Química das Soluções Aquosas
Valores Aproximados de
Constantes Dieléctricas
• O momento dipolar das moléculas também
contribui para outra propriedade importante dos
solventes: a constante dieléctrica. Apresentam-se
os valores das constantes dieléctricas para vários
solventes usuais:
Propriedades da Água (cont.).
Equilíbrio de Autodissociação
2 de Março de 2006
1
água
metanol
etanol
acetona
benzeno
hexano
80
33
24
21,4
2,3
1,9
2
Constantes Dieléctricas e Forças
Interiónicas
A Estrutura do Gelo e da Água no
Estado Líquido
• A constante dieléctrica é uma propriedade
importante dos meios materiais até porque a força
(f) que se exerce entre duas cargas eléctricas (q e
q’) separadas pela distância r é inversamente
proporcional ao valor da permeabilidade eléctrica
(ε).
q q'
1
• Lei de Coulomb:
f=
×
• No gelo, cada molécula de água está ligada a
outras 4 moléculas de água por ligações de
hidrogénio: a distância entre os átomos de O e H
ligados por esta ligação é 0,177nm e pode ser
comparada com a da ligação covalente: 0,0965nm.
• Na água líquida a 0ºC, esta estrutura
tridimensional de ligações de hidrogénio fica
prejudicada e cada molécula de água está ligada
em média a outras 3,6 moléculas de água.
4πε
r2
• Igualmente se poderia concluir que esta força é
inversamente proporcional à constante dieléctrica.
3
Estrutura da Água no Estado Sólido
(Gelo)
Estrutura da Água no Estado Líquido
5
Propriedades da Água. Autodissociação
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6
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Química das Soluções Aquosas
Isótopos Estáveis de Hidrogénio e de
Oxigénio: Abundância Natural
Formação de Soluções de iões
• Hidrogénio
• A água é bom solvente para solutos iónicos pois
quando se dissolve um sal (electrólito forte), por
exemplo NaCl, os iões separam-se e ficam
rodeados de moléculas de água o que contribui
para a estabilização da solução.
H
H
H
H
O
H
H
H
ClH
H
H
O
O
H
H
O
2H
O
O
H
H
O Na+ O
H
H
1H
• Por outro lado o valor elevado da constante
dieléctrica faz com que as forças de atracção entre
iões de sinal contrário sejam relativamente baixas.7
• Oxigénio
99,984%
0,016
16O
99,76%
0,04%
18O 0,20%
17O
O isótopo 2H apresenta
propriedades bastante
diferentes de 1H. É
designado por deutério e
vulgarmente representado
pelo símbolo D.
8
Composição Isotópica da Água
Ião H+ em Solução Aquosa
(1de2)
• Uma vez que na natureza ocorrem vários isótopos
estáveis de hidrogénio e oxigénio, na água
podemos encontrar moléculas com diferente
composição isotópica embora nas águas naturais
predominem os isótopos 1H e 16O (e portanto
predominam moléculas de 1H216O).
• Por exemplo, água enriquecida em deutério (D2O)
tem propriedades químicas e espectroscópicas
interessantes mas o estudo dessas soluções
aquosas está fora do âmbito deste curso.
• Uma das particularidades notáveis do protão H+
são as reduzidas dimensões sendo ~105 vezes mais
pequeno que o Li+ que é o 2º ião em tamanho.
Para exemplificar um factor 105 numa relação de
tamanhos pode pensar-se em 1km/1cm.
• Com uma carga eléctrica tão concentrada, é de
prever a existência de fortíssimos campos
eléctricos na vizinhança do protão e é de esperar
que não possa existir isolado em solução aquosa.
9
Ião H+ em Solução Aquosa
(2de2)
Autodissociação da Água: Equações
• O protão vai rapidamente ligar-se a uma molécula
de água e pode discutir-se a existência de várias
espécies em solução:
H3O+
H5O2+
H7O3+
H9O4+
• A autodissociação da água pode ser representada
por:
2 H 2O
→
←
H3O + + OH -
ou simbólica e abreviadamente por:
H2 O
sendo esta última (H9O4+) a predominante.
• Além disso, estas reacções entre o protão e as
moléculas de solvente são geralmente muito
rápidas.
→
←
H + + OH -
• Já se afirmou que H9O4+ é a espécie predominante
e, na escrita de equações químicas, usa-se muitas
vezes H3O+. Para simplificar as equações
utilizaremos geralmente apenas o símbolo H+.
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Propriedades da Água. Autodissociação
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Química das Soluções Aquosas
Autodissociação da água:
Constante de Equilíbrio
Produto Iónico da água e
Influência da Temperatura
• A autodissociação da água representada
abreviadamente por:
H2O
→
←
H + OH +
terá uma constante de equilíbrio K
[H + ] × [OH - ]
K=
[H2O]
• E como a água é o solvente costuma apresentar-se
a constante (Kw) na forma:
+
-
K w = [H ] × [OH ]
Produto iónico da água (Kw ) é a
designação da constante do equilíbrio de
autodissociação da água.
A reacção é endotérmica pelo que o valor da
constante de equilíbrio vai aumentar com o
aumento da temperatura.
Produto iónico da água a várias temperaturas:
T/ºC
0
1014 × Kw
15
25
40
0,114 0,450 1,008 2,92
60
9,61
13
Produto Iónico (aparente) da Água
em Soluções com KCl a 25ºC
K w = [H+ ] × [OH- ]
KCl / M 0,05
1014×Kw 1,5
0,10
1,6
0,25
1,9
0,50
2,1
1,00
1,7
• Não se deve estranhar esta aparente variação do
valor da constante de equilíbrio. De facto, os
valores apresentados na tabela podem ser apenas
considerados como produtos das concentrações de
H+ e OH- e, num tratamento rigoroso do equilíbrio
químico, deviam considerar-se actividades.
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Expressão de Concentrações em
Escala Logarítimica: pH e pOH
Produto Iónico da Água e
Concentrações de H+ e OH• É muitas vezes necessário calcular as
concentrações de H+ ou OH- uma vez conhecido o
valor da outra concentração e tal cálculo seria
muito simples a partir de:
+
K w = [H ] × [OH ]
• Deve no entanto ter-se em conta que só a 25ºC e
na ausência de outras substâncias dissolvidas é que
o produto iónico da água se pode considerar igual
a 1,0×10-14. Por outro lado, para se fazer cálculos
mais rigorosos, tem que se considerar coeficientes
de actividade como se verá mais tarde.
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Expressão de Concentrações
• Fracção molar (número de mole de soluto a dividir
pelo número total de mole na solução)
• Molaridade
(mol/L de solução)
• Molalidade
(mol/ kg de solvente)
• % percentagem (em massa ou em volume)
• ppm (mg de soluto/kg de solução ou mL de
soluto/ kL de solução )
• Ppb (partes por bilião) e ppt (partes por trilião)
• Na aula prática são discutidas as vantagens e
inconvenientes destas escalas de concentração.
• pH = log {1/[H+]} = –log { [H+]}
tem a vantagem de uma gama muito vasta de
valores numéricos de concentrações poder ser
expressa por números relativamente pequenos.
• Pode definir-se de modo semelhante o pOH:
pOH = log {1/[OH–]} = –log { [OH–]}
que tem as mesmas vantagens em termos de
manipulação de valores numéricos.
• Atendendo ao que se disse anteriormente, só em
água pura a 25ºC se tem pH+pOH=14.
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Propriedades da Água. Autodissociação
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