equilibrio quimico parte 2

equilibrio quimico parte 2

1. constante de ionização: kb e ka

   • O cálculo da constante de ionização de um eletrólito, seja ele um ácido, seja uma base, é muito importante no estudo dos equilíbrios químicos iônicos para determinar a força desse eletrólito
     • A representação do cálculo da constante de ionização é feita, geralmente, pela sigla Ki, mas existem outras siglas que podem representá-lo, como o Ka (constante de ionização do ácido), o Kb (constante de dissociação da base) e Kd (constante de ionização).
       • ki=(H+).(F-)/(HF)
         • α= numero de moleculas ionizadas/ numero total de moleculas dissolvidas

2. lei da diluição de Ostwald

   • A lei de Ostwald propõe uma forma simples e direta para calcular a constante de equilíbrio de uma ionização ou dissociação, desde que o equilíbrio envolva um monoácido ou uma monobase presente em soluções diluídas (cuja quantidade de solvente é muito maior que a quantidade de soluto).
     • Ki = α2. M/ 1- α
       • produto ionico da agua: Kw
         • Seu cálculo é feito da mesma forma que as outras constantes de equilíbrio, lembrando que, conforme dito no texto “Constantes de Equilíbrio Kc e Kp”, nesse caso, somente os produtos irão aparecer na expressão, porque a água no estado líquido tem atividade igual a 1. Substâncias líquidas puras ou sólidas não são colocadas na expressão da constante de dissociação porque elas não sofrem variação. Colocam-se apenas soluções aquosas e gasosas, Seu cálculo é feito da mesma forma que as outras constantes de equilíbrio
           • Kw = [H3O+] . [OH-]
             • Kw = (1 . 10-7) . (1 . 10-7)
               • Kw = 1.10-14
                 • o Kw só se altera com a mudança de temperatura. À medida que a temperatura da água aumenta, a sua ionização também cresce, o que significa que a autoionização da água é um processo endotérmico, isto é, que absorve calor

3. escala de ph e poh:

   • Os valores que as compõem variam de 0 a 14 e foram obtidos a partir do equilíbrio iônico da água.
     • Uma solução neutra tem pH igual a 7. Os valores abaixo de 7 classificam as soluções em ácidas, enquanto que após o 7 as soluções são básicas.
       • tem objetivo de facilitar a mediação a acidez de um meio e evitar trabalhar com potencias negativas
         • (H+) = 10-7 mol/l
           • ph= - log (H+)
             • poh=-log(OH-)
               • ph+poh=14(a 25 graus cel)
                 • ph= potencial hirogeniônico da solução
                   • poh= potencial hidroxiliônio da soluçaõ

4. soluções de acídos e bases fotes

   • para acidos:
     • hidracidos: acidos que nao possueem oxigenio
       • fortes α maior que 0,5: hcl, hbr,hl
         • moderados α maior que 0,05 e menor que 0,5: hf
           • fracos α menor que 0,05: h2s,hcn,h2se
             • para as bases:
               • sao fortes as familias lA e llA
                 • naoh,koh,ca(oh)2,sr(oh)2
                   • fracos: nh40h,al(oh)2,fe(oh)2