CAPITULO:13
1-HIDRÓLISE DE SAIS
Alguns desses íons são simplesmente cercado por moléculas de agua,fenômeno chamado de solvatação.Há íons que,além de serem rodeados por moléculas de agua,reage com eles,e esse processo é denominado hidrólise.
A hidrólise de sais corresponde a reação entre a agua e os catións e ou ânions liberado na dissolução de um sal.
*uma solução aquosa de NaCl contém a mesma quantidade de íons+ e íons Cl-,em mol,que também equivale a quantidade de matéria dissolvida.
NaCl(s)---------->Na+(aq)+Cl-(aq)
Uma explicação para o fato de o PH da soluçao NaCl ser praticamente igual a da agua é a seguinte.Os íons Na+ e OH- praticamente não se associam porque NaOH é base forte.
*Considerando a solução de cloreto de amônia (NH4CL) em agua que implica a sua dissociação:
H²O(l)----->H+(aq)+OH-(aq)
<----
*Considere também a presença de íons H+ e OH- provenientes da autorização da agua:
H²O(l)---->H+(aq)+OH-(aq)
Considere agora a solução formada por bicarbonato de amônia[NH4HCO³] e agua.O sal sofre uma dissociação e libera os íons NH+ e HCO-
4 ³
H²O(L)----->H+(aq)+OH-(aq)
*A constante de hidrólise corresponde a constante de equilíbrio para as reações de hedrolíses que pode envolver cátions,ânions ou ambos.
A extensão de hidrolíse de um cátions depende da força e da base formada.Isso porque quanto mais fraça for a base,menos ela se dissociam portanto é mais favorecida a reação direta quando corresponde a reação inversa do equilíbrio de hidrolíse
NH+(aq)+H²O(L)------>NH³.H²O(aq)+H+(aq)
4 <-----
kc=[H+].[NH³.H²O]
-----------------------
[NH+4]
*Na hidrolíse de cátion de base fraça e de ânion de ácido fraco,as constantes Kh,Kw.Ka e Kb relacionam-se de hidrolise.
KH=Kw
---------
ka.Kb
2-SISTEMA TAMPÃO OU SOLUÇÃO TAMPÃO
Quando se adiciona ácido ou base da agua,mesmo em pequenas quantidades,o PH da solução se altera rapidamente,Isso ocorre porque o plasma dispoe de especies quimicas capazes de reagir quanto o ácidoquanto com bases,constituindo um sistema ou solução tampão,o que evita variação bruscas ou significativas do PH.
*O efeito do íon comum
O que ocorre quando acetatode sódio (NaCH³COO) e adicionado a uma solução aquosa diluida de ácido acético (CH³COOH)?
O acetato de sódio é um eletrólito forte encontrando-se 100%dissociado em solução
NaCH³COO(S)----->H+(aq)+CH³COO-(aq).
acetato de sódio íon acetato
A constante de ionização do ácido pode ser representada pela expressão que relaciona as concentrações do ácido acético e do acetato de sódio:
Ka=[[K+].[CH³COO-] ou Ka=[K+].[NaCH³COO]
--------------------- ---------------------
[CH³COOH] [CH³COOH]
*A faixa de PH que se deseja tamponar depende dos constituentes da solução tampão.
Ka=[H+].[sal] ou [H+]=Ka.[ácido]
[ácido] [sal]
terça-feira, 25 de setembro de 2012
segunda-feira, 17 de setembro de 2012
O PRODUTO IÔNICO DA AGUA E O PH DE SOLUÇÕES AQUOSAS
CAPITULO 12
1-EQUILÍBRIO IÔNICO E PRODUTO IÔNICO DA AGUA.
A transferência de prótons entre moléculas de agua ocorre sempre, independentemente dela esta ou não pura.Esse processo é chamado de AUTO IONIZAÇÃO DA AGUA.
Na equação representada a seguir,observe que uma das moléculas de agua sede um próton transformando-se no íon hidroxila (OH-)e que a outra molécula de agua recebe um próton,produzido o íon hidrônio (H³O+).
H+
--------------------
H²O(L) + H²O(L)---->H³O+(aq) +OH- (aq)
ácido base <----ácido conjugado base conjugada
par conjugado
par conjugado De forma simplificada:
H²O(L)---->H+(aq)+OH-(aq)
Nota-se que a agua,pura conta com uma pequena concentração de íons H+ e OH- em equilíbrio com moléculas de agua.Um aumento na concentração de íons H+.Havendo diminuição na concentração de íons H+é aumento na de íons OH-,o meio torna-se alcalino(básico).
No produto iônico da agua:KW.Por meio de medidas de conectividade elétrica,foi possível determinar que as concentrações dos íons H+ e HO- são iguais a 1x10-7 mol.(-¹) na agua pura.
A constante desse equilíbrio é chamada de constante de dissociação da agua ou constante de autoprotólise,ou ainda produto íonico da agua.
Kw=[H+].[OH-]
Considerando uma temperatura tem-se.
Kw=(1,0.10)x (1,0-7)=10-14
Kw=como o de todos as constantes de equilíbrio,varia-se com a temperatura.
2H²O(L)---->H³O+(aq)+
A adição de uma base de um sistema neutro implica a formação de uma solução basica.
2-DETERMINAÇÃO DO PH
Os valores de [H+] e [OH-]das soluções aquosas variam normalmente em uma extensa faixa de números com expoente negativos.
PH=-log [H+]=[H+]=10-PH Em mol.l-¹
O PH e o caratér ácido ou basíco
*solução neutros ou agua pura.Em solução neutra ou agua pura,sabe-se que:
[H+]= [OH-]=O,1.10-7 mol l¹
*Soluções ácidas.Uma solução é ácida [H+]>[OH-]A 25 graus ceusos.pode-se afirmar que:
[H+].>10-7mol.l-¹.>ph>7
*soluções basicas.Uma solução e basica quando [H+]<1O-7mol.l-¹>pOM<7
Observação 2:Quanto menor o pH, maior a acidez do meio.
A escala pH: é a mais utilizada para comparar a-acidez ou aucalinidade do sistemas.
INCLICANDO ÁCIDO-BASE.Geralmente,o indicador ácido base é um ácido fraco ou uma base fraca.
Hind(aq) +H²O(aq) +ind- (aq)
corb(basico)
3- TITULAÇÃO ÁCIDA-BASE
O qual envolve o ácido de uma solução de concentração conhecendo-o titulante.
Um volume do titulado é medido de forma precisa,com o uso de um pipeta volumetrica.O ponto de equivalência,é indicado pelo momento de mudança de cor de um indicador conhecido por conto de viragem.
*Titulação de solução de ácido acético com solução de hidroxido de sódio.A titulação pode ser usada para determinar a concentração de um ácido.
*Determinação da concentração de acético no vinagre.
HC²H³O²(aq)+NaOH(aq)--->naCH²H³CO²(aq)+H²O(L)
ácido acético hidroxido de sódio acetato de sódio agua
1-EQUILÍBRIO IÔNICO E PRODUTO IÔNICO DA AGUA.
A transferência de prótons entre moléculas de agua ocorre sempre, independentemente dela esta ou não pura.Esse processo é chamado de AUTO IONIZAÇÃO DA AGUA.
Na equação representada a seguir,observe que uma das moléculas de agua sede um próton transformando-se no íon hidroxila (OH-)e que a outra molécula de agua recebe um próton,produzido o íon hidrônio (H³O+).
H+
--------------------
H²O(L) + H²O(L)---->H³O+(aq) +OH- (aq)
ácido base <----ácido conjugado base conjugada
par conjugado
par conjugado De forma simplificada:
H²O(L)---->H+(aq)+OH-(aq)
Nota-se que a agua,pura conta com uma pequena concentração de íons H+ e OH- em equilíbrio com moléculas de agua.Um aumento na concentração de íons H+.Havendo diminuição na concentração de íons H+é aumento na de íons OH-,o meio torna-se alcalino(básico).
No produto iônico da agua:KW.Por meio de medidas de conectividade elétrica,foi possível determinar que as concentrações dos íons H+ e HO- são iguais a 1x10-7 mol.(-¹) na agua pura.
A constante desse equilíbrio é chamada de constante de dissociação da agua ou constante de autoprotólise,ou ainda produto íonico da agua.
Kw=[H+].[OH-]
Considerando uma temperatura tem-se.
Kw=(1,0.10)x (1,0-7)=10-14
Kw=como o de todos as constantes de equilíbrio,varia-se com a temperatura.
2H²O(L)---->H³O+(aq)+
A adição de uma base de um sistema neutro implica a formação de uma solução basica.
2-DETERMINAÇÃO DO PH
Os valores de [H+] e [OH-]das soluções aquosas variam normalmente em uma extensa faixa de números com expoente negativos.
PH=-log [H+]=[H+]=10-PH Em mol.l-¹
O PH e o caratér ácido ou basíco
*solução neutros ou agua pura.Em solução neutra ou agua pura,sabe-se que:
[H+]= [OH-]=O,1.10-7 mol l¹
*Soluções ácidas.Uma solução é ácida [H+]>[OH-]A 25 graus ceusos.pode-se afirmar que:
[H+].>10-7mol.l-¹.>ph>7
*soluções basicas.Uma solução e basica quando [H+]<1O-7mol.l-¹>pOM<7
Observação 2:Quanto menor o pH, maior a acidez do meio.
A escala pH: é a mais utilizada para comparar a-acidez ou aucalinidade do sistemas.
INCLICANDO ÁCIDO-BASE.Geralmente,o indicador ácido base é um ácido fraco ou uma base fraca.
Hind(aq) +H²O(aq) +ind- (aq)
corb(basico)
3- TITULAÇÃO ÁCIDA-BASE
O qual envolve o ácido de uma solução de concentração conhecendo-o titulante.
Um volume do titulado é medido de forma precisa,com o uso de um pipeta volumetrica.O ponto de equivalência,é indicado pelo momento de mudança de cor de um indicador conhecido por conto de viragem.
*Titulação de solução de ácido acético com solução de hidroxido de sódio.A titulação pode ser usada para determinar a concentração de um ácido.
*Determinação da concentração de acético no vinagre.
HC²H³O²(aq)+NaOH(aq)--->naCH²H³CO²(aq)+H²O(L)
ácido acético hidroxido de sódio acetato de sódio agua
sexta-feira, 14 de setembro de 2012
AS FORÇAS DOS ÁCIDOS E DAS BASES.
1-CONSTANTE DE DISSOCIAÇÃO
Capitulo (11)
A maior parte dos ácidos e das bases encontradas na natureza é força.Os ácidos fracos dissolvidos em agua dissociam-se como o estabelecimento de um equilíbrio reversivel entre as especies não associadas e os seus íons.
Esse equilíbrio permite avaliar a condição de equilíbrio e comparar a força dos ácidos.o Hcl apresenta um grau de dissociação proxima de 1oo%(ácido forte)que quase a totalidade de suas moléculas transformam-se em íons H³O+cl-quando são dissolvidas em agua.O ácido acético(CH³(OO4)é um ácido por apresentar baixo grau de dissociação em solução aquosa,cada cem molécula de ácido acetico sofre dissociação em contato com a agua.A equação de dissociação deve ser representado pela dupla-sete(moléculas não dissociadas do ácido catíons,hidrogênio e aníons acetato se encontram em equilibrio dinâmico na solução aquosa.
Ácidos fortes como o clorídrico Hcl(aq)ou o sulfúrico se encontraram muito dissociados,suas constantes de dissociação tem um valor elevado.
A constante de dissociação do ácido indica a extensão de sua dissociação a uma determinada temperatura.A constante de dissociação do ácido (Ka)é expressa por:
Ka=Kc[H²O]=[H30+].[A-]
-----------
[HA]
Essa expressão indica que quanto maior for o grau de dissociação maior sera a concentração dos íons presentes no equilíbrio,e menor a concentração do ácido não dissociado,e como consequência maior sera o valor (Ka)indica a força desse ácido.Quanto maior a força constante,maior sera a força do ácido e da temperatura.Bases fortes,como o hidróxido de sódio (NaOH)dissolvam em água com dissociação de 100% de seus aglomerados.As bases fracas possuem 1 grau de dissociação baixa,quando a base é fraca é colocada na água,os íons e as especies químicas são dissociadas e estabelece um equilíbrio que pode ser representado por uma dupla-seta.
A concentração da água é constante,e o seu valor é incorporado do valor da constante do equilíbrio considerado (Kb),é uma medida da forca de uma base.Quanto maior for Kb,maior sera a forca da base e maior a [o4-]na solução.
As constantes Ka e Kb,dependem da temperatura.A concentração de um solvente constante independente do volume considerado a relação entre a quantidade de matéria 1,0 volume ocupado por ela.
A densidade da água é 1,0g/ml a 4°C,100g desse solvente devem ocupar o volume de um litro que perante calcular a quantidade de matéria em um litro de água.
1 mol-----------18g
n----------------1000g
n=1000
---------=55,6 mol de H²O
18 Dessa forma uma solução aquosa apresenta concentração de água que equivale a 55,6 mol 1 L.
As constantes de dissociação (Ka ou Kb) dependem apenas da temperatura da solução.Quanto mais diluídos estiverem um ácido a uma base,maiores diluídos os seus graus de dissociação.
Considere um ácido fraco (Ha)a dissolução de c mol desse ácido de água suficiente para se obter 1L de solução.O valor na expressão do constante Ka,é:
Ka=[H+].[A-]=a.c.a.c--->Ka=a².c
--------- ------- --------
[HA] C.(1-a) (1-a)
Essa expressão ficou conhecida como LEI DA DISSOCIAÇÃO DE OSTWALD.
Quando um ácido é muito fraco o grau de dissociação for muito baixo (a tendencia é zero).O denominador (1-0)é igual a 1,sendo possível que poderá expressar Ka por :Ka=a².c.
O valor de Ka do produto (a².c) é constante a temperatura,e varia com a mudança da temperatura.Quando menor a concentração de solução,maior sera o grau de dissociação,pois ele aumenta a medida que a solução se torna mais diluída.
Bases fracas da Lei da solução de ostwald também pode ser expressa de forma simplificada K=a².c se um ácido apresentar mais de um hidrogênio cada etapa de dissociação,cada etapa apresentara uma constante de dissociação,cada etapa do processo possui uma constante de dissociação.
2-DEFINIÇÃO DE ÁCIDO E BASE DE ACORDO COM A TEORIA DE BRONSTED-LOURY.
Em 1923,teoria sobre ácidos e bases foi proposta pelo químico dinamarquês Johannes Bronsted e pelo químico Inglês Thomas loury. A definição de ácidos e bases ocorre em função da capacidade das especies químicas de doarem ou receberem um próton (íon H+ ou de núcleo de hidrogênio) e não a sistemas aquosas.
Ácidos é a espécie química capaz de receber próton (H+),Reações ácidos-base são aquelas em que há transferência de prótons.
Tendo como consequência a formação de dois pares ácido-base conjugados,os quais compriendem especies que diferem em um H+
Um exemplo:
Hcl---H+---->H²O--->H³O++CL-
base ácido conjugado base conjugadas
par conjugado
Um ácido forte deve apresentar uma grande tendência de transferir prótons,assim em uma reação ácido-forte a espécie que tem grande tendencia de doar H+ e ácido forte.O comportamento ácido ou baixo de uma especie depende do outro reagente.
Ácidos fortes como o clorídrico Hcl(aq)ou o sulfúrico se encontraram muito dissociados,suas constantes de dissociação tem um valor elevado.
A constante de dissociação do ácido indica a extensão de sua dissociação a uma determinada temperatura.A constante de dissociação do ácido (Ka)é expressa por:
Ka=Kc[H²O]=[H30+].[A-]
-----------
[HA]
Essa expressão indica que quanto maior for o grau de dissociação maior sera a concentração dos íons presentes no equilíbrio,e menor a concentração do ácido não dissociado,e como consequência maior sera o valor (Ka)indica a força desse ácido.Quanto maior a força constante,maior sera a força do ácido e da temperatura.Bases fortes,como o hidróxido de sódio (NaOH)dissolvam em água com dissociação de 100% de seus aglomerados.As bases fracas possuem 1 grau de dissociação baixa,quando a base é fraca é colocada na água,os íons e as especies químicas são dissociadas e estabelece um equilíbrio que pode ser representado por uma dupla-seta.
A concentração da água é constante,e o seu valor é incorporado do valor da constante do equilíbrio considerado (Kb),é uma medida da forca de uma base.Quanto maior for Kb,maior sera a forca da base e maior a [o4-]na solução.
As constantes Ka e Kb,dependem da temperatura.A concentração de um solvente constante independente do volume considerado a relação entre a quantidade de matéria 1,0 volume ocupado por ela.
A densidade da água é 1,0g/ml a 4°C,100g desse solvente devem ocupar o volume de um litro que perante calcular a quantidade de matéria em um litro de água.
1 mol-----------18g
n----------------1000g
n=1000
---------=55,6 mol de H²O
18 Dessa forma uma solução aquosa apresenta concentração de água que equivale a 55,6 mol 1 L.
As constantes de dissociação (Ka ou Kb) dependem apenas da temperatura da solução.Quanto mais diluídos estiverem um ácido a uma base,maiores diluídos os seus graus de dissociação.
Considere um ácido fraco (Ha)a dissolução de c mol desse ácido de água suficiente para se obter 1L de solução.O valor na expressão do constante Ka,é:
Ka=[H+].[A-]=a.c.a.c--->Ka=a².c
--------- ------- --------
[HA] C.(1-a) (1-a)
Essa expressão ficou conhecida como LEI DA DISSOCIAÇÃO DE OSTWALD.
Quando um ácido é muito fraco o grau de dissociação for muito baixo (a tendencia é zero).O denominador (1-0)é igual a 1,sendo possível que poderá expressar Ka por :Ka=a².c.
O valor de Ka do produto (a².c) é constante a temperatura,e varia com a mudança da temperatura.Quando menor a concentração de solução,maior sera o grau de dissociação,pois ele aumenta a medida que a solução se torna mais diluída.
Bases fracas da Lei da solução de ostwald também pode ser expressa de forma simplificada K=a².c se um ácido apresentar mais de um hidrogênio cada etapa de dissociação,cada etapa apresentara uma constante de dissociação,cada etapa do processo possui uma constante de dissociação.
2-DEFINIÇÃO DE ÁCIDO E BASE DE ACORDO COM A TEORIA DE BRONSTED-LOURY.
Em 1923,teoria sobre ácidos e bases foi proposta pelo químico dinamarquês Johannes Bronsted e pelo químico Inglês Thomas loury. A definição de ácidos e bases ocorre em função da capacidade das especies químicas de doarem ou receberem um próton (íon H+ ou de núcleo de hidrogênio) e não a sistemas aquosas.
Ácidos é a espécie química capaz de receber próton (H+),Reações ácidos-base são aquelas em que há transferência de prótons.
Tendo como consequência a formação de dois pares ácido-base conjugados,os quais compriendem especies que diferem em um H+
Um exemplo:
Hcl---H+---->H²O--->H³O++CL-
base ácido conjugado base conjugadas
par conjugado
Um ácido forte deve apresentar uma grande tendência de transferir prótons,assim em uma reação ácido-forte a espécie que tem grande tendencia de doar H+ e ácido forte.O comportamento ácido ou baixo de uma especie depende do outro reagente.
quarta-feira, 12 de setembro de 2012
FATORES QUE AFETAM O ESTADO DE EQUILÍBRIO
1-PRINCÍPIO DE LE CHÃTELIER
CAPITULO:10
Ao dissolvemosum um comprimido de antiácido evervescente em água,forma-se um sistema em equilíbrio,envolvendo os componentes da fórmula desse medicamento.
O equilíbrio formado entre o íon bicarbonato e água e a formação do gás liberado na reação.
(I) HCO-³(aq)+H²O(L)----->H²CO³(aq)+OH-(aq)
(II)H²CO³(aq)---->CO²(g)+H²O(L)
Quando adicionamos a esse sistema um ácido,observa-se a produção de mais bolhas de gás,houve favorecimento do equilíbrio nno sentido da formação do gás.
Vamos ver o que acontece quando alteramos a concentração dos reagentes para o sistema em equilíbrio;
2CO(g)+O²(g)----->2CO²(g)
Observa-se maior rendimento em produtos quando se inicia a reação com altas concentrações de CO(g)ou de O²(g).pelo princípio de Le Châtelier,a pertubação deve ser compensada.Já para as reação:
CaO(s)+CO²(g)---->CaCO³(s)
Oequilíbrio é favorece no sentido da formação dos produtos quando,se aumenta a concentração de CO²(g),pois o óxido de cálcio e o carbonato de cálcio são sólidos.
É importante considerar-se a pressão de um sistema em equilíbrio,quando estão presentes substâncias no estado gasoso,não ha favorecimento do equilíbrio em nenhum sentido quando se altera a pressão de um equilíbrio envolvendo apenas sólidos e liquidos,em pressão altas,os equilíbrios contendo gases,como:
CO²(g)+H²O(L)---->H²CO³(aq)
São favorecidos no sentido em que formam menor quantidade de moléculas gasosas.O aumento da pressão faz com que o equilibrio se desloca para a direita (sentido em que o sistema ocupa menor volume).Nos sentidos homogênios,o aumento da pressão faz com que o equilíbrio seja favorecido no sentido em que há menor número de móleculas no estado gasoso e é identificada pela intensificação da cor castanha.
A influência da temperatura nos equilíbrios,a equação termoquímica que os representa,no equilíbrio envolvendo a formação da amônia um processo exotérmico.
N²(g)+3H³--->2NH³(g)+46kj
A formação do produto é aumentada quando há o abaixamento da temperatura.O equilíbrio deve compensar esse efeito favorecendo a reação no sentido da formação dos produtos.
Nos processos endotérmicos
,como na decomposição do carbonato de cálcio.
CaCO³(s)+184kj----->CaO(s)+CO²(g)
2-CATALISADORES
Os catalisadores são reagentes que aumemtam as velocidades deas reações químicas,porque modificam seus mecanismos e as energias de ativação ,os catalisadores não alteram o rendimento mas permitem que essa situação seja atingida mais rapidamente.
INTRODUÇÃO
GALERA.
SOMOS DO COLÉGIO ESTADUAL SINÉSIO COSTA
,DO 2°'G''.FORMADO POR UM GRUPO DE 5 ALUNOS.
FEITO PARA MOSTRAR PARA TODOS VOCÊS O ESTUDO DA QUÍMICA,DA NOSSA TURMA.NESSE BLOG VAMOS MOSTRAR TEXTOS E EXPERIENCIAS DO ASSUNTO.
,DO 2°'G''.FORMADO POR UM GRUPO DE 5 ALUNOS.
FEITO PARA MOSTRAR PARA TODOS VOCÊS O ESTUDO DA QUÍMICA,DA NOSSA TURMA.NESSE BLOG VAMOS MOSTRAR TEXTOS E EXPERIENCIAS DO ASSUNTO.
Reações reversíveis e o estado de equilibrio
Capitulo 9
a produção de amônia em escala se dà pelo equilibrio formado entre gases:
nesse sistema que e chamado de processo HABER_BOSCH .
Esse processo revolucionou a produção de amônia e rendeu o prêmio Nobel ao seu idealizador.
1-
Conceito de reações reversìveis e de equilìbrio químico
Reações Reversíveis
O process de formação das estalactites e estalagmites,trata de uma reação reversìvel,dependente da entrada e da saìda do CO²(g).
CaCO³ (s)+CO²(g)+H²O(L)---->Ca²+HCO³-(aq)
O Carbonato de cálcio se dissolva em uma mistura,formando os íons.A medida que esse gás sai do sistema.
Na natureza,ha muitos sistemas em equilíbrio que,se desestabilizados,podem ocasionar sérios problemas ambientais.
O²(g)---->O²(aq) Uma desestabilização desse equílibrio pode comprometer a vida de animais aquáticos.
O equilibrio e identificado por algumas caracteristicas importantes e obrigatórias.
Atinge-se o equilíbrio quando a rapidez da reação direta(da esquerda para a direita)se iguala a rapidez da reação inversa.
Podem ter todos os reagentes e produtos na mesma fase.
N²(g)+3H²(g)---->2NH²(g)
E são chamadas de Equilíbrio homogêneos.os equilìbrios heterogêneos apresentam produtos em fases diferentes.No equilibrio reagentes e produtos,não interferem na situação de equilibrio quantidades variam,porque suas concentrações,equivalem as suas densidades.
2-CONTANTES DE EQUILÌBRIO
As constantes de equilìbrio,representadas por K a partir de dados experimentais,chegou -se a uma expressão genérica para todos os equilíbrios.
1H²(g)+11²( g)---->2H(g)
As concentrações de H²,i²,e HI são diferentes para experimento,mas a relação entre elas,apresenta o mesmo valor,desde que mantida a temperatura.Essa expressão e chamada de LEI DO EQUILÌBRIO QUÌMICO.
A expressão da lei do equilibrio,tambem chamada de LEI DA AÇÃO DAS MASSAS foi em 1863 por GULDBERG e WAAGE.
Constantes de equilìbrio determinadas com base nas concentrações em MOL/L,são por Kc.
CO²(g)+Ca(OH)²(aq)---->CaCO³(s)+H²O(l)
Para os gases,pode escrever ,da lei do equilíbrio químico K.
Valores constantes e a mesma temperatura são iguais.
p.v=n.r.t
Kp=kc.(R.T).Corresponde á variação da quantidade de matéria.
3- EXPRESSÕES MATEMÁTICAS
CÀLCULO DAS CONSTANTES DE EQUILÌBRIO
Os valores numèricos das constantes de equilìbrio considerando-se por respectivas,divididas pela multiplicação das concentrações.Como expoentes das concentrações,no sentido direto da equação.
Consideramos o seguinte equilìbrio genérico:
aA+bB---->cC+dD
A expressão para o calculo e:
[C]c.[D]d
kc=-----------------------
[A]a.[B]b
Para kc,permite avaliar a extensão,a reaçao prossegue para chegar ao equilìbrio.Situações de equilìbrio e suas constantes a 25°c.
NH³(g)+H²O(l)---->NH+(aq)+OH-(aq).
l²(g)+cl²(g)--->2l cl(g).
O valor numèrico de kc,maior serà a extensão da ocorrência da reação no sentido direto.
O grau de equilìbrio demonstra a relação e a respectiva .Pode,ser expresso em porcentagem.
Essa reação e o equilìbrio,pode se determinar o QUOCIENTE DE EQUILÌBRIO.
2c=[produtos]
-------------------------------------
[reagentes]
Constante de equilìbrio da reação oa seu quociente de equilìbrio.
2SO³(g)----.>2SO²(g)+O²(g
2c=1,0=0,2
---- ---- .
kc 5
a produção de amônia em escala se dà pelo equilibrio formado entre gases:
N2(g) + 3H2O (l)---->2NH³(g)
nesse sistema que e chamado de processo HABER_BOSCH .
Esse processo revolucionou a produção de amônia e rendeu o prêmio Nobel ao seu idealizador.
1-
Conceito de reações reversìveis e de equilìbrio químico
Reações Reversíveis
O process de formação das estalactites e estalagmites,trata de uma reação reversìvel,dependente da entrada e da saìda do CO²(g).
CaCO³ (s)+CO²(g)+H²O(L)---->Ca²+HCO³-(aq)
O Carbonato de cálcio se dissolva em uma mistura,formando os íons.A medida que esse gás sai do sistema.
Na natureza,ha muitos sistemas em equilíbrio que,se desestabilizados,podem ocasionar sérios problemas ambientais.
O²(g)---->O²(aq) Uma desestabilização desse equílibrio pode comprometer a vida de animais aquáticos.
O equilibrio e identificado por algumas caracteristicas importantes e obrigatórias.
Atinge-se o equilíbrio quando a rapidez da reação direta(da esquerda para a direita)se iguala a rapidez da reação inversa.
Podem ter todos os reagentes e produtos na mesma fase.
N²(g)+3H²(g)---->2NH²(g)
E são chamadas de Equilíbrio homogêneos.os equilìbrios heterogêneos apresentam produtos em fases diferentes.No equilibrio reagentes e produtos,não interferem na situação de equilibrio quantidades variam,porque suas concentrações,equivalem as suas densidades.
2-CONTANTES DE EQUILÌBRIO
As constantes de equilìbrio,representadas por K a partir de dados experimentais,chegou -se a uma expressão genérica para todos os equilíbrios.
1H²(g)+11²( g)---->2H(g)
As concentrações de H²,i²,e HI são diferentes para experimento,mas a relação entre elas,apresenta o mesmo valor,desde que mantida a temperatura.Essa expressão e chamada de LEI DO EQUILÌBRIO QUÌMICO.
A expressão da lei do equilibrio,tambem chamada de LEI DA AÇÃO DAS MASSAS foi em 1863 por GULDBERG e WAAGE.
Constantes de equilìbrio determinadas com base nas concentrações em MOL/L,são por Kc.
CO²(g)+Ca(OH)²(aq)---->CaCO³(s)+H²O(l)
Para os gases,pode escrever ,da lei do equilíbrio químico K.
Valores constantes e a mesma temperatura são iguais.
p.v=n.r.t
Kp=kc.(R.T).Corresponde á variação da quantidade de matéria.
3- EXPRESSÕES MATEMÁTICAS
CÀLCULO DAS CONSTANTES DE EQUILÌBRIO
Os valores numèricos das constantes de equilìbrio considerando-se por respectivas,divididas pela multiplicação das concentrações.Como expoentes das concentrações,no sentido direto da equação.
Consideramos o seguinte equilìbrio genérico:
aA+bB---->cC+dD
A expressão para o calculo e:
[C]c.[D]d
kc=-----------------------
[A]a.[B]b
Para kc,permite avaliar a extensão,a reaçao prossegue para chegar ao equilìbrio.Situações de equilìbrio e suas constantes a 25°c.
NH³(g)+H²O(l)---->NH+(aq)+OH-(aq).
l²(g)+cl²(g)--->2l cl(g).
O valor numèrico de kc,maior serà a extensão da ocorrência da reação no sentido direto.
O grau de equilìbrio demonstra a relação e a respectiva .Pode,ser expresso em porcentagem.
Essa reação e o equilìbrio,pode se determinar o QUOCIENTE DE EQUILÌBRIO.
2c=[produtos]
-------------------------------------
[reagentes]
Constante de equilìbrio da reação oa seu quociente de equilìbrio.
2SO³(g)----.>2SO²(g)+O²(g
2c=1,0=0,2
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