sexta-feira, 5 de abril de 2013

Resumo de química inorgânica - 1º Bimestre



-Dissociação iônica/ Ionização
Perante nossos estudos e com a exemplificação dada em sala de aula, vimos que quando o cloreto de sódio (NaCl) é dissolvido em água (lembre-se: dissolver é o ato de fazer uma solução), os íons presentes no seu retículo cristalino são separados por ação da água. Essa separação é denominada dissociação iônica, assim, concluímos que dissociação iônica é a separação dos íons de uma substância iônica, que acontece quando esta se dissolve em água.
Já o que acontece ao dissolver o cloreto de hidrogênio (HCl) em água é algo um pouco diferente. O cloreto de hidrogênio é uma substância molecular e devido a isso, ao se dissolver em água, suas moléculas não são apenas separadas e se dispersam na água, mas também são “quebradas” sob a ação desse líquido. Nessa quebra, ambos os elétrons da ligação covalente entre H e Cl permanecem com o cloro; nenhum fica com o hidrogênio. Deste modo há formação de cátion e ânion. Ao observarmos o microscópio, podemos verificar que as moléculas de HCl espalham-se pela água e são quebradas, formando os íons H+ e Cl-. A solução resultante conduz eletricidade, pois apresenta íons livres para se movimentarem. Esse acontecimento é conhecido como ionização. Concluímos então, que a ionização é a formação de íons que acontece quando algumas substâncias moleculares se dissolvem em água. 

Equilíbrio químico em soluções de eletrólitos
-Constante de ionização
Constantes de ionização, também conhecidas de constantes de dissociação ácida é simbolizada por Ka. O Ka é calculado através da razão da concentração dos produtos pelos reagentes. Vale lembrar que, quanto maior o valor da constante de ionização, mais ionizado está o ácido e maior será sua força

-Ácidos fracos e fortes no equilíbrio
O ácido fraco é muito pouco ionizado, originando, no equilíbrio, uma pequena concentração de íons e uma grande quantidade de moléculas do ácido não-ionizado. Por isso, ele é um eletrólito fraco e sua constante de ionização é pequena.
Já o ácido forte é muito ionizado e a quase-totalidade de suas moléculas se transforma em íons. Por isso, ele é um eletrólito forte e sua constante de ionização é elevada.

-Constante de basicidade
Da mesma maneira como definimos constante de ionização para ácidos, podemos fazê-los para bases. A constante de basicidade é simbolizada por Kb

-Lei de Diluição de Ostwald
No final do século XIX, Friedrich Wilhelm Ostwald, deduziu pela primeira vez uma expressão matemática relacionando a constante de ionização, a concentração em mol/L e o grau de ionização para monoácido e monobases.
O grau de ionização de um ácido é igual à divisão da quantidade, em mols, ionizada pela quantidade, em mols, dissolvida. Dividindo numerador e denominador dessa fração pelo volume, chegamos a uma expressão bastante útil: Fórmula válida para solução aquosa de monoácido: [H+] = α*ᶆolaridade
Caso se tratasse de uma monobase, por um raciocínio análogo concluímos que [OH-] = α*ᶆolaridade
Lei da diluição de Ostwald para monoácidos ou monobases (α ≤ 5%): alfa ao quadrado * Molaridade/ 1 – alfa
Já para ácidos/ bases fortes (α ≥ 50%), utiliza-se: alfa ao quadrado * Molaridade

-Escalas de pH e pOH
O termo pH (potencial hidrogêniônico) foi criado pelo dinamarquês e bioquímico Soren Peter Lauritz Sorensen em 1909, com o objetivo de facilitar os métodos de controle de qualidade da cerveja. Sua idéia era a seguinte: Por que expressar a acidez de um meio aquoso por meio da [H+], já que seus valores são, geralmente, potências negativas de 10? Não seria muito mais simples trabalhar apenas com o expoente de 10, e de preferência com valor positivo? Desta maneira, ele definiu:

Potencial hidrogeniônico (pH) de uma solução: pH= -log [H+]
Potencial hidroxiliônico (pOH) de uma solução: pOH= -log [OH-]
                                
Na água e nas soluções neutras, a 25°C, temos o produto [H+]*[OH] = 1,0* 10 elevado a -14, ou seja, pH + pOH= 14.

Pelo o que dissemos até aqui, pode-se concluir que:
Meio neutro: pH=7 e pOH= 7, ou seja, [H+] = [OH-]
Meio ácido: pH < 7 e pOH > 7, ou seja, [H+] > [OH-]
Meio báscio: pH > 7 e pOH < 7, ou seja, [H+] < [OH-]

Obs 1: Vale lembrar que os valores de pH e pOH podem ser decimais.
Obs 2: A escala de pH normalmente apresenta valores que variam de zero a 14.

-Soluções ácidas e soluções básicas
Soluções ácidas: nesse tipo de solução, o íon predominante característico é o H+. Assim, devemos conhecer sua concentração em mol/L para em seguida determinar o pH da solução.

Soluções básicas: nesse tipo de solução, o íon predominante característico é o Oh-. Assim, devemos conhecer sua concentração em mol/L e, em seguida, o pOH da solução.

-Hidrólise Salina
Soluções ácidas ou básicas podem ser obtidas pela dissolução de sais em água. Nesses sistemas, os sais estão dissociados em cátions e ânions,que podem interagir com a água por meio de um processo denominado hidrólise salina, produzindo soluções com diferentes valores de pH.
A hidrólise de cátions, produzirá íons H+, o que caracteriza as soluções ácidas.
Já a hidrólise de ânions, produzirá íons OH-, o que caracteriza as soluções básicas.

-Acidez e basicidade das soluções aquosas dos sais

Caso A: Hidrólise salina de ácido fraco e brase forte
Por exemplo, preparamos uma solução aquosa de KCN. Ao analisarmos a hidrólise desse sal, observamos que formou uma base forte (dissociada) que é o KOH e um ácido fraco (não ionizado) que é o HCN. Desta maneira, a solução de sal de ácido fraco e base forte é básica.

Caso B: Hidrólise salina de ácido forte e base fraca
Por exemplo, preparamos uma solução aquosa de NH4NO3. Ao observarmos a hidrólise desse sal, percebemos que formou uma base fraca (não ionizada) que é NH4OH e um ácido forte (ionizado) que é o HNO3. Assim, a solução de sal de ácido forte e base fraca é ácida.

Caso C: Hidrólise salina de ácido forte e base forte
Por exemplo, preparamos uma solução aquosa de NaCl. Ao analisarmos a “hidrólise” desse sal, observamos que formou uma base forte (NaOH) e um ácido forte (HCl), ambos dissociados. Desta maneira, conclui-se que não ocorreu hidrólise, pois tanto o cátion como o ânion são provenientes de base e ácido fortes. Sendo assim, a solução final é neutra.
 Caso D: Hidrólise salina de ácido fraco e base fraca
Por exemplo, prepararmos uma solução aquosa de NH4CN. Ao observarmos a hidrólise do sal, verificamos que formou uma base fraca (NH4OH) e um ácido fraco (HCN), ambos praticamente não-ionizados. No entanto, ao compararmos as constantes de ionização do ácido (Ka) e da base (Kb), as quais eram, respectivamente: 4,9* 10 elevado a -10 e 1,8* 10 elevado -5, concluímos que Kb é maior que Ka e isto indica que a base está mais ionizada que o ácido; por isso, a solução é ligeiramente básica.
Admite-se assim que, as soluções aquosas desse tipo de sal originam soluções ligeiramente ácidas ou básicas, dependendo do Ka e do Kb.
Ka> Kb à Solução ligeiramente ácida (pH<7)
Ka<Kb à Solução ligeiramente básica (pH>7)

-Como saberei se um ácido/base é forte/fraco?
As regras práticas para definir a força são simples.

1- Bases
Se o elemento fizer parte da família 1A ou 2ª (-Mg), àFortes.
Todos os demais elementos à Fracos.

2-Ácidos
a)Hidrácidos
HCl, HBr, HI à Fortes
HF e todos os demais hidrácidos à Fracos
b) Oxiácidos (HxAOy)
y-x≥ 2 à Forte
y-x≤  1 à Fraco
c)Orgânicos
->Acético
->Todos fracos

-Curva de Solubilidade
São gráficos que relacionam solubilidade e temperatura. Estas são fundamentais para comparar a solubilidade entre compostos e também para analisar o comportamento da solubilidade com a variação de temperatura.

-Tipos de soluções em relação à capacidade de solubilidade
  1. Insaturada: é a solução que contém quantidade de soluto inferior à capacidade máxima de dissolução do solvente, sendo assim, capaz de dissolver nova adição de solvente.
  2. Saturada: é aquela que não é capaz de dissolver nova adição de soluto, na prática é reconhecida pela presença de corpo de fundo (resíduo sólido no fundo do recipiente)
      3.Saturada com formação de precipitado : é uma solução instável, que contém dissolvida em quantidade         de soluto superior à necessária para a saturação.

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