Acetatos Equilíbrio
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1 REACÇÕES ÁCIDO BASE ______________________________________________________________ Definição Arrhenius – Ácido: dissocia-se em solução aquosa fornecendo iões H+ Base: por dissociação fornece iões hidróxido, OH–. Ex.: NH3 + H2O NH4+ + OH– NH3 - Não é uma base segundo Arrhenius mas já o é segundo Brønsted Brønsted - Ácido: dador de protões Base: aceitante de protões Par ácido-base conjugado ácido Ex.: NH4+ ácido base + H+ NH3 base + H+ 2 Arrhenius Brønsted Brønsted Substâncias anfotéricas H2O + ácido1 + Lewis H2O base2 OH– + base1 + H+ ácido2 Ácido: receptor (aceitante) de pares de electrões. Base: dador de pares de electrões. Acidez / basicidade de Lewis e electronegatividade ÁCIDOS Anfóteros BASES Exemplos: hidróxido de alumínio 3 base: Al(OH)3 (s) + 3H3O+(aq) [Al(H2O)6]3+(aq) ácido: Al(OH)3 (s) + [Al(OH)4]–(aq) OH–(aq) hidróxido de zinco base: Zn(OH)2 (s) + 2H3O+ [Zn(H2O)4]2+(aq) ácido: Zn(OH)2 (s) + 2OH– [Zn(OH)4]2–(aq) 4 Óxidos Ácidos / Óxidos Básicos (Lewis) Óxidos Ácidos – óxidos de elementos electronegativos Óxido Ácido CO2 SO2 SO3 N2O3 N2O5 P 4O 6 P4O10 Reacção com a Água CO2 + H2O SO2 + H2O SO3 + H2O N2O3 + H2O N2O5 + H2O P4O6 + H2O P4O10+ H2O 6 H3PO4 Nome H2CO3 Ácido carbónico H2SO3 Ácido sulfuroso H2SO4 Ácido sulfúrico 2 HNO2 Ácido nitroso 2 HNO3 Ácido nítrico 4 H3PO3 Ácido fosforoso (trioxocarbónico) (trioxosulfírico) (tetraoxosulfúrico) (dioxonítrico) (trioxonítrico) (trioxofosfórico) Ácido fosfórico (tetraoxofosfórico) 5 Óxidos Básicos – óxidos de elementos pouco electronegativos Óxido Reacção com a Água Produto da Reacção Básico Na2O Na2O + H2O K2O K2O + H2O 2 KOH Hidróxido de potássio CaO CaO + H2O Ca(OH)2 Hidróxido de cálcio SrO SrO + H2O Sr(OH)2 Hidróxido de estrôncio BaO BaO + H2O 2 NaOH Ba(OH)2 Hidróxido de sódio Hidróxido de bário Bases Moleculares Base Molecular Nome Reacção com a Água NH3 Amoníaco NH3 + H2O N2H4 Hidrazina N2H4 + H2O NH2OH Hidroxilamóni NH2OH + H2O NH4+ + OH– N2H5+ + OH– NH3OH+ + OH– 6 a 7 Proticidade de um ácido de Brønsted Monoprótico Ex.: HNO3 (aq) Diprótico Ex.: H2S (aq) HS– (aq) Triprótico Ex.: H3PO4 (aq) H2PO4– (aq) HPO42– (aq) H+(aq) + NO3–(aq) H+(aq) + HS– (aq) H+(aq) + S2–(aq) H+(aq) + H2PO4–(aq) H+(aq) + HPO42–(aq) H+(aq) + PO43–(aq) Força dos Ácidos e das Bases. Constante de Acidez, Ka Ácido: AH AH + A- + H+ H2O A- + H3O+ A H 3O Ka AH G 0 RT ln Ka Classificação dos ácidos 8 Ka > 1 fortes: 1> Ka > 10–2 moderadamente fortes: 10–2 > Ka > 10–7 fracos: Ka < 10–7. muito fracos: Base conjugada: A– + H2O Kb AH + AH + OH– [AH] [OH - ] [A- ] H2O H3O+ + A– [H 3O ][A ] Ka [AH] A– + H2O AH + OH– Kb [AH][OH ] [A ] __________________________________________________________ 2 H2O H3O+ + OH– Kw Ka Kb [H3O ][OH ] Produto iónico da água pH log 1 [H 3O ] log[H 3O ] 9 REACÇÕES DE COMPLEXAÇÃO ______________________________________________________________ Definição de Complexo ou Composto de Coordenação Complexo entidade que se forma quando um ião metálico se liga directamente a um grupo de moléculas neutras ou iões, sendo o número de ligações constituídas superior ao estado de oxidação formal do metal. Ex: Elemento central [Cu(NH3)4]2+ ião tetra-aminocobre (II) [Al(OH)4]– ião tetra-hidroxoaluminato (III) [Zn(OH)4]2– ião tetra-hidroxozincato (II) Ligandos Nomenclatura dos Compostos de Coordenação 1) Um prefixo designando o número de ligandos: di, tri, tetra, penta, hexa, etc.. 10 2) Nome do ligando (muitas vezes com a terminação “o”, em particular se for aniónico). 3) Nome do metal com a terminação “ato” se o complexo tiver carga negativa e sem terminação especial se for neutro ou com carga positiva. Numeral romano entre parêntesis indicando o estado de oxidação do elemento central. Ligandos mais comuns: água (H2O aquo) amoníaco (NH3 amino) ligandos neutros iões halogéneos (fluoro, cloro, bromo, iodo) ião hidroxido (OH– hidroxo) ligandos aniónicos ião cianeto (CN– ciano) Ex: [Cu(NH3)4]2+ ião tetra-aminocobre (II) [Zn(OH)4]2– ião tetra-hidroxozincato (II) Número de posições de ligação 11 monodentados polidentados ou quelantes - etilenodiaminotetra-acético (EDTA) Ex.: EDTA4– = ião etilenodiaminatetraacetato [(–CH2–N(CH2COO)2)2]4– 12 Estrutura e Ligação Química dos Compostos de Coordenação Número de coordenação de um complexo: número de ligações entre o elemento central e o ligando ou ligandos. sp3d2 sp3 p2d2, sp2d Exemplo Complexo hexaminocrómio (III), [Cr(NH3)6]3+ Número de coordenação igual a 6. Geometria octaédrica, hibridação sp3d2: 24Cr 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d5 4s1 4p0 24Cr3+ 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d3 4s0 4p0 24Cr3+ 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d3 sp3d2 13 14 Constantes de Estabilidade dos Compostos de Coordenação M + mL m [MLm ] MLm constante de estabilidade do complexo MLm. m [M ][L] M+L ML K1 [ML] [M ][L] ML + L ML2 K2 [ML2 ] [ML][L] ............................................................... MLm-1 + L MLm Km [MLm ] [MLm-1][L] K1, K2, ... Km - constantes de estabilidade parciais m K1 K2 ... Km 15 REACÇÕES DE DISSOLUÇÃO-PRECIPITAÇÃO ______________________________________________________________ Solubilidade Concentração da solução saturada do sal Sal insolúvel - quando a sua solubilidade é menor que 1,0×10– 2M Produto de Solubilidade AmBn (s) m A (aq) + n B (aq) Ks = [A]m [B]n Relação entre Solubilidade e Produto de Solubilidade KS = [A]m [B]n = (mS)m (nS )n = mm nn Sm+n S ( KS mm n n 1 ) m n Exemplo: BaSO4 (s) Ba2+ (aq) + Ks = [Ba2+] [SO42–] SO42– (aq) S KS 16 Factores que afectam a Solubilidade dos Sais Temperatura, Efeito do ião comum pH do meio Presença de agentes complexantes. Efeito do Ião Comum AmBn (s) mA+ (aq) + nB– (aq) [A+] = mS’ + c [B-] = nS’ Ks=(mS’+c)m (nS’)n Se c>>S’ KS S ' KS = cm (nS’)n cm nn 1/ n Efeito do pH CH3COONa (s) CH3COO- (aq) + Na+ (aq) CH3COOH (aq) +H2O CH3COO- (aq) + H3O+ (aq) A - ' H A AH A 1 A A K a - - Efeito da presença de Complexantes 17 Al3+ +4OH- [Al(OH)4]– Ao retirar iões Al3+, desloca o equilíbrio da dissolução no sentido de dissolver mais sal que contenha Al3+
