Resumo - Unidade I - Estudando Quimica

Resumo - Unidade I
O equilíbrio químico é atingido no momento em que a reação
entra em equilíbrio dinâmico, ou seja, as reações diretas e
inversas continuam ocorrendo ininterruptamente com a
mesma velocidade, desde que a temperatura fique constante. Um sistema
em equilíbrio é considerado homogêneo se envolver apenas substâncias
em fases de agregação diferentes. Um sistema em equilíbrio é considerado
heterogêneo se envolver substâncias em fases de agregação diferentes.
Um sistema em equilíbrio é considerado molecular se envolver apenas
substâncias covalentes e será iônico se envolver pelo menos uma espécie
de íon.
Constante de equilíbrio em termos de concentração:
Kc =
Kdireto
[C]c.[D]d
= Kc =
Kinverso
[A] a.[B]b
Constante de equilíbrio em termos de pressão parcial:
Kp =
(pC)c.(pD)d
(pA)a.(pB)b
Grau de equilíbrio (α):
quantidade de matéria consumida
α=
quantidade de matéria inicial desse reagente
(0%< α < 100%)
Quando se provoca uma perturbação sobre um sistema em equilíbrio, este
se desloca no sentido que tende a anular essa perturbação, procurando
se ajustar a um novo equilíbrio. Fatores que influenciam nos equilíbrios
iônicos:
Constante de ionização ou dissociação:
QUÍMICA ANALÍTICA QUALITATIVA I
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Ki = Ka =
Ki = Kb =
[H3O+].[A –]
ou
[HA]
Ka =
[H+].[A –]
[HA]
[M +].[OH –]
[MOH]
Poliácidos e polibases: A ionização de um poliácido ou a dissociação de
uma polibase ocorre em várias etapas, tantos quantos forem os cátions
H3O+ (ou H+) formados pelo ácido ou os ânions OH–, liberados pela base.
Força de um eletrólito: A força de um ácido ou uma base está diretamente
relacionada ao grau de ionização ou de dissociação de uma substância,
assim como o valor de Ki.
Nos ácidos: α ≥ 50% (forte), 5 < α < 50% (semi-forte) e α < 5% (fraco).
Nas bases: α > 5% (forte) e α ≤ 5% (fraca).
Lei da Diluição de Ostwald: A dada temperatura, à medida que a concentração em quantidade de matéria de um eletrólito (ácido, base, sal) diminui, seu grau de ionização ou de dissociação α aumenta.
Ki =
α2 . M (concentração de mol/L ou molaridade)
(1 – α )
Para soluções de eletrólitos fracos, α é muito pequeno, então:
Ki = α2. M
Equilíbrio iônico na água:
Kw = [H3O+].[OH–]
ou
Kw = [H+].[OH –]
pH = – log [H3O+]
ou
pH = – log [H+]
[H3O+] = 10–pH
ou
[H +] = 10–pH
pOH = – log [OH–]
e
[OH–] = 10–pOH
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QUÍMICA ANALÍTICA QUALITATIVA I
Solução neutra: pH =7 e pOH = 7
[H3O+] = [OH–]
ou
[H+] = [OH–]
Solução ácida: pH < 7 e pOH > 7
[H3O+] > [OH–] ou [H+] > [OH–]
Solução básica ou alcalina: pH > 7 e pOH < 7
[H3O+] < [OH–] ou [H+] < [OH–]
pH + pOH = 14
Referências Bibliográficas
Equilíbrios Ácido-Base. Disponível em: <www.ufpa.br/quimicaanalitica> e <http://br.geocities.com/chemicalnet>.
FERNANDEZ, J.
1982.
Química Analítica Qualitativa. São Paulo: Hemus,
LAVORENTI, A. Equilíbrio Ácido-Base. Disponível em: <www.Ice.esalq.
usp.br/>.
REIS, M. Completamente Química – Físico-Química. São paulo: ed. FTD,
2001.
VOGEL, A. I. Química Analítica Qualitativa. 5ª ed. São Paulo: ed. Mestre Jou.
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