quarta-feira, 26 de setembro de 2012


Determinações do PH  das soluções-tampão

 Um tampão ácido pode ser aplicado na obtenção de uma solução-tampão básica. U m tampão geralmente é formado por uma base fraca e seu ácido conjugado, fornecido como sal. Por exemplo, um tampão básico pode ser obtido pela mistura de cloreto de amônio (NH4CL) como uma solução aquosa de amônia, na qual ocorrem os seguintes processos. NH3(g)+H2O( l ) =NH4+(aq)+OH-(aq) ( I ). NH4+(aq)+CL-(aq) ( II ).
 Ao se adicionar uma base ao sistema que contêm todas as espécies químicas envolvidas em I e II, os íons OH-  são conumidos pelos íons presentes na solução. Ao se adicionar íons H3O+ ao sistema, estes serão consumidos pela moléculas de NH3, que capturam os protóns e se transformam em íons. Assim, o PH não varia.

Hidrólise de sais

 A constante de hidrólise corresponde à constante de equilíbrio para as reações de hidrólise.
 A constante do cátion amônio (NH+4)
 De forma análogo,a extenção de hidrofase de um ânion depende da força de ácido formado.
 O que ocorre quando ocetato de sódio (NzCOO) é adicionado a uma solução aquosa diluida dde ácido acético (CH3COOH). O acetato de sódio é um aletrólito (forte,encontrando-se 100% dissociado em solução).

quinta-feira, 20 de setembro de 2012

A escala de PH


A escala de PH

 A escala de PH é a mais utilizada para comparar a acidez ou alcalinidade dos sistemas, é importante ressaltar que  os valores PH e POH podem ser decimais. A soma de PH e POH resulta no valor 14 em todos os sistemas apresentados. Essa relação entre os potenciais hidrogeniônicos e hidroxiliônico é constante na temperatura de 25º.

Indicadores de ácido-base


 A determinação precisa do PH pode ser feita por meio de um aparelho chamado de medidor de PH ou peagômetro. A leitura se dá em função da condutividade  elétrica da solução, pois um voltímetro mede o PH eletro-quimicamente,o aparelho é calibrado para converter os valores médicos em milivolts para escala usual de 0 a 14 de PH, geralmente, o indicador ácido-base é um ácido fraco ou uma base fraca.

Identificação de ácidos e bases



Materiais necessários

.5 copos transparente
.Suco de repolho roxo
.Vinagre
.Sabão em pó
.Bicarbonato de sódio
.Água
.Suco de 2 limões

Como fazer

Em cada copo adicione a sequência dos ingredientes,em seguida acrescente o suco de repolho ,em cada um dos copos, de maneira a observar a mudança de cor.

Concluímos que:

Houve mudanças na coloração de algumas substâncias,que ocorreu devido ao repolho roxo,que possui substâncias chamadas antocianinas, que muda a cor de ácidos  bases, e a substância que não mudou de cor é neutra.

Alunos:Yuri,Denivan,Raissa,Claudeci,Mayara 2º ''E''



Experiência em sala sobre equilíbrio químico 




Materiais Necessários:
  • Uma garrafa pet de 600 ml com água 300 ml ( a tampa da garrafa, tem de estar furada)
  • Um copo de vidro
  • Bicarbonato de sódio
  • Vermelho de Fenol (Pode ser substituído por suco de repolho roxo)
  • Comprimidos Efervecentes (Sonrisal)
  • Mangueira fina (para encaixar com a tampa furada)
  •                                  Como fazer:
    No copo com 150 ml de água, adicione o vermelho de fenol (ou suco de repolho) e o bicarbonato de sódio,misture o bicarbonato ao fenol (ou suco de repolho) .
    Na garrafa com 300 ml de água, adicione os comprimidos Efervescente (Sonrisal) e feche a garrafa rapidamente e coloque a outra extremidade da mangueira, no copo com a solução.
    Concluímos que:
    Ao borbulhar CO2 na solução de HCO3, ocorre a mudança de coloração, devido ao equilíbrio que está acontecendo.

    Alunos:Yuri,Denivan,Raissa,Mayara,Claudeci  2º ''E''

terça-feira, 18 de setembro de 2012

Equilíbrios em sistemas aquosos


Equilibrio em sistemas aquosos

 É possível diferenciar um ácido fraco de um forte de acordo com a condutibilidade elétrica de suas soluções aquosas. De acordo com a dissociação de ácidos e constante de equilíbrio podemos transformar Hcl (ag) + H2O ( L) - H3O + (aq) + CL (ag), nesse caso a solução aquosa dos produtos são fortes, por isso ocorre apenas uma seta na equação. Quando o ácido é fraco apresenta duas setas voltadas para lados diferentes, exemplos assim a cada cem moléculas apenas uma se dissocia. O s ácidos fortes se encontram muito dissociados, a uma determinada temperatura ,quanto maior for o grau de dissociação, maior será a concentração do ácido não dissociado e como consequência o valor da constante de dissociação de um ácido indicando que esse ácido é forte.
 As bases fracas apresentam um grau de dissociação baixo. Quanto maior for constante de dissociação da base (Kb), maior será a força da base. As constantes Ka e Kb, dependem da temperatura.

Lei da diluição de Ostwald

 Quanto mais diluidos estiverem um acido ou uma base, maiores serão os seus graus de dissociação.O cálculo pode ser feito assim: n=xg = mol c= x mol = xmol.L-1
                                              xg.mol-1                      xl

 No caso de bases fracas, a Lei da diluição de Ostwald também pode ser expressa de forma simplificada Kb = a2 .  c
 Definição de ácido e base de acordo com a teoria de Bronsted- Lowry, criadas a partir de dois químicos definidas por:
.Ácido e uma especie química capaz de doar protons (H+)
.Base é uma especie química capaz de receber protons (H+)
.Reações ácido-base são aquelas onde há transferência de protons 


Ostwald

quinta-feira, 13 de setembro de 2012

Fatores que afetam o estado de equilíbrio

Fatores que afetam o estado de equilíbrio

 A concentração de oxigênio dissolvido em um copo de água qualquer é controlada por vários tores,sendo um deles a solubilidade do oxigênio em água. A solubilidade do OD na água, como para outras moléculas de gases apolares com interação intermolecular fraca com água, é pequena devido à características polar da molécula de água.
 Um fator importante no controle da solubilidade do O2 na água é  temperatura, como a solubilidade dos gases em água diminui com a elevação da temperatura, a quantidade de oxigênio que se dissolve a 0ºc (14,2  mg. L -1) é mais do que o dobro da que se dissolve a 35ºc (7,0 mg. L-1). Desse modo, águas de rios ou lagos aquecidas artificialmente com resultado da poluição térmica contêm menos OD. Nas condições naturais de um sistema aquático não poluído, o material mais habitualmente oxidado pelo oxigênio dissolvido na água é a matéria orgânica de origem biológica com a procedente de plantas mortas e restos de animais.
  Ao dissolvermos completamente um comprimido de antiácido efervescente em água, forma-se um sistema em equilíbrio, envolvendo-se os componentes da fórmula desse medicamento: bicarbonato de sódio, carbonato de sódio, ácido cítrico e ácido acetilsalicílico. Podemos dizer que houve favorecimento do equilíbrio no sentido da formação do gás. Isso quer dizer que o equilíbrio formado após a dissolução do comprimido foi perturbado. A resposta do equilíbrio foi no sentido de repor os íons OH- que reagiram com o ácido. Ao repor esse íons, formou-se mais H2 CO3; como sua concentração aumentou, houve maior decomposição e, consequentemente, se produziu mais CO2. Esse fenômeno, observado nos sistemas em equilíbrio, favorecendo no sentido de compensar a modificação imposta, é chamada de princípio de Le Châtelier.
Le Châtelier

É importante considerar-se a pressão de um sistema em equilíbrio somente quando estão presentes substâncias no estado gasoso. Praticamente não há favorecimento do equilíbrio em nenhum sentido quando se altera a pressão de um equilíbrio envolvendo apenas sólidos e líquidos.
 Nos sistemas homogêneos, isso também é observado, o aumento da pressão faz com que o equilíbrio seja favorecido no sentido em que há o menor número de moléculas no estado gasoso.
 A influência da temperatura nos equilíbrios, vamos considerar a equação termoquímica que os representa. N2 (g) + 3H2 (g) = 2 NH3 (g) + 46J a formação do produto é aumentada quando há o abaixamento da temperatura. Como a energia é um produto da reação, ela esta sendo retirada, com o resfriamento, e o equilíbrio deve compensar esse efeito favorecendo a reação no sentido dos produtos.
 Os catalisadores são reagentes que aumentam as velocidades das reações químicas porque modificam seus mecanismos e as energias de ativação, por esse motivo, os catalisadores não alteram o rendimento,mas permitem que essa situação seja atingida mais rapidamente.
 No organismo humano ocorrem inúmeras reações químicas, que geralmente se processam em determinada faixa de temperatura, PH concentração dos reagentes. O suco gástrico apresenta normalmente PH em torno de 2. Esse caráter fortemente ácido deve-se à presença de ácido clorídrico (Hcl), que, dentre outras funções no estômago, é necessário para a ação da pepsina-enzema que atua na digestão de proteínas.

terça-feira, 11 de setembro de 2012

Reações reversíveis e o estado de equilíbrio

Reações reversíveis e o estado de equilíbrio

 Os equilíbrios químicos são sistemas que regulam vários processos,como: o de formação de   estalactites, no teto das cavernas calcárias,e estalagmites.
 Reações reversíveis  e o estado do equilíbrio: A produção de amônia em escala industrial se da pela manutenção de um sistema em equilibrio formado entre gases: N2 (g) + 3H2 (2) =2 NHz (g), nesse sistema chamado processo Haber-Bosch, controla a pressão e a temperatura.
 Na natureza ,há muitos sistemas em equilíbrio que, podem ocasionar sérios problemas ambientais.
 Um sistema em que equilíbrio é identificado por algumas características importantes e obrigatórias,tanto a matéria quanto a energia não são introduzidas ou removidas do sistema.
 Os equilíbrios químicos podem ter todos os reagentes e produtos na mesma fase,como: A reação de detenção de amônia a partir de nitrogênio e hidrogênio N2 (g) + 3H2 (g) = 2NH3 (g),e são chamados equilíbrios homogêneos e equilíbrios heterogêneos.
 As constantes de equilíbrio,representadas por K,são determinados.
 Os valores numéricos das constantes de equilíbrio são determinados considerando-se suas respectivas expressões.
 O grau de equilíbrio demonstra a relação entre a quantidade de matéria, em mol, consumida e a respectiva quantidade inicial de um determinado reagente.
 Quando os equilíbrios representam reações de vários tipos, como de decomposição, precipitação, dissociação etc.





Livro de química 2º ano,Ser protagonista, capítulo 9