capitulo 14

Equilíbrios em sistemas heterogêneas

Os corais marinhos são seres vivos, cujos esqueletos (estruturas de sustentação) contem,principalmente, carbono de cálcio.

A formação e a decomposição dos esqueletos de corais (Ca Co3) nos oceanos envolvem um equilíbrio delicado que sofre, dentre outros, os efeitos do aumento da acidez e da temperatura da água.

Estudos apontam que a acidificação dos oceanos pode romper o equilíbrio e atingir um ponto critico, alem do qual eles passaram a liberar dióxido de carbono mais rapidamente do que absorve-lo.

Equilíbrios heterogêneas.

Equilíbrios homogêneos envolve reagentes e produtos que se misturam uniformemente formando uma única fase. Entretanto, a solubilidade de gases em líquidos ou a formação de precipitados em solução aquosa são exemplos de processos que envolvem equilíbrios em sistemas com mais de uma fase, os quais são chamados de equilíbrios heterogêneos.

Kc para equilíbrios heterogêneos, os sistemas heterogêneos, assim como os homogêneos, também podem alcançar um estado de equilíbrio dinâmico e a eles se associar uma constante de equilíbrio.

Exemplo: a analise da decomposição do bicarbonato de sódio; NaHCO3, em um sistema fechado.

2NaHCO3 (s)      Na2  Co3 + H2O (g) + Co2 (g)

Kp para equilíbrios heterogêneos. A constante de equilíbrio relacionada a pressa (Kp) somente é aplicada a equilíbrios que envolvem participantes gasosos. Nos casos de equilíbrio heterogêneo, apenas as pressões dos componentes gasosos participam da expressão de Kp.

Considere a formação de cloreto de amônio e gás elorédrico. NH3 (g) + HCl (g)      NH4 Cl (s)   Kp= .

Relação entre Kp e Kc foi demonstrado que: Kp=Ke. (RT)n. quando aplicada a equilíbrio heterogêneos, essa expressão deve incluir apenas as substancias gasosas, já que apensa elas incluem no valor d eK.

Perturbação de equilíbrios heterogêneos. O principio de Le Chãtelier pode ser aplicado aos equilíbrios heterogêneos. Efeito da adição ou remoção de regente ou produto a ureia CO(NH2)2 substancia sintetizada aparte da amônia e do gás carbônico, atualmente é a principal fonte de nitrogênio para a agricultura brasileira CO2 (g) – 2 NH3 (g)      NH4 (NH2 CO2) (s)      CO (NH2)2 – H2O (g).

Efeito da pressão. A primeira etapa do processo de abstenção de ureia corresponde à formação de carbonato de amônio solido NH4 (NH2CO2) a partir de CO2 (g) e NH3 (g) a reação direta desse equilíbrio é favorecido pelo aumento de pressão no sistema.

Efeito da temperatura. A segunda etapa do processo de abstenção da ureia corresponde à decomposição do carbonato de amônio em ureia e água por meio de um processo endateneo: NH4(NH2CO2) (s)       CO (NH2)2 (s) + H2O (g); H >O.

Solubilidade de gases em líquidos equilíbrios que envolvem gases sofrem grande influencia da temperatura e da pressão a que estão submetidas.

Temperatura. A solubilidade da grande maioria dos gases diminui com o aumento da temperatura

Pressão. Assim como em qualquer equilíbrio que envolve espécies gasosas, o equilíbrio de solubilidade é favorecendo no sentido em que há diminuição de volume, ou seja, no sentido da dissolução do gás no liquido.

Produto de solubilidade, entre um solido e seus íons dissolvidos em solução saturada ocorre um equilíbrio dinâmico ao qual se associa uma constante de equilíbrio A constante do equilíbrio entre um solido e seus íons dissolvidos e chamada de constante do produto de solubilidade, sendo representada por Kps ou Ks. Trata-se da constante de equilíbrio entre um sólido não dissolvido e seus íons em solução saturada.

Relação entre solubilidade e Kps à solubilidade (s) de um composto com o seu produto de solubilidade (Kps). A solubilidade indica a quantidade dissolvida de solido em certo volume de solução saturada, os processos que envolvem substancias praticamente insolúveis, cujos valores de Kps e de solubilidade são muito pequenos, remetem a relações e cálculos aproximados ou estimadas, pois a dissociação dos íons dissolvidos nem sempre é de 100%.

Expressão geral do produto de solubilidade os fosfato de cálcio Ca3 (PO4)2, tem uma baixa solubilidade em água nas condições ambientais.

Esse fato contribui para que os íons cálcio e fosfato presentes no organismo humano tenham facilidade em formar fosfato de cálcio solido, que é uma das possíveis origens dos cálculos renais.

Produto de solubilidade (Kps) é o produto das concentrações, em mal L-1, dos íons na solução saturada, estando cada uma delas elevada a uma potencia igual ao seu coeficiente na equação de dissociação iônica do composto para a reação genérica.

Am Bn (s)     mAn+ (aq)- nBm – (aq).

Cálculo da solubilidade a partir do Kps. A solubilização do carbono de cálcio de uma solução saturada pode ser equacionada por CaCo3 (s)    Ca2+ (aq) + CO32- (aq).

Efeito do íon comum na solubilidade. A solubilidade das substancias pouco solúveis toma-se ainda menor com a adição de um íon comum ao equilíbrio. Quando o carbono de potássio é adicionado à solução, ocorre aumento da concentração de íons CO32-, o que provoca uma perturbação do equilíbrio no sentido de consumo desses íons e formação de CaCo3 solido. Dessa forma, a solubilidade do Ca Co3 diminui.

capitulo 13

Hidrolise de sais

    As medidas de PH em uma mesma região oceânica permanecem praticamente estáveis, com uma quantidade de ácidos e base. Isto ocorre por causa da química que reagem tanto com íons H+ (ag) como com íons OH- (ag), e assim o PH da água não varia. O sistema – tampão tem a propriedade de manter o PH em uma estreita faixa de valores. Que é 8,1 e 8,4 esses sistemas naturais permitem a existência de vários organismos.

    Quando um sal se dissolve em água, os íons se dissociam do reticulo cristalino. Alguns íons são cercados por moléculas de água isto é chamado de salvatação. Alem disso alguns íons reagem com eles e este processo é chamado hidrolise. Esta é a reação entre a água e os cátions e os anios liberados na dissolução do sal. O carbonato de sódio ( NA2CO3) conhecido como barrilha, é utilizada para soluções de caratês alcalino em solução aquosa, libera íons de sódio (NA+)- que são salvatados pela água – e íons carbonato (CO23-), que hidrolisam produzindo íon OH.

Sistema de tampão ou solução – Tampão

    Quando se adiciona acido ou base em uma água, o PH da solução se altera rapidamente. Já no plasma saquineo não produz alterações no PH. Por que o plasma tem a espécie química capaz de reagir tanto com acido ou base que é o sistema ou solução tampão.

    O sangue apresenta um PH tamponado em aproximadamente 7,4. Se o PH ficar abaixo de 6,8 ou acima de 7,8 há risco de morte. O sistema Tampão é importante para o funcionamento de organismo vivo e nos processos bioquímicos e fisiológicos.

O PH da saliva e as caries

    A capacidade Tampão da saliva tem que manter o PH no intervalo 6,8 – 7,0. O tampanante da saliva mantém a saúde da mucosa bucal e dos dentes. Se o PH ficar abaixo de 5,5 sua capacidade Tamponar começa a desaparecer. A diminuição é causada pela ingetão de frutas criticas e bebidas gaseificadas e por alimentos ricos em carboidratos fermentáveis e os que se transformam em ácidos sob ação de bactéria. Isto faz os dentes perder o esmalte que propicia o surgimento de caries que é o processo de desmineralização. Para não ter este problema é só evitar estes alimentos e fazer uma boa escovação após as refeições.

O PH dos solos

A faixa do PH dos solos é de 6,0 e 6,5 e o ideal para maioria das plantas. A morte de ramos aconteci quando PH esta inadequado e que pode ocasionar crescimento insatisfatório nas plantas, mesmo em solos fertilizados.

Agentes para o tratamento da água

O fornecimento de água tratada precisa passar por vários processos e algum deles e a coagulação para retirada de impurezas solidas na água. A química da coagulação é relativamente complexa, o sulfato de alumínio, Al² (SO4)³, e sua ação pode ser descrita em três etapas.

1ª – o sulfato de alumínio dissolveu-se na água e libera o cátion Al3+, que sofre hidrolise.

2ª – o Al (OH)3 e pouco solúvel e forma uma dispersão coloidal em água.

3ª – o excesso de íons H+ formados tendi a diminuir o PH do meio e pode interromper a formação do Al(OH)3.

capitulo 12

Produto iônico da água e o PH de

soluções aquosas.

Materiais líquidos de higiene são usados par alimpar e proteger a pele de merargansmo, indesejáveis. Apesar de a pele possuir sua própria ação de limpeza por meio de renovação da célula. Os sabonetes líquidos são grande valia na complementação do processo higiene pessoal, entretanto o conhecimento do PH deveria ser considerado na escolha desses produtos, pois PH é uma medida de caráter acido (PH27).

Equilíbrio cônico e produto iônico de água.

Uma solução aquosa e de sal como bicarbonato de sódio NaHCO3 apresenta PH básico sua solução aquosa e usada como antiácido.

Equilíbrio iônico da água.

A transparência de prótons entre moléculas de água ocorre sempre independentemente de ela esta ou não pura, esse processo se chama autoionizaçao de água.

Produto iônico da água=Kw

A constante desse equilíbrio e chamada de constante de dissociação da água ou outro produto iônico da água essa constante é representada por Kw na água pura, o que indica que o equilíbrio encontra-se muitos deslocados no sentido substancia e molecular e baixa.

capitulo 11

Equilíbrio em sistemas aquosos

A força dos ácidos e das bases

É possível diferenciar um ácido fraco de um ácido forte através da sua condubilidade elétrica de suas soluções aquosas, mas esse método não é eficiente, pois a maior parte dos ácidos e das bases encontradas na natureza é fraca.

Para saber como utilizar uma medida quantativa das forças dos ácidos e das bases é necessário o controle de equilíbrio para a dissociação de ácidos e bases, por exemplo os ácidos fracos dissolvidos em água com o estabelecimento de um equilíbrio reversível entre as espécies não dissociadas e seus íons. A lei de ação das massas permite avaliar a condição de equilíbrio e comparar a força dos ácidos.

E vamos ver em seguida um exemplo da dissolução do HCL próxima de 100% de acido forte, que é transformado em íons H3O+ e Cl- quando dissolvidos em água. E a equação do acido clorídrico é a seguinte.

HCL(aq)+ H2O(l) → H3O+ (aq) + Cl- (aq)                

Entretanto o ácido acético (CH3COOH) é um acido fraco por apresentar um baixo grau de dissociação em solução aquosa e por isso sua equação deve ser representada pela dupla seta, para mostra que o acido acético se encontra em equilíbrio dinâmico na solução aquosa.

CH3COOH (aq) + H2O(l) ↔ H3O+ (aq) + CH3COO- (aq)

E dessa forma é possível determinar a constante do equilíbrio (Ka) da dissociação do ácido acético em solução aquosa.

Ka = [H3O+] . [CH3COO-]

      [CH3COOH]

O valor de Ka, do acido acético, a 25ºC, é 1,8x10 e indica que a concentração dos íons é muito menor que a do acido não dissociado, tratando-se de um acido fraco.

A constante de dissociação dos ácidos indica a extensão de sua dissociação, a uma determinada temperatura.

Vamos considerar um monoácido fraco que é representado por HÁ cuja dissociação em solução aquosa é representada da seguinte forma.

HA (aq) + H2O (l) ↔ H3O+ (aq) + A- (aq)

E para encontrarmos a constante dissociação dos ácidos (Ka) faremos dessa forma.

Ka = Kc . [H2O]= [H3O+].[A-] ou Ka = [H+] . [A-]

    [HA]           [HA]

O valor da constante dissociação de um ácido (Ka) indica a forma desse ácido. Quanto maior for a constante, maior será a força do ácido a certa temperatura.

A constante de dissociação das bases fortes, como hidróxidos de sódio (NaOH) dissolvem-se em água com água com dissociação de praticamente 100% de seus aglomerados. Mas as bases fracas a ser colocada na água estabeleceu um equilíbrio que pode ser representado pela dupla seta.

B(aq) + H2O(l) ↔ BH+(aq) + OH-(aq)

O valor da constante de dissociação da base (Kb) é uma medida da força de uma base. Quanto maior for Kb, maior será a força da base e maior a [OH-] na solução.

O calculo da concentração de um solvente é constante e independentemente do volume considerado, pois corresponde a relação entre a quantidade de matéria e o volume ocupado por ela.

Nos diferentes volumes de água possuem diferentes quantidades de água, em mol, mas a relação entre a quantidade de matéria e o volume permanece constante.

As constantes de dissociação (Ka ou Kb) constituem um excelente critério para comparar a força dos ácidos, pois dependem apenas da temperatura da solução.

Para determinar as concentrações das espécies presentes no equilíbrio, a qual pode ser feita por meio da expressão da constante de equilíbrio ou da lei da diluição de Ostwald.

A lei da diluição de Ostwald também é valida para monobases, para bases fracas, para ácidos fracos e outros elementos.

De acordo com a teoria de Bronsted – Lowry a definição de ácidos e bases ocorre em função da capacidade das espécies químicas (compostos moleculares ou íons) de doarem ou receberem um próton (íon H+ ou nucleo de hidrogênio) e não se restringe a sistemas aquosas. E segundo essa mesma lei, o acido 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.

Essa teoria possibilita classificar a força dos ácidos em função da sua capacidade de doar prótons.

Assim em uma reação ácido-base, a espécie que tem grande tendência em doar h+ e acido forte. Da mesma, a espécie com pouca tendência de doar H+ (acido fraco) apresentara uma base forte.

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capitulo 10

Fatores que afetam o estado de equilíbrio

A concentração de oxigênio dissolvido (OD) é controlado por vários fatores, como o da solubilidade do oxigênio em água.

O2(g)          O2(aq)

A solubilidade do OD como as moléculas de gases opolares. A presença do O2 na água se deve em parte, à dissolução do ar atmosférico [eu contem oxigênio gasoso].

    

Um fator importante para controlar á solubilidade do O2 na água é a temperatura. Porque os gases fazem diminuir a elevação da temperatura, a quantidade de oxigênio que se dissolve a 0ºC (14,2mg x 1-1) é mais do que o dobro da quase dissolve a 35ºC (7,0mg x 1-1).

Nesse caso as águas de rios lagos que são aquecidas pela poluição contem menos (OD).

A maior perda de oxigênio e por causa da (oxidação) que é a decomposição de matéria orgânica.

Principio de Le Chãtelier

Ao dissolvermos um antiácido efervescente em água, formando um sistema em equilíbrio com os componentes da formula do medicamento: bicarbonato de sódio, carbonato de sódio, oxido cítrico e oxido acetilsalicílico.

Considerando o equilíbrio formado entre o íon bicarbonato e a água e a formação do gás liberado na reação:

HCO3 (aq) + H2O (l)               H2CO2(oq) + OH (aq)

H2CO3 (aq)              CO2 (g) + H2O (l)

Quando adicionamos a esse sistema um acido, observa a produção de mais bolhas de gás, que consumiu os íons OH- do sistema.

Existente no equilíbrio

Proveniente do acido

(3) H+(oq) + OH- (oq)           H2O(l)

    

Concentração

O que acontece quando operamos a concentração dos reagentes.

2CO (g) + O2 (g)             2CO2 (g)

Observa se um rendimento maior com altas concentrações de CO (g) ou de O2(g).

A concentração pode ser representada graficamente. Para o inicio da reação com abas concentrações de CO(g), temos:

CO2

O2

CO

Tempo

Concentração

CaO(s) + CO2 (g)           CaCo3 (s)

Para a reação

Pressão

É importante considerar-se a pressão de um sistema em equilíbrio com substancias no estado gasoso.

Em pressões altas, os equilíbrios contendo gases como:

CO2(g)+H2O(l)          H2CO3(oq)

    

Temperatura

A influencia da temperatura nos equilíbrios que os representa, por exemplo, no equilíbrio envolvendo a formação da amônia no processo exotérmico.

N2(g) +3H2(g)        2NH3(g)+46KJ

A formação do produto é aumento mais quando a temperatura abaixa com o resfriamento, mais o equilíbrio deve ser favorecendo a reação na formação do produto. Nesse caso, KC também e modificado:

e d E (Kc)

Temperatura

CaCo3(s) + 184KJ          CaO(s) + CO2 (g)

Nos processos endotérmico, como na decomposição do carbonato de cálcio.

    

Aumentar a temperatura favorece a formação dos produtos o processo é endotérmico, o que acontece quando se formam os produtos.

Temperatura

Constante de equilíbrio (KC)

Condutibilidade elétrica.

Meios neutro, acido e básico

Meio neutro: um sistema é chamado de neutro quando a concentrações dos íons H2O e OH, são iguais. Como acontece com a água pura.

Meio acido: é um acido e um sistema neutro aumenta a concentração de H3O+ e torna acido.

Meio básico: a edição e de uma base e um sistema neutro implica a formação de uma solução básica, parte dos íons OH- adicionados reage com íons H+ provenientes de autorização da água.

Determinação do PH.

Os valores de [H+] e [OH-] das soluções aquosa variam normalmente em uma extensa faixa de números com expoentes negativos.

A escala de PH.

A escala de PH é a mais utilizadas para compara acidez ou alcalinidade dos sistemas.

Indicadores acido-base.

A determinação precia de PH pode se feita de um aparelho chamado de medida de PH ou peagômetro. A leitura se da em função da condutividade elétrica da solução, pois um voltímetro mede PH eletroquimicamente, esse aparelho e calibrado para converter os valores medidos em melevolts para escala usual de 0 a 14 de PH.

Capitulo 09

Equilíbrio Químico

   

 As estalagmites se formam pelo gotejamento de água saturada com bicarbonato de cálcio durante longo tempo. A água que flui pela superfície calcária fica saturada com bicarbonato de cálcio pela ação de gás carbônico do ar, esse processo é conhecido por equilíbrio químico.

    Nas reações reversíveis e estado de equilíbrio, há um sistema que controla a pressão e a temperatura de modo que a reação tenha 30% de rendimento em produtos. O processo Haber-Bosch revolucionou a produção de amônia e rendeu o prêmio Nobel ao seu idealizador, Fritz Haber. Esse processo introduz uma mistura gasosa dos reagentes num reator, outras matérias-primas, como os minérios e o petróleo, apresentam relevância semelhantes a da amônia.

    Nas reações reversíveis das estalactites e estalagmetes, depende da entrada e saída de CO2 (g) que se dissolve na água da chuva. Um sistema em equilíbrio é identificado por características como:

Tanto a matéria quanto a energia não são introduzidas ou removidas.

As propriedades macroscópicas, não variam com o tempo, porque, microscopicamente, ocorrem reações simultâneas em ambos os sentidos.

Os equilíbrios químicos podem ter todos os reagentes e produtos na mesma fase, como é o caso da reação de obtenção de amônia a partir de nitrogênio e hidrogênio são chamados de equilíbrios homogêneos. Por outro lado os equilíbrios heterogêneos, apresentam reagentes e produtos em fases diferentes.

As constantes de equilíbrio, representadas por K, são determinadas a partir de dados experimentais, por conta da analise de uma grande quantidade de dados, chegou-se a uma expressão genérica para todos os equilíbrios.

K= [produto] A tabela para o equilíbrio

[reagentes] 1H2 (g) + 112 (g) ↔ 2H1(g)

As constantes de equilíbrio determinadas com base nas concentrações em mol/l, são representadas por Kc, nessa expressão não se representam as concentrações de sólidos nem de líquidos, e os coeficientes estequiométricos são os expoentes das concentrações, em mol/l. para os gases, pode-se escrever a expressão  da lei do equilíbrio químico, K. embora Kc e Kp representem valores constantes a mesma temperatura, elas não são necessariamente iguais.

A grandeza do valor numérico para Kc permite avaliar a extensão em que a reação prossegue para chegar ao estado de equilíbrio. Como Kc representa a reação entre as concentrações dos produtos e dos reagentes, sendo um numero pequeno, o denominador  da expressão deve representar um numero muito maior do que o numerador, concluindo-se que as condições favorecem o equilíbrio no sentido da formação dos reagentes. Quando o numerador é muito maior que o denominador dizemos que as condições favorecem o equilíbrio no sentido da formação de produtos.

O grau de equilíbrio demonstra a relação entre a quantidade de matéria em mol, consumida e a respectiva quantidade inicial de um determinado reagente. Quando os equilíbrios representam reações como de decomposição, precipitação, dissociação, o grau de equilíbrio receberá os nomes dessas reações.

Quando uma reação esta caminhando para o estado de equilíbrio, determinamos o quociente de equilíbrio Qc, a importância de conhecer esse valor se deve ao fato de ele indicar a reação em estudo chegou ao estado de equilíbrio, para que o equilíbrio seja atingido é necessário a diminuição de Qc, o que representa a diminuição da concentração dos produtos.