o que é uma solução aquosa?

Answer 1

É qualquer solução em que o solvente é a água, exemplo sal de cozinha dissolvido em água é uma solução aquosa de cloreto de sódio.

Answer 2

Qualquer mistura líquida ( homogênea ), onde o soluto possa ser incorporado ao líquido formando uma solução aquosa em função daquele soluto ( sólido ) em questão até o fim do ponto de solubilidade.

Answer 3

Aquela que se compõe de uma substância dissolvida em água.

Answer 4

TODA SOLUÇAO Q EM SUA CONSTITUIÇAO POSSUI A ÁGUA COMO UM DOS SOLVENTES OU CONSTITUINTS

Answer 5

é uma soluçao composta por um soluto e o solvente é agua

Answer 6

É qualquer substância que esteja diluida em H2O

Answer 7

É quando a solução está na água.

Answer 8

Equilíbrio químico é uma reação reversível na qual a velocidade da reação direta é igual à da reação inversa e, conseqüentemente, as concentrações de todas as substâncias participantes permanecem constantes.
Constante de equilíbrio
aA + bB ®
¬ cC + dD Kc = [C]c [D]d
————
[A]a [B]b


Kc não varia com a concentração nem com a pressão, mas varia com a temperatura.

Quanto maior o Kc, maiores são as concentrações dos produtos em relação às dos reagentes, no equilíbrio.

Quanto menor o Kc, menores são as concentrações dos produtos em relação às dos reagentes, no equilíbrio.


Grau de equilíbrio
Grau de equilíbrio = __quantidade consumida do reagente__
quantidade inicial do mesmo reagente



O grau de equilíbrio varia com a temperatura e com a concentração e, se o equilíbrio tiver participante gasoso, varia também com a pressão.

Equilíbrios gasosos homogêneos

aA(g) + bB(g) ®
¬ cC(g) + dD(g) Kp = (pC)c (pD)d
—————
(pA)a (pB)b




Kp = Kc (RT)Dn

Dn = (c + d) - (a + b)

Equilíbrios heterogêneos - Os participantes sólidos não entram na expressão do Kc nem do Kp (se houver).


Princípio de Le Chatelier
(fuga ante a força)

Quando se exerce uma ação sobre um sistema em equilíbrio, ele desloca-se no sentido que produz uma minimização da ação exercida.




Equilíbrio e temperatura
Um aumento da temperatura desloca o equilíbrio para a reação endotérmica.
Uma diminuição da temperatura desloca o equilíbrio para a reação exotérmica (lei de van't Hoff).

Equilíbrio e pressão
Um aumento da pressão desloca o equilíbrio para a reação que ocorre com contração de volume.
Uma diminuição da pressão desloca o equilíbrio para a reação que ocorre com expansão de volume.

Equilíbrio e concentração
Um aumento da concentração de um participante desloca o equilíbrio no sentido da reação em que este participante é consumido.
Uma diminuição da concentração de um participante desloca o equilíbrio no sentido da reação em que este participante é formado .

Equilíbrio e catalisador
O catalisador não desloca equilíbrio, apenas diminui o tempo necessário para atingi-lo.

Constante de ionização de ácidos e bases
CH3-COOH ®
¬ CH3-COO- + H+


Ka = [CH3-COO-] [H+]
————————
[CH3-COOH]

NH3 + H2O ®
¬ NH4+ + OH-
Kb = [NH4+] [OH-]
——————
[NH3]

|H2O| não entra na expressão de constantes de equilíbrio em solução aquosa.



Cada etapa da ionização tem sua constante, representada por K1, K2, K3, ..., sendo K1 > > K2 > > K3 > > ...

No caso dos poliácidos, a [H+] pode ser considerada como proveniente só da primeira etapa da ionização (K1).


Lei da diluição de Ostwald
K = a2
———
1 - a · |eletrólito|inicial




Para eletrólito fraco ® (1 - a ) = 1. Portanto: K = a 2|eletrólito|inicial.

O grau de ionização de um eletrólito aumenta com a diluição ou com a diminuição da concentração em mol/L de eletrólito.

Diluindo um ácido fraco, aumenta o a mas diminui a [H+].

Diluindo uma base fraca, aumenta o a mas diminui a [OH-].


Produto iônico da água
Kw = [H+] [OH-] = 10-14 (25°C)

pH = -log [H+] \ pH = n Þ [H+] = 10-n mol/L
pOH = -log [OH-] \ pOH = n Þ [OH-] = 10-n mol/L



pH + pOH = 14 (25°C)



Água pura a 25°C:
[H+] = [OH-] = 10-7 mol/L \ pH = 7 e pOH = 7

Solução ácida:
[H+] > 10-7 e [OH-] < 10-7 \ pH < 7 e pOH > 7 (25°C)

Solução básica:
[OH-] > 10-7 e [H+] < 10-7 \ pOH < 7 e pH > 7 (25°C)

Quanto menor o pH, mais ácida e menos básica é a solução.

Quanto maior o pH, menos ácida e mais básica é a solução.


Efeito do íon comum
Quando adicionado a um ácido (HA), um sal com o mesmo ânion (A-) produz:


diminuição do grau de ionização de HA ou enfraquecimento de HA;
diminuição da [H+], portanto aumento do pH da solução. O íon comum não altera a constante de ionização do ácido.

Quando adicionado a uma base (BOH), um sal com o mesmo cátion (B+) produz:


diminuição do grau de ionização de BOH ou enfraquecimento de BOH;
diminuição da [OH-], portanto diminuição do pH da solução. O íon comum não altera a constante de ionização da base.

Solução tampão
Uma solução tampão mantém o pH aproximadamente constante quando a ela são adicionados íons H+ ou íons OH-.
As soluções tampão têm grande importância biológica.
Exemplos: HCO3-/H2CO3 e HPO42-/H2PO4-, responsáveis pela manutenção do pH do sangue.


Sais de ácidos fracos e bases fortes (como o NaCN) em solução aquosa dão hidrólise do ânion.
A solução aquosa é básica:
A- + H2O ®
¬ HA + OH-



Sais de ácidos fortes e bases fracas (como o NH4Cl) em solução aquosa dão hidrólise do cátion.
A solução aquosa é ácida:
B+ + H2O ®
¬ BOH + H+



Sais de ácidos fracos e bases fracas (como o CH3-COONH4) em solução aquosa dão hidrólise do ânion e do cátion.
A solução aquosa será ácida se o Ka for maior que o Kb; caso contrário, será básica.

Ânions de ácidos fortes e cátions de bases fortes não dão hidrólise. Portanto os sais de ácidos fortes e bases fortes (como o NaCl) não dão hidrólise e a solução aquosa é neutra.

Equilíbrio da dissolução
Kps de (An+) x (Bm-) y = [An+] x · [Bm-] y na solução saturada.

A solubilidade de um composto iônico em água pode ser diminuída pelo efeito do íon comum. Assim, o AgCl é menos solúvel numa solução que já contém íons Cl- do que em água pura. Quanto maior for a concentração do íon comum, maior será a diminuição da solubilidade.

Para que um composto iônico precipite de sua solução, é preciso que seja ultrapassado o valor do seu Kps. Quando esse valor for atingido, a solução estará saturada.

Sendo M (mol/L) a solubilidade de um composto iônico:


Kps = M2 para compostos do tipo (An+)1 (Bn-)1.
Exemplos: AgCl, BaSO4

Kps = 4M3 para compostos do tipo (A2+)1 (B-)2 ou (A+)2 (B2-)1.
Exemplos: Mg(OH)2, Ag2S

Kps = 27M4 para compostos do tipo (A+)3 (B3-) ou (A3+)(B-)3.
Exemplos: Ag3PO4, Al(OH)3

Kps = 108M5 para compostos do tipo (A2+)3 (B3-)2 ou (A3+)2 (B2-)3.
Exemplos: (Ca2+)3 (PO43-)2, (Fe3+)2 (S2-)3

A solubilidade de um sólido em um líquido:


aumenta quando DHsol > 0
diminui quando DHsol < 0

A solubilidade aumenta com a temperatura, e DHsol > 0, quando o corpo de chão não é do soluto anidro, mas de um de seus hidratos, formados quando ele é dissolvido na água.

Pontos de inflexão nas curvas de solubilidade indicam a formação de sais hidratados.

A pressão não influi na solubilidade de sólidos em líquidos.

A solubilidade de um gás em um líquido:


diminui com o aumento da temperatura.
é diretamente proporcional à pressão (lei de Henry).
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