 6g 16g 22g 44gfim 0g 0g 44g 44g

Lei de ProustNuma reação química, reagentes e produtos combinam-se em proporções bem definidas.

N2 (g) + 3H2 (g) → 2NH3 (g) 1 : 3 : 2

Acerto de Equações Químicas1- Acertam-se todos os elementos diferentes de hidrogénio e oxigénio, colocando os fatores necessários antes das fórmulas químicas;2- Acertam-se os Hidrogéneos e os Oxigénios;3- Retifica-se o acerto, multiplicando, se necessário, por um fator.

Ex. S8 (g) + 8O2 (g) → 8SO2

Amoníaco (NH3)O amoníaco é um gás incolor, à temperatura ambiente, irritante e de cheiro sufucante.

( Geometria Piramidal Trigonal )O amoníaco é matéria prima na síntese de sais amónio, ureia e ácido nítrico, com diversas aplicações industriais.Amoníaco: *Têxtil *Corantes Alimentares

*Polímeros *Adubos e Fertilizantes (85%)*Medicamentos *Detergentes*Explosivos*Tintas

Síntese do Amoníaco (Haber-Bosch)

N2 (g) + 3H2 (g) → 2NH3 (g) Azoto Hidrogénio Amoníaco

*O Azoto ( N2) é obtido por destilação fracionada do ar, uma vez que é o componente maioritário deste;*O Hidrogénio (H2) é obtido na reação do gás natural (CH4) com a água.CH4 (g) + H2O (l) → CO (g) + 3H2 (g) (Processo mais rentável)

Pode ainda ser obtido por eletrólise da água, ou pela reação da nafta com a água:2 H2O (l) → 2H2 (g) + O2 (g)C (s) + H2O (l) → H2 (g) + CO (g)

Quantidade de Substância (n)A Mole (mol)

N = n x NA ( N – número de partículas; n – quantidade de substância (mol); NA – número de Avogadro = 6,02 x 1023 /mol)

(M – massa molar da substância; m – massa da substância (g); n – quantidade de substância (mol))

(C – concentração molar da solução (mol/dm3); quantidade de soluto (mol); v – volume da solução (dm3))

(Vm – volume molar de um gás ideal (dm3mol-1); V – volume ocupado pelo gás (dm3); n – quantidade de gás (mol))

* O Volume molar só se aplica em gases ideais!!*Vm (P.T.N) = 22,4 dm3mol-1

*Vm (ambientais) = 24,5 dm3mol-1

Cálculos Estequiométricos

*Rendimento de uma Reação Química

OU OU

*Reagente Limitante

Determinação:1-Calcula-se a quantidade de cada um dos reagente;2-Dividir o número de mole obtido, pelo respetivo fator estequiométrico;3-Comparar os resultados. O menor é o reagente limitante e o restante é o excesso.

Exemplo (para o rendimento e o reagente limitante):

SiCl4 (l) + 2Mg (s) → Si (s) + 2MgCl2 (s) m=1,70g m=9,72g m obt=0,150g n=0,100mol n=0,400mol

Determina o reagente limitante e o rendimento da reação.

M(SiCl4) = 28,09 + 4 x 35,45 = 169,89 g/molM(Mg) = 24,31 g/mol

*Determinação do reagente limitante:

n (Si) teórico = n (SiCl4) = 0,0100 mol M (Si) = 28,09 g/mol

%

*Abertos – trocam matéria e energia com o exterior; Sistemas: *Fechados – trocam energia mas não trocam matéria com o exterior;

*Isolados – nem trocam matéria nem energia com o exterior.

E interna – é a energia que o sistema possui pelo facto de ser constituído por partículas, em constante agitação e devido às interações entre elas.

E cinética – movimento das partículasE potencial – interações entre as partículas

A energia interna depende:*Temperatura: quanto maior é a temperatura, maior é a energia cinética das partículas constituíntes do sistema e maior é a energia interna.*Massa: quanto maior é a massa, maior é o número de interações entre as partículas e maior é a energia interna.

Variação de Entalpia (∆H)É a energia posta em jogo, sob a forma de calor, numa reação química.

* ∆H>0 * ∆H<0 reação endotérmica reação exotérmica*ocorre por absorção de energia *ocorre com libertação de energia

*A- Reações Endotérmicas (∆H>0)

reagentes + energia → produtos de reação

Sistemas Isolados

Sistemas Fechados

*B- Reações Exotérmicas (∆H<0)

reagentes → produtos de reação + energia

Sistemas Isolados

Sistemas Fechados

Cálculo do ∆H, numa Reação Química

Ex.

E fornecida = E( ) + 3 x E (H-H) = 945 + 3 x 432 = 2241 KjE libertada = 6 x E (N-H) = 6 x 391 = 2346 Kj

∆H = 2241 – 2346 = -105 Kj

*Como ∆H<0, a reação de síntese do amoníaco é exotérmica, isto é, a energia libertada na formação do produto de reação, é superior à energia fornecida para a dissociação das moléculas reagentes.

Calor de Reação

É a energia posta em jogo, por cada mole de produto formado.

Lei de Hess

Qualquer que seja o caminho, real ou hipotético, para chegar de reagentes a produto de reação, a energia posta em jogo é sempre a mesma.

Equilíbrio Químico

* Completas: pelo menos um dos reagentes esgota-se. (1)Reações

* Incompletas: nenhum dos reagentes se esgota. (2)

* Sistema Fechado Equilíbrio Químico: o equilíbrio é atingido quando: * Reações Incompletas * Concentrações de reagentes e produtos permanecem constantes;

* A velocidade da reação direta é igual à velocidade da reação inversa.

Nota: O equilíbrio é dinâmico, isto é, a reação não cessa. Podem ser atingidos múltiplos estados de equilíbrios.

*Homogéneo: reagentes e produtos da reação estão na mesma fase.

Equilíbrio*Heterogéneo: reagentes e produtos se encontram em fases diferentes.

Constante de Equilíbrio, em função da concentração (Kc)

Nota: *Kc depende da temperatura e só é alterado por alterações de temperatura;*nas expressões de Kc não entram sólidos, nem solventes;*kc é adimensional.

Quociente de Reação (Q)

Nota:*Se Q<Kc, o sistema evolui no sentido direto;*Se Q=Kc, o sistema está em equilíbrio;*Se Q>Kc, o sistema evolui no sentido inverso.

Relação entre Kc e a extensão da Reação

Nota: , a reação é extensa no sentido direto. Há predominância de produtos, em relação aos

reagentes; , a reação é extensa no sentido inverso. Há predominância de reagentes,

relativamente aos produtos; , a reação é igualmente extensa nos dois sentidos.

*Constante de equilíbrio da reação inversa:

K'c ou

Princípio de Le Chatelier

Sempre que é introduzida uma alteração num sistema em quilíbrio, este reage de forma a contrariar a alteração sofrida, até que se atinja um novo estado de equilíbrio.

*A- Concentração

Ex. ↑ [N2] →↑ [NH3] ←

Se for aumentada a concentração de reagentes, o sistema evolui no sentido direto para que, de acordo com o princípio de Le Chatelier, esta volte a diminuir de forma a atingir um novo estado de equilíbrio.

*B- TemperaturaB1- Reações endotérmicas, no sentido direto (∆H>0)

Ex. ↑T→ (Se a temperatura aumenta – sentido direto)↓T← (Se a temperatura diminui – sentido inverso)

Nota: Para avaliar qual o efeito produzido por alterações de temperatura, num sistema em equilíbrio, é necessário saber se a reação é endo ou exotérmica.

O aumento da temperatura favorece as reações endotérmicas e a diminuiçõ da temperatura favorece as reações exotérmicas.Se aumentarmos a temperatura, o equilíbrio desloca-se no sentido direto para que, de acordo com o princípio de Le Chatelier, seja absorvida energia de forma a repôr um novo estado de equilíbrio. Neste caso, Kc aumenta.

B2- Reações exotérmicas, no sentido direto (∆H<0)

Ex. ↑T←↓T→

Se for aumentada a temperatura, a reação evolui no sentido inverso (endo) para que, de acordo com o princípio de Le Chatelier, seja absorvida energia de forma a repôr um novo estado de equilíbrio.

*C- Pressão (Volume)

Nota: Para averiguar quais as alterações produzidas num sistema em equilíbrio por alterações de pressão ou volume, só se contabilizam os componentes gasosos.

Se o númeo de moles gasosas dos reagentes for igual ao número de moles gasos dos produtos de reação, não há alteração no estado de equilíbrio, por alterações de pressão ou volume.

Ex. 2 mol (g) 2 mol (g)

↑P (↓V) Não há↓P (↑V) alteração

Quando o número de moles gasosas dos reagentes é diferente do número de moles gasosas dos produtos de reação, um aumento de pressão (diminuição do volume) faz com que a reação progrida no sentido da produção de um menor número de moles gasosas para que, de acordo com o princípio de Le Chatelier, a pressão volte a diminuir de forma a atingir um novo estado de equilíbrio.

4 mol (g) 2 mol (g)

↑P (↓V) →↓P (↑V) ←

1 mol (g) 2 mol (g)

↑P (↓V) ←↓P (↑V) →

*Catalisadores (Substâncias que alteram a velocidade da reação, sendo que não são reagentes nem produtos de reação)

A adição de catalisadores não altera o estado de equilíbrio, mas apenas a velocidade com que esta é atingido.

*Gases Inertes

A adiçãi de gases inertes, desde que não provoque alterações da pressão no sistema em equilíbrio, não altera o estado de equilíbrio.

Nota: O único fator que altera o valor da constante de equilíbrio é a temperatura.

Produção Industrial de Amoníaco

4 mol (g) 2 mol (g)

Condições de otimização na produção de amoníaco:*Nos reatores colocam-se o hidrogénio e o azoto, estando este último em excesso (o azoto é obtido por destilação fracionada do ar);

*A produção de amoníaco aumenta se for aumentada a pressão pois, de acordo com o princípio de Le Chatelier, o sistema vai progredir no sentido direto, de forma a reduzir novamente a pressão e a atingir um novo estado de equilíbrio;

No entanto, a pressão não pode ser demasiado elevada, uma vez que há o risco de explosão (200-300 atm)!

*De acordo com o princípio de Le Chatelier, as reações exotérmicas são favorecidas a temperaturas baixas;

No entanto, a reação de produção de amoníaco é muito lenta a baixas temperaturas, sendo, a nível industrial, a temperatura aconselhável de cerca de 450º.

*Adição de um catalisador (de ferro) para acelerar a reação de obtenção do amoníaco.Água da Chuva

Chuva Normal 5,6 < pH < 7,00Chuva Ácida pH < 5,6

*A água da chuva é ácida pois contacta com óxidos de carbono, azoto ou enxofre.

H2O l+ CO2 g → H2CO3 aq Ácido carbónicoH2O l+ SO2 g→ H2SO3 (aq) Ácido sulfurosoH2O l+ SO3 g→ H2SO4 (aq) Ácido sulfúricoH2O l+ N2O5 g →2HNO3 (aq) Ácido nítrico

Água Destilada

pH < 7,00 (a 25ºC)

Logo após a destilação, num recipiente fechado, o pH7,00 (a 25ºC).A partir do momento em que contacta com o dióxido de carbono atmosférico, o pH < 7,00.

H2O l+ CO2 g→ H2CO3 (aq)Água Pura

Água desionizada pH = 7,00 (a 25ºC)

Auto Ionização da Água

2H2O l⇌ H3O+ aq+ HO- (aq)Kw=H3O+[HO-] Kw aumenta com o aumento da temperatura.

Constante de auto ionização daágua (produto iónico da água)

Solução Ácida: [H3O+] > [HO-]Solução Neutra: [H3O+] = [HO-]Solução Básica ou Alcalina: HO->[H3O+]

H2O l⇌ H+ aq+ HO- (aq) Iões Iões Hidrónio Hidróxido

Notação P

pH = -log [H3O+] [H3O+] = 1×10-pH

pHO = - log [HO-] [HO-] = 1×10-pHO

pkw = -log Kw Kw = 1×10-pKw

** pH + pHO = pKw

Escala de Sorinsen (Escala do pH)

2H2O l⇌ H3O+ aq+ HO- (aq) kw = 1,00×10-14

ϰ ϰ[H3O+] = [HO-] = ϰKw = [H3O+] [HO-]A 25ºC → 1,00×10-14 = ϰ2 ⇔ ϰ = 1,00×10-14 = 1,00×10-7 mol/dm3

[H3O+] = 1,00×10-7 mol/dm3

HO- = 1,00×10-7 mol/dm3

pH = - log (1,00×10-7) = 7,00 pHO = - log (1,00×10-7) = 7,00pKw = - log (1,00×10-14) = 14,00 pKw = pH + pHO

T/ºC Kw pH0 0,1140×10-14 7,4710 0,2930×10-14 7,2720 0,6810×10-14 7,0825 1,008×10-14 7,0030 1,471×10-14 6,9240 2,916×10-14 6,7750 5,476×10-14 6,63100 51,30×10-14 6,14

Ácidos Bases Soluções com sabor Ácido; Alteram a cor dos indicadores; Diminuem a basicidade das soluções; As suas soluções conduzem corrente elétrica

(eletrólitos).

Soluções escorregadias como sabão; Alteram a cor dos indicadores; Diminuem a acidez de uma solução; As suas soluções conduzem corrente elétrica

(eletrólitos).

Conceito Ácido-Base segundo Arrhénius

*Ácido é toda a substância que, em solução aquosa, origina H+ (HÁ).

Exemplos:HF aq⇌ H+ aq+ F- (aq)H2SO4 aq ⇌2H+ aq+ SO42- (aq)*Bases são substâncias que, em solução aquosa, originam iões HO- (BHO).

Exemplos:NaHO aq⟶ Na+ aq+ HO- (aq)CaHO2 aq⟶ Ca2+ aq+ 2HO- aqConceitos Ácido-Base segundo Bronsted-Lowry (Teoria Protónica)

*Ácidos são substância que em solução aquosa cedem iões H+.Nota: Todos os ácidos de Arrhénius são ácidos Bronsted-Lowry.

HF aq+ H2O l⇌ F- aq+ H3O+ (aq) H+

*Os ácidos orgânicos têm o grupo ácido característico R – COOH.

HCOOH aq+ H2O ⇌HCOO- aq+ H3O+Nota: nos ácidos orgânicos o hidrogénio ácido é o que está ligado ao grupo –COOH.NH4+ aq+ H2O l⇌NH3 aq+ H3O+ (aq)

*Bases são substâncias que em solução aquosa recebem iões H+.

NH3 aq+ H2O l⇌NH4+ aq+ HO- (aq)Cl- aq+ H2O l⟶HCl aq+ HO- (aq)

Pares Conjugados Ácido/BasePares conjugados ácido/base diferem unicamente num protão (H+). O ácido tem mais um protão que a sua base conjugada.

NH3 aq+ H2O l⇌NH4+ aq+ HO- (aq)base 1 ácido 2 ácido 1 base 2

Pares conjugados ácido/base:NH4+/NH3H2O/HO-Espécies Anfotéricas ou Anfipróticas

São espécies que em solução aquosa se podem comportar como ácido ou como base. - H2O, todos os aniões que possuem H e “NH3”.

HS- aq+ H2O l⇌ H2S aq+ HO- (aq) ⇌S2- aq+ H3O+ (aq)NH3 aq+ H2O l⇌NH4+ aq+ HO- (aq) ⇌NH2- aq+ H3O+ (aq)Reação Ácido-Base (de acordo com a Teoria Protónica)

Reação em que há troca de protões, isto é, o ácido cede iões H+ e a base recebe.

Exercício Resolvido

Considere as seguintes esécies químicas:HNO3 ; Mg(HO)2 ; S2- ; H2PO4

- ; NaHO ; C6H5COOH ; HI ; CH3COO- ; H2CO3 ; LiHOSelecione:

a) Os ácidos de Arrhénius.b) As bases de Arrhénius.c) Os ácidos de Bronsted-Lowry.d) As bases de Bonsted Lowry.

Resolução:a) HNO3 ; H2PO4

- ; HI ; H2CO3

b) Mg(HO)2; NaHO ; LiHO

c) HNO3 ; H2PO4- ; HI ; H2CO3 ; C6H5COOH

d) S2- ; CH3COO- ; H2PO4

-

Ácidos Fortes*Dissociam-se/ionizam-se totalmente (→);*O seu grau de dissociação/ionização é 100%;*Não são dados calores da Ka (muito elevados).

-Ácidos Fortes: Ácido perclórico HClO4

Ácido clórico HClO3

Ácido clorídrico HCl Ácido bromídrico HBr Ácido iodídrico HI Ácido nítrico HNO3

Ácido sulfúrico H2SO4 (1ª ionização)

Exemplo: HClO4 aq⟶ H+ aq+ ClO4- (aq)Ou

HClO4 aq+ H2O l⟶ H3O+aq+ ClO4- (aq)Ácidos Fracos*Ionizam-se/dissociam-se parcialmente (⇋);*O seu grau de ionização/dissociação é inferior a 100%;*São dados valores de Ka (constante de acidez).

Exemplo: HF aq⇌ H+ aq+ F- aqOu Ka= F-e[H3O+]eHFe

HF aq+ H2O l⇌ F- aq+ H3O+ (aq) Constante de acidez

Nota: Quanto maior é o valor de Ka, mais extensa é a reação de ionização do ácido (→) e mais forte é o ácido.

Bases Fortes*Dissociam-se/ionizam-se totalmente (→);*O seu grau de ionização/dissociação é 100%;*Não são dados valores de Kb (muito elevados).

-Bases Fortes: Todos os hidróxidos (bases de Arrhénius); Ião amideto NH2-

Exemplo: NaHO aq⟶Na+ aq+ HO- (aq)OuNH2- aq+ H2O l⇌NH3 aq+ HO- (aq)

Bases Fracas*Ionizam-se parcialmente (⇌);*O seu grau de ionização é inferior a 100%;*São dados valores de Kb (constante de basicidade).

Exemplo: NH3 aq+ H2O l⇌NH4+ aq+ HO- (aq)Kb=NH4+eHO-eNH3e

Constante de basicidade

Nota: Quanto maior é o valor de Kb, mais extensa é a reação de ionização da base (→) e mais forte é a base.

Cálculos de pH

A- Em soluções de Ácidos Fortes

HA aq+ H2O l⟶ A- aq+ H3O+ (aq)C C

pH = - log [H3O+]

Exercício ResolvidoCalculo o pH, a 25ºC, de uma solução aquosa de ácido clorídrico, de concentração 0,0010 mol/dm3.

HCl aq+ H2O l⟶ Cl- aq+ H3O+ (aq)0,0010 mol/dm3 0,0010 mol/dm3

pH = - log H3O+ = -log (0,0010) = 3,00

B- Em Soluções aquosas de Ácidos Fracos (Ka)

InícioVariação

Equilíbrio

HA aq+ H2O l⇌ A- aq+ H3O+ (aq) C --- 0 0 -ϰ --- +ϰ +ϰ C-ϰ --- ϰ ϰ

[H3O+]e = ϰ

pH = - log [H3O+]Exercício ResolvidoDetermine o pH de uma solução aquosa de ácido acético, de concentração 0,025 mol/dm3, a 25ªC.(Ka (CH3COOH) = 1,8×10-5).

CInício

VariaçãoEquilíbrio

CH3COOH aq+ H2O l⇌ CH3COO- aq+ H3O+ (aq) 0,025 --- 0 0 -ϰ --- +ϰ +ϰ 0,025-ϰ --- ϰ ϰ

Ka= CH3COO-eH3O+eCH3COOHe ⟺1,8×10-5= ϰ20,025-ϰ ⟺4,5 ×10-7-1,8×10-5ϰ=ϰ2 ⟺ϰ2+1,8×10-5ϰ-4,5×10-7=0 ⟺ϰ=6,6 ×10-4mol/dm3=[H3O+]e

pH = -log [H3O+]pH = -log (6,6×10-4) = 3,2

C- Em Soluções de Bases Fortes

BHO aq⟶ B+ Aq+ HO- (aq)Kw=H3O+[HO-] pHO = -log [HO-]H3O+ pH + pHO = pKw

pH = - log [H3O+] pH

Exercício ResolvidoCalcule o pH de uma solução aquosa de hidróxido de cálcio, a 25ºC, de concentração 0,010 mol/dm3.

CaHO2 aq⟶ Ca2+ aq+ 2HO- aq0,010 mol/dm3 2×0,010 = 0,020 mol/dm3

Kw= H3O+HO-⟺1,0×10-14=H3O+ ×0,020 ⟺H3O+=5,0 ×10-13mol/dm3 pH = -log H3O+ ⟺ pH = - log (5,0×10-13) ⟺ pH = 12,3

ou

pHO= -log HO-= -log0,020=1,7pH + pHO = pKw ⟺ pH + pHO = 14,0pH = 14,0 – 1,7 ⟺ pH = 12,3

D- Em Soluções de Bases Fracas (Kb)

InícioVariação

Equilíbrio

B aq+ H2O l⇌ BH+ aq+ HO- (aq) C --- 0 0 -ϰ --- +ϰ +ϰ C-ϰ --- ϰ ϰ

Kb=BH+[HO-][B]ϰ=[HO-] → Kw = [H3O+][HO-]

[H3O+]pH = - log [H3O+]

→ pHO = -log [HO-]pH + pHO = pKw

pH

Exercício ResolvidoDetermine o pH de uma solução aquosa de amoníaco, a 25ºC, de concentração 0,10 mol/dm3.

(Kb=1,8×10-5)

C (mol/dm3)Início

VariaçãoEquilíbrio

NH3 aq+ H2O l⇌ NH4+ aq+ HO- (aq) 0,10 --- 0 0 -ϰ --- +ϰ +ϰ 0,10-ϰ --- ϰ ϰ

Kb=NH4+e[HO-]eNH3e ⟺1,8×10-5=ϰ20,10-ϰ⟺1,8×10-6-1,8×10-5ϰ=ϰ2⟺ϰ2+1,8×10-5ϰ-1,8 ×10-6=0⟺ϰ=1,3×10-3mol/dm3 = [HO-]e

Kw=H3O+HO-⟺1,0×10-4=H3O+×1,3×10-3⟺H3O+=7,7×10-12mol/dm3pH = -log H3O+ = - log (7,7×10-12) = 11,1

Relação entre Ka e Kb para um par ácido/base conjugado

*NH3 aq+ H2O l⇌NH4+ (aq) Kb=NH4+e[HO-]eNH3e*NH4+ aq+ H2O l⇌NH3 aq+ H3O+ aq Ka=NH3e[H3O+]eNH4+eKa×Kb=NH3e[H3O+]eNH4+e ×NH4+e[HO-]eNH3e=H3O+eHO-e= Kw

Ka × Kb = Kw

Nota: Para um ácido/base conjugado, Ka × Kb = Kw, logo, quanto mais forte é o ácido (maior Ka) mais fraca é a sua base conjugada (menor Kb).

Titulações ácido-base

Ácido + Base → Sal + Água

Ácido Forte + Base Forte → Sal NeutroÁcido Forte + Base Fraca → Sal ÁcidoÁcido Fraco + Base Forte → Sal Básico

H2SO4 aq+ 2KHO aq⟶K2SO4 aq+ 2H2O (l)(2H+ ; SO4

2-) (HO- ; K+)

K2SO4

Ácido Hidróxido de Sulfato de Água

Sulfúrico Potássio Potássio

Titulação

Determinação da concentração de uma solução, por ação completa entre um ácido e uma base.

Ácido/SalBico de PatoFrederico no EspetoOsso de Cabrito

×2

*Ponto Final da Titulação: é indicado pela alteração de uma propriedade física (mudança de cor de um indicador ácido-base/turvação).

*Ponto de Equivalência: é o ponto para o qual ácido e base reagem nas proporções estequiométricas.

n H3O+=n (HO-) (p.e.)

1HCl aq+ 1NaHO aq⟶NaCl aq+ H2O l n(H3O+) = n(HO-) no ponto de equivalência

n(HCl)1=n(NaHO)1

na = nb ⟺CaVa = CbVb

H2SO4 aq+ 2NaHO aq⟶ Na2SO4 aq+ 2H2O (l) no p.e. n(H3O+) = n(HO-)

n(H2SO4)1=n(NaHO)22 × n(H2SO4) = n(NaHO) ⟺2 × na = nb ⟺2 ×CaVa = CbVb

Curvas de Titulação (25ºC)

A- Titulação Ácido Forte + Base Forte

pH inicial < 7,00 Ácido+base pH sobe

Nota: para verificar se o titulado é um ácido ou uma base observa-se o valor de pH inicial (antes da adição do titulante).Se o pH inicial é inferior a 7 o titulado é ácido e o titulante é base.Se o pH inicial é superior a 7 o titulado é base e o titulante é ácido.Nas curvas correspondentes à titulação ácido forte + base forte ou base forte + ácido forte o pH no

Escrita Obrigatória

p.e. (pH correspondente ao volume equivalente) é 7.Nas titulações ácido forte + base fraca ou base fraca + ácido forte o pH do p.e. é inferior a 7.Nas titulações ácido fraco + base forte ou base forte + ácido fraco o pH no p.e. é superior a 7.

Indicadores ácido/base

São orgânicos fracos, cuja cor das formas ácida e básica é diferente.

Hind aq+ H2O l⇌Ind- aq+ H3O+ (aq)forma ácida forma básica cor 1 cor 2

Kind=Ind-[H3O+][Hind]Critérios de escolha de Indicadores ácido-base1º A zona de viragem do indicador deve abranger o pH do p.e.2º A zona de viragem do indicador deve situar-se na zona abrupta da curva de titulação, isto é, na zona em que, próximo do volume equivalente, há variação brusca de pH.3º A zona de viragem do indicador dever ser o mais estreita possível.

Nota: Para averiguar o caráter químico de uma solução aquosa de sal é necessário verificar qual o comportamento dos seus iões:- Catião ácido + anião neutro → Solução Ácida- Catião neutro + anião básico → Solução Básica- Catião neutro + anião neutro → Solução Neutra- Catião ácido + anião básico → Solução Ácida se Ka > Kb

→ Solução Neutra se Ka = Kb

→ Solução Básica se Kb > Ka

1. Os catiões metálicos, derivados de bases fortes, são neuros sob o ponto de vista ácido-base não sofrendo reações de hidrólise.Ex. Li+ ; Na+ ; Ca2+ ; Mg2+ ; Al3+

2. Os catiões derivados de bases fracas comportam-se como ácidos fracos, sofrendo hidrólise ácida.Ex. NH4

+ (aq) + H2O (l) ⇌ NH3 (aq) + H3O+ (aq)

3. Os aniões derivados de ácidos fortes são neutros sob o ponto de vista ácido-base, não sofrendo reações de hidrólise.Ex. ClO4

- ; ClO3- ; Cl- ; Br- ; I- ; NO3

- e “HSO4”/”SO42-“

4. Os aniões derivados de ácidos fracos comportam-se como bases fracas, sofrendo hidrólise fraca.Ex. F- (aq) + H2O (l) ⇌ HF (aq) + HO- (aq)

Comportamento ácido-base dos Sais

1. NaCl aq⟶Na+ aq+ Cl- (aq) ⇒ Solução resultante neutra

O catião Na+ deriva de uma base forte, sendo neutro sob o ponto de vista ácido-base.O anião Cl-, deriva de um ácido forte, sendo neutro sob o ponto de vista ácido-base.Como nenhum dos iões sofre hidrólise, a solução resultante é neutra.

2. NH4NO3 aq⟶NH4+ aq+ NO3- aq

NH4+ aq+ H2O l ⇌NH3 aq+ H3O+ aqSolução resultante Ácida

3. KF aq⟶ K+ aq+ F- (aq)

F- aq+ H2O l⇌HF aq+ HO- (aq) Solução resultante

Básica

Neutro sob ponto de

vistaácido-base

Neutro sob ponto de

vistaácido-base

Catião derivado de uma base

fraca. Sofre hidrolise

ácida

Anião derivado de ácido forte,

sendo neutro sob o ponto

de vista ácido-base.

Catião metálico

derivado de base forte,

sendo neutro sob o ponto

de vista ácido-base

Anião derivado de ácido fraco logo, sofre hidrólise básica

4. NH4CH3COO aq⟶NH4+ aq+ CH3COO- (aq)

NH4+ aq+ H2O l⇌NH3 aq+ H3O+ aq Ka=5,6×10-10CH3COO- aq+ H2O l⇌CH3COOH aq+ HO- aq Kb=5,6×10-10

Grau de Ionização/Dissociação

α=n ionizadas/dissociadasn inicias ×100= C ionização/dissociaçãoC inicial× 100Exercício ResolvidoCalcule o pH de uma solução aquosa de ácido acético, de concentração 0,01 mol/dm3, cujo grau de ionização é 4,24%. (Ka = 1,8×10-5)

C (mol/dm3)Início

VariaçãoEquilíbrio

CH3COOH aq+ H2O l⇌CH3COO- aq+ H3O+ (aq) 0,01 --- 0 0 -ϰ --- +ϰ +ϰ 0,01-ϰ --- ϰ ϰ

α=C ionizadas/dissociadasC inicias ×100⟺4,24= ϰ0,01 ×100 ⟺ϰ=4,24×10-4 mol/dm3[H3O+] = ϰ = 4,24×10-4 mol/dm3

pH = -log [H3O+] ⟺pH = -log (4,24×10-4) = 3,37

Chuva Ácida(Deposição ácida)

Chuva normal pH 5,6 – 7,0 (a 25ºC)Chuva ácida pH < 5,6 (aa 25ºC)

Deposição ácida: * Húmida: chuva, neve, nevoeiro * Seca: matéria particulada

Como se forma a Chuva Ácida?A água da chuva, ao contactar com óxidos de carbono, azoto ou enxofre, torna-se ácida.

Catião derivado de base fraca, logo sofre hidrólise

ácida

Anião derivado de ácido fraco, logo sofre hidrólise básica

Como Ka = Kb, a solução

resultante é neutra

CO2 g ⇌ CO2 (aq)CO2 aq+ H2O l⇌ H2CO3 aq⇌ H+ aq+ HCO3- (aq)*De acordo com o princípio de Le Chatelier, ao aumentar a concentração de dióxido de carbono atmosférico, o equilíbrio desloca-se no sentido direto, aumentando a concentração de ácido carbónico e, consequentemente, a concentração em iões H+. Como o pH = -log [H+], aumentando a [H+] diminui o pH, ficando a chuva mais ácida.

* SO2 g+ H2O l⇌ H2SO3 (aq) Ácido sulfurosoH2SO3+ 12O2 → H2SO4 (aq) Ácido sulfúrico * NO g+ 12O2 g→ NO2 (g)2NO2 g+ H2O l→ HNO2 aq+ HNO3 (aq) Ácido nitroso Ácido nítrico

Como se controlo a Chuva Ácida?

A- Antes de serem lançados os poluentes para a atmosfera – redução de emissões nas fontes

A1- Emissão de Óxidos de Enxofre (So2)

(libertados na queima de combustíveis fósseis, nas centrais termoelétricas) Adição de carbonato de cálcio, para a remoção de óxido de enxofre, sob a forma de sulfato de cálcio.(Ver figura 23 da página 124 do manual)

CaCO3 s+ SO2 g→ CaSO3 s+CO2 (g)CaCO3 s+ 12O2g→CaSO4 (s)A2- Emissão de Óxidos de Azoto (NOx)

(veículos motorizados e centrais termoelétricas)

Conversor catalítico ou catalisador – transforma os óxidos de azoto em azoto.

2NO g+ 2CO g→ N2 g+ 2CO2 (g)Nas centrais termoelétricas os óxidos de azoto são convertidos em ácido nítrico.

B- Depois de chegar à Terra – por diminuição de “acidez”

Adição de carbonato de cálcio (CaCO3) ou óxido de cálcio (CaO). De forma a reduzir a acidez.

CaCO3 s+ 2H+ aq→ CO2 aq+ H2O l+ Ca2+ (aq)CaO s+ H2O l → Ca(HO)2 (aq)Ca(HO)2 aq+ 2H+ aq→ Ca2+ aq+ 2H2O (l)Como se corrige?

Utilização de fontes de energia renováveis; Redução dos consumos energéticos; Utilização de tecnologias diferentes, menos poluentes; Tratamento dos afluentes gasoso; …

Impacto dos Ácido em alguns materiais

Os áciso destroem os monumentos calcários (CaCO3);

CaCO3 s+ 2H+ aq→ Ca2+ aq+ CO2 g+ H2O (l) Os ácidos provocam corrosão nos monumentos metálicos.

Zn s+ 2H+ aq→ Zn2+ aq+ H2 (g)Os ácidos ao reagirem com os metais libertam hidrogénio.

Oxidação: cedência de eletrões, aumentando o número de oxidação da espécie.

Redução: ganho de eletrões, diminuindo o número de oxidação da espécie.

Reação Redox: redução (redox) é um areação que ocorre com transferência de eletrões.Número de Oxidação: carga de cada um dos iões, num composto iónico.

Estado de Oxidação: carga de cada átomo, num composto covalente, em função da atração dos eletrões da ligação, como se tratasse de um composto iónico.

Regras para determinar o Número de Oxidação (n.o.)

1. As substâncias elementares, no seu estado livre, têm n.o. igual a zero.Ex. Zn (n.o. = 0) H2 (n.o. = 0) O2 (n.o. = 0) O3 (n.o. = 0) Mg (n.o. = 0) Fe (n.o. = 0)

2. Os iões monoatómicos têm n.o. igual à carga.Ex. Na+ (n.o. = +1) O2- (n.o. = -2) Al3+ (n.o. = +3) Cu+ (n.o. = +1) Cl- (n.o. = -1)

3. O hidrogénio, quando combinado, tem n.o. +1 exceto nos hidreto metálicos onde o seu n.o. é -1.Ex. H2O H3PO4 NH4

+ HCO3-

↓ ↓ ↓ ↓ +1 +1 +1 +1

Hidreto metálicos (H + metal):

NaH LiH CaH2

↓ ↓ ↓ -1 -1 -1

4. O oxigénio, quando combinado, tem n.o. -2 exceto nos peróxidos onde o seu n.o. é -1.Ex. H2O H3PO4 HCO3

- MgO ↓ ↓ ↓ ↓ -2 -2 -2 -2 Peróxidos (O2

2-) H2O2 Na2O2 K2O2

↓ ↓ ↓ -1 -1 -1

5. Os elementos do 1º grupo da TP, quando combinados, têm n.o. +1 e os do 2º grupo têm n.o. +2.Ex. Na2SO4 CaO MgCl2 KNO3

↓ ↓ ↓ ↓ +2 +2 +2 +1

6. A soma algébrica dos n.o. é igual à carga da espécie.Ex. H3PO4 NH4

+ Cr2O72-

↓ ↓ ↓ ↓ ↓ ↓ ↓ +1 ϰ -2 y +1 z -2

3 +1+ ϰ+4 -2=0⟺3+ϰ-8=0⟺ϰ=5 y+4 +1=+1⟺y=-3 2z+7 -2=-2⟺2z-14=-2⟺z=+6

7. Existem alguns elementos que, combinados, têm n.o. fixo. Prata (ag) +1 Alumínio (Al) +3 Flúor (F) -1 Boro (B) -3 Cloro, nos cloretos -1 Bromo, nos brometos -1 Zinco (Zn) +2

8. Por vezes existem duas incógnitas na determinação dos n.o. de sais. Nestes casos, dissocia-se o sal em iões, de forma a facilitar a determinação dos n.o.Ex. CuSO4

↓ ↓ ↓ y ϰ -2

2 + ϰ – 8 = 0ϰ = +6

CuSO4 aq→SO42-aq+ Cu2+ (aq) ↓ ↓ ↓ ϰ -2 +2

Espécie Oxidada ou Redutora: espécie que sofre oxidação, por cedência de eletrões, isto é, a espécie cujo n.o. aumenta.

Espécie Reduzida ou Oxidante: espécie que sofre redução, por ganho de eletrões, isto é, a espécie cujo n.o. diminui.

Reação Redox: ocorre por transferência de eletrões.

Ex. Redução

Cr2O3s+ 2Al s⇌ 2Cr s+ Al2O3 (s) ↓ ↓ ↓ ↓ ↓ ↓ ϰ -2 0 0 +3 -2

2ϰ + 3 (-2) = 0ϰ = 3 Oxidação

Espécie Oxidada ou Redutora: AlEspécie Reduzida ou Oxidante: Cr2O3

Elemento Oxidado: AlumínioElemento Reduzido: Crómio

* Trata-se de uma equação redox pois há transferência de eletrões. O alumínio cede eletrões e o crómio recebe eletrões.

∆n.o. (Al) = +3 -0 = +3∆n.o. (Cr) = 0 – 3 = -3

* Pares conjugados (Oxidante/Redutor): CrO3 / Cr Al2O3 / Al

Dismutação: a mesma espécie sofre oxidação e redução.

Escrita de semiequações de oxidação e de redução

Redução

Fe s+ Cu2+aq→Fe2+ aq+ Cu (s) ↓ ↓ ↓ ↓ 0 +2 +2 0

Oxidação

Semiequação de Oxidação: Fe (s) → Fe2+ (aq) + 2e-

Semiequação de Redução: Cu2+ (aq) + 2e- → Cu (s) Fe (s) + Cu2+ (aq) → Fe2+ (aq) + Cu (s)

Zn s→ Zn2+ aq+ 2e- ↓ Zn Aumenta o 0 Cu poder redutor

O Zn oxida-se mais facilmente que o Cu.

Zn s→Zn2+ aq+ 2e- 2e-+ Cu2+ aq→Cu (s)

Zn s+ Cu2+ aq→ Zn2+ aq+ Cu (s)A solução pode perder a coloração azul e forma-se um depósito de cobre metálico na placa de zinco.

Nota: Quanto maior é o poder redutor de um metal, mais facilmente este se oxida; Quanto maior é o poder oxidante de um catião metálico, maior é a facilidade deste em

reduzir-se.

Água do Mar: é rica em sais como o cloreto de sódio (NaCl), cloreto de cálcio (CaCl2), cloreto de magnésio (MgCl2), etc., tendo ainda dissolvidos gases tais como o oxigénio (O2) e dióxido de carbono (CO2).

Solubilidade: quantidade máxima de sal que é possível dissolver num dado volume de solução.

S= ndV (S- Solubilidade (mol/dm3) ; nd – quantidade de sal (mol) ; V – volume de solução (dm3))

Solução Insaturada: é ainda possível dissolver mais sal.

Solução Saturada: já não é possível dissolver mais sal.

Solução sobressaturada: quando há deposição de sal que ficou por dissolver.

XnYm s⇌nXm+ aq+ mYn- (aq)Kps ou Ks=[yn-]m[Xm+]n(Ks – constante de solubilidade ou produto de solubilidade)

Exemplo:CaCO3 s+ água⇌Ca2+ aq+ CO32- (aq)Ks=Ca2+eCO32-eSais muito Solúveis:

Dissociam-se totalmente ( reações completas →); Não são dados valores de Ks (muito elevados).

Todos os sais de sódio (Na+), lítio (Li), potássio (K+) e amónio (NH4+);

Nitratos (NO3-) e nitritos (NO2

-); Percloratos (ClO4

-) e cloratos (ClO3-);

Permanganatos (MnO4-).

Sais moderadamente solúveis ou pouco solúveis: Dissociam-se parcialmente ( reações incompletas ⇌); São dados valores de Ks.

Exemplos:

* CaCO3 s+ água⇌Ca2+ aq+ CO32- aq S SKsCaCO3=Ca2+eCO32-e

Ks=S ×S= S2* Ag2SO4 s+ água⇌2Ag2+ aq+ SO42- aq 2S SKs= [Ag+]e2[SO42-]eKs=(2S)2×SKs=4S2Nota: Apesar da constante de produto de solubilidade (Ks) ser adimensional, a solubilidade tem que ser expressa em mol dm-3.

Variação da Solubilidade com a Temperatura* Se a dissolução do sal é endotérmica, a solubilidade do sal aumenta com o aumento da temperatura;* Se a dissolução do sal é exotérmica, a solubilidade do sal diminui com o aumento da temperatura.

Efeito da Temperatura e da Pressão na Solubilidade de um gás

Gás + Solvente ⇌ Solução

* TemperaturaO aumento da temperatura provoca a libertação de maior quantidade de gás, diminuindo assim a solubilidade.

* PressãoO aumento da pressão faz com que o equilíbrio se desloque no sentido da produção de um menor número de moles gasosas (→), de acordo com o princípio de Le Chatelier, aumentando assim a solubilidade.

Previsão da formação de precipitados

2KI aq+ Pb(NO3)2 aq→ PbI2 s+ 2KNO3 (aq)Os sais de potássio são muito solúveis.

KI aq→ K+ aq+ I- aqOs nitratos são muito solúveis. Pb(NO3)2 aq →Pb2+ aq+ 2NO3- (aq)

Se Q < Ks, a solução está insaturada (não há formação de precipitado); Se Q = Ks, a solução está saturada, mas não há formação de precipitado; Se Q > Ks, a solução está sobressaturada e forma-se precipitado.

Exercício Resolvido: Adicionaram-se 40,00 ml de solução aquosa de iodeto de potássio (KI), 0,010 mol dm-3 a 20,00 ml de solução aquosa de nitrato de chumbo (Pb(NO3)2), de concentração 0,020 mol dm-3, a 25ºC. Verifique se ocorreu a formação de precipitação (Ks (PbI2) = 8,7 × 10-9).

KI aq→ K+ aq+ I- aqV=40,00×10-3 dm3 4,00×10-4 mol 4,00×10-4molC=0,010C=nV⟺0,010=n40,00×10-4⟺nKI=4,00×10-4mol

Pb(NO3)2 aq→Pb2+ aq+ 2NO3- (Aq)V=20,00×10-3 4,00×10-4 mol 8,00×10-4 molC=0,020

C=NV⟺n(Pb(NO3)2)=0,020×20,00×10-3⟺n(Pb(NO3)2)=4,00×10-4molComo os sais de potássio e os nitratos são muito solúveis, poderá precipitar PbI2.

V solução=V1+V2=60,00×10-3dm3[Pb2+]=nV=4,00×10-460,00×10-3=6,67×10-3mol/dm3I-=nV=4,00×10-460,00×10-3=6,67×10-3 mol/dm3Q=Pb2+I-⟺Q=6,67×10-3(6,67×10-3)2⟺Q=2,96×10-7Efeito do Ião Comum

PbI2 s+ água ⇌Pb2+ aq+ 2I-(aq)S 2SKs=Pb2+I-⟺Ks=4S2

Solução aquosa de iodeto de sódio (NaI).

NaI aq→Na+ aq+I- (aq)Por efeito do ião comum (I-), ao aumentar a concentração de I-, o equilíbrio desloca-se no sentido inverso (sentido da precipitação do sal), diminuindo a solubilidade.

Dureza das Águas

É a soma das concentrações em iões cálcio (Ca2+) e magnésio (Mg2+), existentes na água.A dureza de uma água é dada pela massa de carbonato de cálcio (CaCO3), em mg, existente em cada dm3 de água.ppm=m(CaCO3)m colução×106Origem

Constituição dos Solos : Solos basálticos, areníticos e graníticos possuem baixas concentrações de iões Ca2+ e

Mg2+ - águas macias. Colos calcários e dolomíticos possuem elevadas concentrações de iões Ca2+ e Mg2+ -

águas duras. ETA : adição de hidróxido de cálcio (Ca(HO)2), provoca precipitação de carbonato de cálcio.

Consequências Entupimento e rebentação de canalizações; Aumento dos consumos energéticos; Problemas de saúde; Aumento do custo pela necessidade de utilização de aditivos (anticalcários, amaciadores,

etc.)

Como minimizar os problemas da Dureza das Águas Utilização de aditivos nas lavagens;

Anticalcários Amaciadores

Instalação de um dispositivo de permuta iónica. Os iões calcário (Ca2+) e magnésio (Mg2+) são retidos e substituídos por iões sódio

(Na+).

Desmineralização da água do Mar

A- Destilação (consultar página 168 do manual)

Água do mar → Água Potável (110ºC)

B- Osmose Inversa