Grade 11
  1. Conceitos básicos de química  1.1. Importância da Química  1.2. Natureza e escopo da química  1.3. leis da combinação química  1.3.1. Lei da conservação da massa  1.3.2. Lei das proporções definidas  1.3.3. Lei das proporções múltiplas  1.3.4. Lei dos volumes gasosos  1.3.5. Lei de Avogadro  1.4. Teoria atômica de Dalton  1.5. Conceito de mol e massa molar  1.6. Composição percentual  1.7. Fórmula empírica e molecular  1.8. Estequiometria e Cálculos Estequiométricos  1.9. Conceito de reagente limitante
  2. Estrutura do átomo  2.1. Descoberta do elétron, próton e nêutron  2.2. Modelo Atômico  2.2.1. Modelo de Thomson  2.2.2. Modelo de Rutherford  2.2.3. Modelo de Bohr  2.3. Modelo mecânico quântico do átomo  2.4. Dupla natureza da matéria e da radiação  2.5. Princípio da Incerteza de Heisenberg  2.6. Números quânticos  2.7. Orbitais atômicos e suas formas  2.8. Configuração eletrônica dos elementos  2.9. Princípio de Aufbau  2.10. Princípio da exclusão de Pauli  2.11. Regra da máxima multiplicidade de Hund  2.12. Hipótese de de Broglie  2.13. Efeito fotoelétrico
  3. Classificação dos elementos e periodicidade nas propriedades  3.1. Desenvolvimento histórico da tabela periódica  3.2. Lei Periódica Moderna e Tabela Periódica  3.3. Tendências periódicas em propriedades  3.3.1. Raio Atômico e Iônico  3.3.2. Entalpia de ionização  3.3.3. Entalpia de ganho de elétrons  3.3.4. Eletronegatividade  3.3.5. Valência  3.3.6. Propriedades Metálicas e Não Metálicas  3.3.7. Estados de oxidação  3.4. Propriedades Incomuns dos Primeiros Elementos
  4. Chemical Bonding and Molecular Structure  4.1. Abordagem de Kossel–Lewis para ligação química  4.2. Ligação iônica ou eletrovalente  4.3. Ligação covalente e suas características  4.4. Parâmetros de ligação  4.5. Teoria VSEPR  4.6. Teoria do enlace de valência  4.7. Hibridização e seus tipos  4.8. Teoria do orbital molecular  4.8.1. Ordem de ligação e estabilidade  4.9. Ligação de hidrogênio
  5. Estados da matéria  5.1. Forças intermoleculares  5.2. Leis dos Gases  5.2.1. Lei de Boyle  5.2.2. Lei de Charles  5.2.3. Lei de Avogadro  5.2.4. Lei de Dalton das pressões parciais  5.2.5. Lei de Graham da difusão  5.3. Equação do Gás Ideal e Aplicações  5.4. Gases reais e desvios do comportamento ideal  5.5. Teoria cinética molecular dos gases  5.6. Liquefação de gases  5.7. Propriedades dos Líquidos  5.8. Tensão superficial e viscosidade
  6. termodinâmica  6.1. Sistema e ambiente  6.2. Tipos de sistemas em termodinâmica  6.3. Tipos de procedimentos  6.4. Primeira lei da termodinâmica  6.5. Energia interna e entalpia  6.6. Capacidade calorífica e calor específico  6.7. Lei de Hess da soma constante de calor  6.8. Entalpia de dissociação de ligação  6.9. Entalpia de formação e combustão  6.10. Entalpia de solução e neutralização  6.11. Espontaneidade e a segunda lei da termodinâmica  6.12. Energia livre de Gibbs e suas aplicações
  7. Equilíbrio  7.1. O conceito de equilíbrio  7.2. Constante de equilíbrio e suas aplicações  7.3. Princípio de Le Chatelier  7.4. Equilíbrio iônico em soluções  7.5. Teoria de Ácidos e Bases  7.5.1. Conceito de Arrhenius  7.5.2. Conceito de Bronsted-Lowry  7.5.3. Conceito de Lewis  7.6. Escala de pH e pOH  7.7. Efeito do íon comum  7.8. Hidrólise de sais  7.9. Soluções tampão e seu mecanismo de ação  7.10. Equilíbrio de solubilidade de sais pouco solúveis
  8. Reações Redox  8.1. Conceitos de Oxidação e Redução  8.2. Número de oxidação e suas aplicações  8.3. Reações redox em termos de transferência de elétrons  8.4. Balanceamento de reações redox (métodos do número de oxidação e íon-elétron)  8.5. Tipos de reações redox  8.6. Células Eletroquímicas e Reações Redox
  9. Hidrogênio  9.1. Posição do Hidrogênio na Tabela Periódica  9.2. Isótopos do hidrogênio  9.3. Preparação de Hidrogênio  9.4. Propriedades do Hidrogênio  9.5. Hidratos e sua classificação  9.6. Água e água pesada  9.7. Peróxido de hidrogênio e suas propriedades  9.8. Usos do Hidrogênio e Seus Compostos
  10. Elementos do bloco s (metais alcalinos e alcalino-terrosos)  10.1. Elementos do Grupo 1 - Propriedades e Tendências  10.2. Elementos do Grupo 2 - Propriedades e Tendências  10.3. Unusual properties of lithium and beryllium  10.4. Compostos importantes de sódio e seus usos  10.5. Compostos Importantes de Magnésio e Cálcio
  11. Alguns elementos do bloco p  11.1. Introdução Geral aos Elementos do Bloco p  11.2. Elementos do Grupo 13  11.2.1. Boro e seus compostos  11.3. Grupo 14 Elementos  11.3.1. Carbono e seus alótropos  11.3.2. Compostos Importantes de Carbono e Silício
  12. Química Orgânica - Alguns Princípios e Técnicas Básicas  12.1. Classificação e Nomenclatura de Compostos Orgânicos  12.2. Representação estrutural de compostos orgânicos  12.3. Classificação das reações orgânicas  12.4. Efeitos Eletrônicos em Química Orgânica  12.4.1. Efeito indutivo  12.4.2. Efeito de ressonância  12.4.3. Hiperconjugação  12.5. Mecanismo de reação e espécies intermediárias  12.6. Purificação e análise qualitativa de compostos orgânicos
  13. Hidrocarbonetos  13.1. Hidrocarbonetos  13.1.1. Preparação e Propriedades dos Alcenos  13.2. alceno  13.2.1. Preparação e Propriedades dos Alcenos  13.2.2. Reações de adição eletrofílica  13.3. Alcinos  13.3.1. Preparação e Propriedades dos Alcinos  13.4. Aromatic hydrocarbons  13.4.1. Estrutura e propriedades do benzeno  13.4.2. Reações de substituição eletrofílica do benzeno
  14. Química Ambiental  14.1. Poluição Ambiental  14.2. Poluição atmosférica e o efeito estufa  14.3. Poluição da água e métodos de tratamento  14.4. Poluição do solo e seus efeitos  14.5. Resíduos industriais e seu tratamento  14.6. Estratégias para controle da poluição

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Equilíbrio iônico em soluções


Na química, o conceito de equilíbrio é importante para entender reações que ocorrem em soluções. Quando falamos sobre equilíbrio iônico, estamos lidando especificamente com reações que envolvem íons na água. Muitas substâncias químicas, quando dissolvidas em água, dissociam-se em íons. O equilíbrio iônico ocorre quando a taxa de formação de íons é igual à taxa de recombinação dos íons em sua forma não combinada. Este ponto de equilíbrio é onde as propriedades da solução, como o pH, atingem um valor estável.

Conceitos básicos de equilíbrio iônico

O que são íons?

Íons são partículas carregadas que se formam quando átomos ganham ou perdem elétrons. Existem dois tipos de íons:

  • Cátions: Íons carregados positivamente formados pela perda de elétrons. Por exemplo, Na^+ e Ca^{2+}.
  • Ânions: Íons carregados negativamente formados pelo ganho de elétrons. Por exemplo, Cl^− e SO_4^{2−}.

Eletrólitos

Eletrólitos são substâncias que se transformam em íons quando dissolvidas em água. Eles podem ser amplamente classificados em duas categorias:

  • Eletrólitos fortes: dissociam-se completamente em íons. Exemplos incluem ácidos fortes como HCl, bases fortes como NaOH, e sais como NaCl.
  • Eletrólitos fracos: dissociam-se parcialmente em íons. Exemplos incluem ácidos fracos como CH_3COOH (ácido acético) e bases fracas como NH_3 (amônia).

Compreendendo o equilíbrio em soluções iônicas

O conceito de equilíbrio

O equilíbrio no sentido químico envolve uma situação em que as concentrações de reagentes e produtos mantêm-se constantes ao longo do tempo. Isso ocorre porque as taxas de reação direta e reversa são as mesmas. No caso de equilíbrio iônico, estamos principalmente lidando com a dissociação e recombinação de íons.

Natureza dinâmica do equilíbrio

É importante lembrar que o equilíbrio é um estado dinâmico. Embora as propriedades macroscópicas de um sistema não mudem no equilíbrio, processos de dissociação e recombinação continuam a ocorrer no nível microscópico.

Constante de equilíbrio

Para uma reação geral em equilíbrio:

    AA + BB ⇌ CC + DD

A expressão para a constante de equilíbrio é escrita da seguinte forma:

    Ke = [C]^c [D]^d / [A]^a [B]^b

Aqui, [C], [D], [A] e [B] representam as concentrações molares das respectivas espécies. Os expoentes correspondem aos seus coeficientes na equação química balanceada. Esta constante ajuda os químicos a entenderem a extensão da reação no equilíbrio.

Dissociação de eletrólitos fracos

Ácidos e bases

Ácidos e bases fracos não ionizam completamente na solução. O grau de ionização é um aspecto importante do equilíbrio iônico. Considere o ácido acético CH_3COOH dissociando-se na água:

    CH_3COOH (aq) ⇌ H^+ (aq) + CH_3COO^- (aq)

A constante de equilíbrio para esta reação, conhecida como constante de dissociação ácida, é representada por K_a.

Da mesma forma, para uma base fraca como a amônia na água:

    NH_3 (aq) + H_2O (l) ⇌ NH_4^+ (aq) + OH^- (aq)

A constante de equilíbrio para esta reação é conhecida como constante de dissociação básica, K_b.

Calculando o pH no equilíbrio iônico

Escala de pH

pH é uma medida da concentração de íons de hidrogênio [H^+] em uma solução. A escala de pH varia de 0 a 14, com valores mais baixos sendo mais ácidos, valores mais altos sendo mais alcalinos, e 7 sendo neutro.

O pH é calculado usando a seguinte fórmula:

    pH = -log[H^+]

Exemplo de cálculo de pH

Considere um ácido fraco, como o ácido acético, cuja concentração e valor de K_a são conhecidos. Para encontrar o pH de uma solução contendo 0.1 M de ácido acético:

Etapa:

  1. Estabelecer a expressão de equilíbrio usando o valor de K_a.
  2. Assuma que [H^+] é igual a [CH_3COO^-]. Além disso, [CH_3COOH] é aproximadamente 0.1 - x, onde x é a extensão da ionização.
  3. Resolva para [H^+] usando a expressão de K_a.
  4. Calcule o pH usando a fórmula pH = -log[H^+].

Efeito do íon comum

O efeito do íon comum refere-se à diminuição da solubilidade de uma substância devido à presença de um íon comum. Este fenômeno pode alterar a posição do equilíbrio, afetando o grau de ionização.

Exemplo:

Considere uma solução de ácido acético com um sal, como o acetato de sódio. De acordo com o princípio de Le Chatelier, a presença de CH_3COO^- do acetato de sódio suprime a ionização do ácido acético.

Efetivamente, a expressão de equilíbrio é:

    CH_3COOH (aq) ⇌ H^+ (aq) + CH_3COO^- (aq)

Solução tampão

Soluções tampão são uma aplicação essencial do equilíbrio iônico. Elas são capazes de manter um pH relativamente constante quando pequenas quantidades de ácido ou base são adicionadas.

Componentes do tampão

  • Um ácido fraco e sua base conjugada, como ácido acético e acetato de sódio.
  • Uma base fraca e seu ácido conjugado, como amônia e cloreto de amônio.

Função da solução tampão

Considere um tampão composto de ácido acético CH_3COOH e acetato de sódio CH_3COONa:

  • Se íons hidrogênio (H^+) são adicionados, eles reagem com íons acetato (CH_3COO^-) para formar ácido acético, minimizando a mudança de pH.
  • Se íons hidróxido (OH^-) são adicionados, eles reagem com ácido acético (CH_3COOH) para formar acetato e água, minimizando a mudança de pH.

Hidrólise de sais

Hidrólise significa a reação de um íon com água para formar uma solução cujo pH é diferente do pH esperado com base no ácido e base originais. Este processo é necessário no equilíbrio iônico para soluções de sais.

Tipos de sais

  • Sais de ácidos fortes e bases fortes: Estes não hidrolisam e a solução permanece neutra. Exemplo: NaCl.
  • Sais de ácidos fortes e bases fracas: Estes formam soluções ácidas. Exemplo: NH_4Cl.
  • Sais de ácidos fracos e bases fortes: Estes formam soluções alcalinas. Exemplo: CH_3COONa.
  • Sais de ácidos fracos e bases fracas: O pH depende das forças relativas do ácido e da base. Exemplo: (NH_4)(CH_3COO).

Constante de hidrólise

A constante de equilíbrio para a hidrólise é conhecida como constante de hidrólise K_h. Considere a hidrólise de NH_4^+:

    NH_4^+ (aq) + H_2O (l) ⇌ NH_3 (aq) + H_3O^+ (aq)

As constantes de hidrólise K_h de ácidos e bases conjugadas podem ser expressas em termos de K_w (produto iônico da água), K_a, e K_b.

Produto de solubilidade

Definição

O produto de solubilidade, denotado como K_{sp}, é um tipo de constante de equilíbrio aplicada à solubilidade de compostos iônicos. É definido para sais pouco solúveis.

Exemplo de produto de solubilidade

Considere a dissolução de cloreto de prata, AgCl, na água:

    AgCl (s) ⇌ Ag^+ (aq) + Cl^- (aq)

A expressão K_{sp} para cloreto de prata é:

    K_{sp} = [Ag^+][Cl^-]

Esta expressão ajuda a prever se um precipitado se formará quando duas soluções contendo íons são misturadas.

Exemplo visual

Equilíbrio dinâmico de soluções aquosas

H2O H + + OH - (equilíbrio)

Visualização de ação de tampão

CH 3 COO - H + Oh -

Aplicações na vida cotidiana

O equilíbrio iônico tem muitas aplicações na vida diária. Eles desempenham um papel importante na manutenção do pH do corpo humano, na indústria e na química ambiental.

Significado biológico

Tampões no sangue, como ácido carbônico e bicarbonato, ajudam a manter o pH do sangue em torno de 7,4. Esta regulação é importante para os processos corporais.

Aplicações industriais

Muitos processos industriais exigem controle preciso do pH. Por exemplo, na fabricação de produtos farmacêuticos, processamento de alimentos e instalações de tratamento de água.

Química ambiental

Compreender o equilíbrio iônico é essencial para analisar águas naturais e prever os efeitos de poluentes. Esforços para reduzir a chuva ácida ou tratar águas residuais dependem fortemente dos princípios do equilíbrio iônico.

Resumo

O equilíbrio iônico em soluções é um conceito fundamental na química que explica o balanço de íons em soluções aquosas. Entendendo a constante de equilíbrio, os princípios da química de ácidos e bases e o comportamento de tampões, pode-se prever e manipular as propriedades químicas das soluções em uma variedade de contextos científicos e industriais.


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