Universidade Federal de Itajubá
Maurílio Cezar Ribeiro Silva 15869
Pedro Espanguer Caetano 15875
O efeito do íon comum é um caso do príncipio de Le
Chatelier aplicado a soluções iônicas. De forma geral, pode
ser entendido como a diminuição da extensão da
ionização de um eletrólito fraco pela adição à solução de
um eletrólito forte no qual há um íon comum com o
eletrólito fraco.
Concretos refratários contendo
óxido de magnésio (MgO) unem
a versatilidade e a liberdade de
design dos refratários
monolíticos aos benefícios
conferidos pelo MgO, tais
como, elevada refratariedade e
resistência a escórias básicas.
Entretanto, o MgO é facilmente
hidratado formando Mg(OH)2 e
essa reação leva a uma grande
expansão volumétrica do
material, o que limita sua
aplicação.
Para encontrar soluções que minimizem esse efeito, o impacto
do deslocamento de equilíbrio químico conhecido como efeito
do íon comum na hidratação do MgO foi avaliado na presença
de diversos aditivos. Entre eles, o CaCl2 comportou-se como
um retardador da reação, enquanto um comportamento
oposto foi obtido para o KOH.
O MgCl2 e o MgSO4
apresentaram ambos os
efeitos dependendo de suas
concentrações na suspensão.
São soluções que mantêm o pH aproximadamente constante,
mesmo recebendo ácidos ou bases fortes. As soluções tampão
são geralmente formadas por um ácido fraco e um sal desse
ácido, ou, então, por uma base fraca e um sal dessa base. As
soluções tampão são usadas sempre que um químico necessita
de um meio com pH aproximadamente constante. Elas são
preparadas dissolvendo-se os solutos em água.
O pH de uma solução tamponada é na verdade determinado
pela razão das concentrações das espécies de ácido e base,
isto é, [base]/[ácido]. Este efeito pode ser usado para alterar o
pH de uma solução para qualquer valor exigido através do
simples ajuste da quantidade relativa do par ácido/base
A capacidade de tamponamento, isto é, a habilidade de
absorver com a adição ou remoção de íon H+,
tendo-se apenas uma pequena mudança no valor do pH, é
determinada pela magnitude da concentração do
ácido e da base. Quanto maior a concentração das espécies de
tamponamento ácido/base, maior será a capacidade de
tamponamento da solução.
Existem três sistemas primários reguladores da concentração
de íon hidrogênio nos líquidos corporais que evitam a acidose
ou alcalose:
· Os sistemas químicos de tampões ácido-base dos líquidos
corporais: que imediatamente se combinam com ácido ou com
base evitando alterações excessivas na concentração de íon
hidrogênio;
· O centro respiratório: que regula a remoção de CO2 (e,
portanto, de H2CO3) do líquido extracelular;Os rins: que
podem excretar urina ácida ou alcalina, reajustando assim a
concentração de íon hidrogênio no líquido extracelular de volta
ao normal durante a acidose ou a alcalose.
-Um dos sistemas tampões mais importantes é o do sangue, que
permite a manutenção das trocas gasosas e das proteínas. O pH do
sangue é 7,4 e é mantido por um equilíbrio ácido-básico feito pelo
ácido carbônico e o íon a ele associado, o bicarbonato é controlado
precisamente porque uma insignificante mudança neste sistema
poderia trazer graves conseqüências a muitos órgãos podendo até
mesmo levar a morte.
O organismo humano utiliza três mecanismos para controlar o
equilíbrio ácido-básico do sangue. Primeiramente, o excesso de
ácido é excretado pelos rins. Secundariamente, o corpo usa as
soluções- tampão no sangue para amenizar as repentinas alterações
da acidez.O mais importante tampão presente no sangue é o
bicarbonato, composto básico, que está em constante equilíbrio
com o anidrido carbônico, composto ácido. Terciariamente, está a
excreção do anidrido carbônico que é um subproduto importante do
metabolismo do oxigênio.
O citoplasma é rico em proteínas; os grupos laterais
ionizáveis de aminoácidos que constituem essas
proteínas têm um papel fundamental no
tamponamento do meio intracelular. Outras
moléculas ionizáveis, como o ATP, ácidos nucleicos e
compostos intermediários de vias metabólicas, entre
outros, contribuem também para a manutenção de
um valor mais ou menos estável de pH no interior da
célula.
Titulação é o processo empregado em química para se
determinar a quantidade de substância de uma solução pelo
confronto com uma outra espécie química, de concentração e
natureza conhecidas. Especificamente, na Titulação ÁcidoBase faz-se reagir um ácido com uma base para que se atinja o
ponto de equivalência. À medida que é adicionado o titulante
ao titulado, o pH da solução vai variar, sendo possível construir
um gráfico desta variação, ao qual se dá o nome de curva de
titulação. O ponto de equivalência pode variar dependendo da
concentração incial do titulante e do titulado. Depois de
realizados os cálculos estequiométricos e os cálculos de
equilíbrio, o pH da solução em qualquer ponto da curva de
titulação pode ser encontrado através da fórmula:
pH = -log [H+]
O ponto de equivalência se dá aproximadamente em pH 7 (pois
o cátion de uma base forte e o ânion de um ácido forte não
hidrolisam), e varia muito em suas proximidades.
Para as titulações ácido forte-base
forte, o pH antes do ponto
de
equivalência é baixo e depois dele
é alto.
Neste tipo de titulação, o ponto de equivalência se dá em um
pH superior a 7, devido à hidrólise do ânion do ácido fraco, que
origina íons OH–. A variação do pH
nas proximidades do ponto de
não é muito grande.
Quando ácidos fracos contêm mais de um átomo de H
ionizável, a reação com o OH– ocorre em etapas. Quando as
etapas de neutralização estão suficientemente separadas, a
substância apresenta uma curva
de titulação com pontos de
equivalência múltiplos.
Consideremos agora uma solução saturada de cloreto de
sódio, NaCl. Apesar de se tratar de um sal muito solúvel, se
continuarmos a adicionar NaCl a uma solução saturada,
verificamos que há formação de um depósito (sólido) a que se
dá o nome de precipitado, e passamos a ter uma mistura
heterogênea com uma fase líquida e uma fase sólida. Nestas
condições, ocorre um equilíbrio entre estas duas fases,
designado por equilíbrio em soluções saturadas de sais, e que,
neste caso, pode ser representado por:
NaCl (s) NaCl (aq)
O momento em que a velocidade de dissolução iguala a
velocidade de precipitação, corresponde ao instante em que se
estabelece o equilíbrio de solubilidade do sal em estudo.
São exemplos de reações heterogêneas a dissolução e
preciptação. A preciptação do CaCO3 leva a formação das
estalactites.
Consideremos uma solução saturada de sulfureto de mercúrio,
HgS, que, como já foi referido, é um sal pouco solúvel. O
equilíbrio de solubilidade é representado por:
HgS (s) Hg2+ (aq) + S2- (aq)
Apesar de se tratar de um equilíbrio heterogêneo, a uma
temperatura constante, há uma constante de equilíbrio que é
definida como: Kps = [Hg 2+] e × [S 2– ]e
sendo Kps designado por produto de solubilidade do
composto, neste caso, sulfureto de mercúrio.
Deste modo, e porque se trata de um equilíbrio heterogêneo, o
produto de solubilidade de um composto, Kps, é definido
como o produto das concentrações dos íons constituintes,
elevadas aos respectivos coeficientes estequiométricos da
equação de equilíbrio.
Define-se solubilidade como a quantidade máxima de soluto
que pode ser
dissolvido numa certa quantidade de solvente, a uma dada
temperatura, e é
representada por S.
O produto de solubilidade (Kps) é a constante de equilíbrio do
equilíbrio entre um sólido iônico e a sua solução saturada.
A solubilidade de um sal ligeiramente solúvel diminui com a
presença de um segundo soluto que fornece um íon comum,
sendo essa diminuição outra aplicação do efeito do íon
comum.
A solubilidade de um sal ligeiramente solúvel contendo ânions
básicos aumenta a medida que o pH é diminuído.
Um íon complexo é a união de um íon simples com outros íons
de cargas opostas ou com moléculas neutras. Normalmente,
eles são formados por um cátion de um metal de transição que
recebe pares eletrônicos de moléculas ou de ânions,
estabelecendo ligações com os mesmos e formando os
chamados íons complexos. Podemos associar a estrutura
desses íons com o conceito ácido-base de Lewis, já que o
cátion metálico "recebeu" pares eletrônicos, ele é um ácido de
Lewis, enquanto as moléculas ou ânions que "doaram" pares
eletrônicos são bases de Lewis.
Alguns hidróxidos e óxidos metálicos relativamente insolúveis
em água neutra dissolvem-se em soluções altamente ácidas e
altamente básicas, por serem capazes de se portar como ácido
ou base, sendo assim classificados como anfóteros.
O anfoterismo se origina a partir das reações ácido-base
envolvendo os grupos H2O ou OH– ligados a íons metálicos.
Devido à grande variedade de solubilidade de seus sais,
comportamento ácido-base e tendências de formar íons
complexos, os íons metálicos podem ser detectados em
misturas a partir da análise qualitativa, que nesse caso pode
ser realizada separando-se os íons com base nas reações de
precipitação e analisando cada grupo para íons metálicos
individuais.