Equilibrio Quimico ionico

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ESCOLA COMUNITÁRIA DAEJO-CHEILE
TRABALHO DE QUIMICA
Tema:
EQUILÍBRIO QUÍMICO IÓNICO
Classe:
12ª
Turma:
 B1.1
Nome:
Alzira Gica
Carlos Calisto Nhantumbo
Edmilson Belarmino Neves
Professor: Bernardo Nhaúle
Índice
1	Introdução	3
2	Equilíbrio Químico Iónico	4
2.1	Teoria acido-base de Arrhenios	4
2.2	Teoria de Bronsted-Lowry de Ácidos e Bases. Ião hidrónio	4
2.3	Pares conjugados Acido/Base	5
3	Reacções protolíticas	6
3.1	Ácidos polipróticos	6
3.2	Espécies anfiproticas	6
4	Electrólitos e a sua forca	7
5	Forca de ácidos e bases	7
6	Constante de Acidez (Ka)	8
7	Constante de base (Kb)	8
8	Auto ionização da água e produto iónico da água (Kw)	9
9	Relação entre Ka, Kb e Kw	9
10	Grau de ionização ()	11
11	Relação entre constante de ionização, Ki(Ka e Kb) e o grau de ionização ()	11
12	Soluções Acidas e Básicas pH e pOH	12
12.1	pH e pOH	12
12.2	Escala de pH e pOH	13
12.3	Cálculo do pH e pOH	13
12.4	PH e pOH de ácidos e bases fortes	14
13	Hidrólise salina	15
13.1	Característica da hidrólise salina	15
13.2	Hidrólise de sal de ácido forte e base fraca	15
13.3	Hidrólise de sal de ácido fraco e base forte	16
13.4	Hidrólise de sal de ácido fraco e base fraca	16
14	Conclusão	18
Introdução
Há uma parte do equilíbrio químico que se caracteriza por envolver formação de iões em soluções aquosas. A compreensão de que as reacções químicas nem sempre se completam é um dos grandes progressos da história da química. O equilíbrio iónico é o caso particular do equilíbrio químico em que aparecem iões. Portanto nesse trabalho ira definir-se o equilíbrio químico iónico, relacionar-se o produto iónico da água, caracterizar-se as reacções protolíticas e muitos outros aspectos inerentes ao tema que irão ser destacados durante o desenvolvimento.
Equilíbrio Químico Iónico
O equilíbrio químico iónico (em soluções aquosas) é caracterizado por envolver a formação de iões em soluções aquosas. Dai que é conhecido como equilíbrio químico em soluções de electrólitos. 
As principais substâncias que estabelecem o equilíbrio iónico são os ACIDOS e BASES.
Teoria acido-base de Arrhenios
A teoria de Arrhenius afirma que, quando uma sustância se dissolve, divide-se em partículas cada vez menores, que se dispersam na água. Em alguns casos a divisão origina moléculas (partículas neutras), e a solução não conduz corrente eléctrica; noutros casos, as moléculas dividem-se em partículas ainda menores e capazes de conduzir a corrente eléctrica, chamadas iões.
O químico Arrhenios propôs, em 1887, as seguintes definições:
Ácido é todo o composto que dissolvido em água, origina iões H+ como o único tipo de catião. 
Base é toda composta que por dissociação iónica ou dissolvido em água, origina OH¯ (iões
hidroxilo) como único anião.
Exemplo de ácidos:
Exemplos de bases:
Teoria de Bronsted-Lowry de Ácidos e Bases. Ião hidrónio
Como o próprio indica, a teoria de Bronted-Lowry foi desenvolvida, em 1923 pelos químicos Johannes Nicolaus Brosted (1879-947) e Martin Lowry (1874-1936).
Esta teoria baseia-se na teoria de Arrhenius e permite interpretar muitas reacções em solução aquosa dando resposta a alguns factos que Arrhenius não conseguiu explicar com a sua teoria.
Bronsted-Lowry propôs uma definição abrangente de ácidos e bases, de seguinte modo: 
Ácido - é a espécie que em solução aquosa cede protões H+. Base – é a espécie que em solução aquosa recebe protões H+.
De uma maneira mais simples:
Ácido – um doador de protões .
Base – um receptor de protões .
Exemplos:
1.
 ácido base ácido base 
Quando o ácidoreage, forma a base . Estas duas substâncias estão relacionadas entre si pela perda ou pela aquisição de um simples protão, e constituem um par ácido-base conjugado. Aé a base conjugada do e é o ácido conjugado do .
2.
 Base ácido ácido base
Neste caso a água actua como ácido, por doar um protão a molécula de , que por sua vez, actua como base. Na reacção inversa, Por outro lado, é o ácido e o é a base.
Novamente temos dois pares ácido-base conjugados: e mais e .
Em geral, podemos representar qualquer reacção ácido-base de Bronsted-Lowry por:
 
Em que: ácido (x) e base (y), representam um par conjugado e ácido (y) e
base (y) representam outro par conjugado.
É importante ter em consideração as seguintes observações:
1. Os membros de um par conjugado diferem apenas de um de protão;
2. Dentro de um par conjugado, o acido tem um hidrogénio a mais que a base.
Pares conjugados Acido/Base
E o conjunto de um ácido e uma base que podem transformar-se um no outro por perca ou ganho de H+, ou seja, é o par de um ácido e sua base derivada.
Ex.: 1⁰ par: HI /I- 2⁰ Par:H3O+/H2O 
 Ác.1 Bas.1 Bas.2 Ác.2 
Ex2: 1⁰ par: H2O /OH- 2⁰ Par: NH4+ /HN3 
 Ác.1 Bas.1 Bas.2 Ác.2
Reacções protolíticas 
São aquelas que se processam com transferência ou deslocamento de protões de uma espécie química para a outra.
Protólise é o fenómeno pelo qual ocorrem as reacções protolíticas, ou fenómeno que dirige a transferência de protões de uma espécie para outra.
Protólito é toda a substância capaz de doar ou fixar protões.
Exemplos de reacções protolíticas:
1ª Hidrólise dos ácidos: 
2º Hidrólise dos sais: 
3ª Auto-ionização da água: 
4º reacção de neutralização: 
5º Auto-ionização do amoníaco: 
Ácidos polipróticos
São aqueles que são capazes de ceder mais do que um protão hidrogénio. Estes ácidos ionizam-se por etapas e cada etapa de ionização corresponde a uma constante.
Espécies anfiproticas 
São aquelas que têm a capacidade de actuar ou comportar-se como um ácido ou como uma base, consoante as espécies químicas envolvidas na reacção.
Exemplos:
Na protólise do cloreto de hidrogénio (equação 1), a água comporta-se como uma base visto que recebe um protão do HCL. Por outro lado, na protólise do amoníaco (equação 2), a mesma espécie química (a água) comporta-se como um ácido, visto que cede um dos protões para formação de catião amónio.
 (1)
 (2)
Assim podemos concluir que a água e uma particular anfotérica de acido-base (ou antipirótica).
Uma das vantagens da teoria de Bronsted-Lowry é a de ser extensiva aos solventes não aquosos. As propriedades ácidas ou básicas dependem gradualmente da natureza do solvente. Do ponto de vista da capacidade de doar ou fixar protões, os solventes podem ser divididos em quatro tipos:
1º Solventes ácidos, que possuem a propriedade de doar protões.
2º Solventes básicos, que são capazes de fixar protões.
3º Solventes anfipróticos, com a capacidade tanto de doar como de fixar protões.
4º Solventes apróticos, incapazes de actuar tanto como doadores e como
fixadores de protões.
Electrólitos e a sua forca 
São partículas que carregam uma carga eléctrica positiva ou negativa.
Os electrólitos são classificados como electrólitos fortes e electrólitos fracos.
Electrólitos fortes são aquelas substâncias que, no meio, estão presentes na forma de iões em quase sua totalidade. 
Os electrólitos fortes classificam-se em: ácidos fortes, bases fortes, e compostos iónicos solúveis.
Exemplo: o hidróxido de sódio (NaOH).
Electrólitos fracos são substâncias que estão incompletamente ionizadas.
Classificam-se em: ácidos fracos.
Exemplo: ácido etanóico (CH3COOH).
Forca de ácidos e bases
A força de um ácido mede a maior ou menor tendência que o ácido tem de ceder protões H+.
A força de uma base como a tendência que a base tem de aceitar protões H+.
Ácido forte - é aquele que se ioniza completamente na água (em 100%) de forma a originar iões H+ ou H3O+.
Ácido fraco – aquele que se ioniza apenas numa pequena percentagem (numa pequena proporção).
Base forte – espécie que se encontra totalmente ionizada ou dissociada na água.
Base fraca – ioniza-se parcialmente em água.
Nota: um ácido forte tem a sua base conjugada fraca. E a Base forte tem seu acido conjugado fraco.
Ex1: Ácido forte: 
 Ác.ForteBas.Fraca Bas.Fraca Ác.Forte
Constante de Acidez (Ka) 
Consideremos o seguinte Exemplo: 
 
Onde: Ka é a constante de ionização do ácido ou constante de dissociação.
A constante de acidez se escreve-se da mesma forma que a constante do equilíbrio químico 1, a diferença, esta no índice do K (Kc ou Kp e com Ka).
Como a água é o solvente presente em ionização de ácidos e dissociação de bases, dizemos que ela é uma constante no processo.
Como a água e aproximadamente constante, então:
Kc. =Ka constante de acidez.
Constante de base (Kb)
Consideremos a dissociação da seguinte base: 
Ex1: Quando uma base fraca se dissolve em água resulta o equilíbrio:
 
Onde: Kb é a constante de dissociação ou de ionização da base fraca.
Auto ionização da água e produto iónico da água (Kw) 
A água possui uma característica anfotérica ou anfiprotica, isto é, pode se comportar como ácida assim como básica, sofrendo auto ionização. Porem, por ser um electrólito muito fraco ioniza-se numa pequena dimensão.
Por exemplo, a auto-ionização da água pura:
A concentração de um solvente (água, neste caso) permanece constante. Deste modo, para a ionização da água podemos escrever a fórmula da constante de ionização:
Podemos considerar a concentração da água-não ionizada como constante.
 
O produto constante é representado por e denomina-se produto iónico da água.
Assim, temos:
 
Obs.: As concentrações das moléculas de água não entram na expressão pois são por aproximação iguais a 1. Visto que a água é um electrólito fraco. 
Nota: a 25⁰C, Kw é igual a 1.10-14, pois a esta temperatura [OH-]=[H3O+]=1.10-7 mol/l.
Relação entre Ka, Kb e Kw
Considerando a ionização de um ácido qualquer HX, teremos:
Ionizando a base conjugada do ácido HX/X- teremos a seguinte equação e a respectiva expressão da constante:
 
Ao multiplicar Ka e Kb, teremos:
Após a simplificação acima feita segue se que: 
Se , 
logo: esta expressão que relaciona o Ka ,Kb, e Kw.
Nota: A 25⁰C, 
Ex.: o acido fórmico (HCOOH) tem valor de Ka= 1,9.10-4. Qual será o valor de Kb do ião formiato (HCOO-) a 25⁰C. 
Dados: Ka=1,9.10-4; Kw= 1.10-14 a 25⁰C 
Resolução: 
Grau de ionização () 
 ou 
Onde: 
 - Grau de ionização. 
 - Concentração dissociada.
 - Concentração dissolvida.
 ndissociada – quantidade dissociada (ionizada ou consumida). 
ndissolvida - quantidade dissolvida inicial (inicial ou total).
Relação entre constante de ionização, Ki(Ka e Kb) e o grau de ionização () 
Quando o ácido é fraco (electrólito fraco), ou seja muito pequeno. Por tanto, o valor (1-) será aproximadamente igual a 1. Chega-se desse modo, de forma deduzida a seguinte dedução:
 Ou e 
Onde: M - concentração molar do ácido ou base.
Exemplo:
 Sabe-se que o ácido acético (CH3COOH), tem Ka=1,8.10-5. Considerando que o ácido encontra-se a 0,5mol/l, determine: 
a) O seu grau de ionização. 
b) A concentração de iões H+.
a) Dados:
Ka=1,8.10-5; [CH3COOH] =0,5 mol/l; =?
Resolução:
b) Dados: [H+] =? [CH3COOH] = 0,5 mol/l; =0,006
Resolução: 
Soluções Acidas e Básicas pH e pOH
No nosso dia-a-dia, utilizamos varias soluções em que na maior parte apresentam concentração de iões hidrónio (H3O+) ou de hidrogénio (H+) que variam entre 1.10-1 e 1.10-14 mol/l, ou seja, apresentam concentrações extremamente baixas.
Ex: o café que bebemos, e ácido com concertação de H3O+ que ronda em 1.10-5 mol/l, entre outras sustâncias.
E evidente que para identificação de soluções acidas ou básicas, há que se ter em conta a concertação de iões H3O+ ou OH- existentes na solução, oque pode ser feito com base nos critérios a baixo indicados: 
Identificação de soluções Acidas e Básicas a 25⁰C
	Soluções Ácidas
	Soluções Básicas
	Soluções Neutras
	[H3O+] ˃ [OH-]
	[OH-] ˃ [H3O+]
	
[H3O+] =[OH-] =1.10-7
	[H3O+] ˃ 1.10-7
	[OH-] ˃ 1.10-7
	
	[OH-] ˂ 1.10-7
	[H3O+] ˂ 1.10-7
	
pH e pOH
São funções logarítmicas (decimais) de concentrações de iões de hidrogénio (H+) ou hidrónio (H3O+) e hidroxila (OH-), definidas em 1909 pelo cientista dinamarquês Soren Peter Lauritz Sorensen, cujo objectivo era evitar trabalhar valores de concentrações muito pequenos na identificação de soluções acidas e básicas, tal como ilustra a tabela acima.
O pH e o pOH são calculados analogamente pelo simétrico decimal das concentrações dos iões H+/H3O+ e OH- respectivamente, com forme as expressões:
 Ou e 
Onde: pH – potencial dos iões hidrogénio (H3O+) ou de hidrogénio (H+);
 pOH - potencial dos iões hidroxila (OH-);
 log – representa o logaritmo decimal (base 10).
Escala de pH e pOH
Solução Neutra (pH=pOH=7) 
A escala acima representada, mostra que se o pH for inferior a 7, a solução é Ácida e se for superior a 7 a solução e básica. Por outro lado, se o pOH for superior a 7, a solução e acida e se for inferior a 7 a solução e básica.
Nota:
Em qualquer meio aquoso a temperatura ambiente (25⁰C), o produto [H3O+]. [OH-] e igual a 10-14, consequentemente: 
 
Cálculo do pH e pOH
Para exemplificar como se calcula o pH resolvamos os seguintes exercícios:
Ex1: se uma solução aquosa apresenta 1.10-8 mol/l de iões H+, qual é o pH e o pOH dessa solução a 25⁰C?
Dados: 
[H+] =1.10-8 
PH=?
POH=?
Resolução:
 
 
Ex2: uma solução aquosa apresenta pH=5,2. Calcule [H+] e [OH-].
Dados:
pH=5,2
[H+]=?
[OH-]=?
Resolução:
 
PH e pOH de ácidos e bases fortes
Para o calculo do pH e pOH, basicamente e necessário primeiro obter a concentração dos ioes H+ e/ou OH-. Portanto, para soluções fortes, a concentração do ácido ou da base é igual a concentração dos seus iões.
Para ácidos fortes:
Considere a ionização de HCl: (Ka˃1; acido forte)
 [HCl] =[H+] =[Cl-]
Para Bases fortes: 
 (Kb˃1; base forte) 
 [NaOH] =[Na+] =[OH-]
Ex.: calcule o pH e o pOH de uma solução de ácido nítrico (HNO3) cuja concentração é de 0,002 mol/l.
Resolução:
O ácido nítrico ioniza-se de acordo com a equação: 
 [H+] =[HNO3] =[NO3]
Dados: 
[H+] =0,002mol/l
pH=?
pOH=? 
Resolução: 
 
pH+pOH=14
pOH=14-2,69
pOH=11,31
Hidrólise salina
É a reacção que ocorre entre o sal e a água, produzindo o ácido e a base correspondentes. 
Ex. Sal + água ácido + Base
Característica da hidrólise salina
Há sempre formação de iões; o sal proveniente de um ácido ou base forte e predominantemente iónico; o sal proveniente de ácido ou base fraca e predominantemente molecular.
Hidrólise de sal de ácido forte e base fraca
Ao prepararmos uma solução aquosa de NH4NO3, verificamos que seu pH e menor que 7. Esse facto pode ser explicado pela análise da hidrólise do sal.
 Catião Anião de 
 Base fraca acido forte
Assim uma maneira mais correta de representar a reacção é:
A representação do ião H+ justifica a acidez da solução (pH˂7).
Sendo NH4+ o ácido fraco conjugado da base da base fraca NH3, o valor de Kh é dado pela relação:
 
 onde:
Kh - constante de hidrólise
Kw – produto iónico de água (1.10-14)
Kb – constante da base formada na hidrólise.
Hidrólise de sal de ácido fraco e base forte
As soluções aquosas dos asais derivados de ácidos fracos e bases fortes são alcalinas. O anião reagi com a água para formar o acido fraco de origem. Neste caso, o anião eibe carácter básico fraco e o catião tem carácter neutro.
Ex: NaCN (pH˃7) 
 Catião de anião de 
 Base forte ácido fraco
E a hidrólise do sal acima dado, ocorre na seguinte forma:
Analisando a reacção verifica se a libertação de OH-, justificando o carácter básico do sal (pH˃7)
Para este tipode hidrólise o valor do Kb será dado de forma resumida pela expressão:
 
Onde: 
Kh - constante de hidrólise;
Kw – produto iónico de água (1.10-14);
Ka – constante de acidez (do ácido formado na hidrólise).
Hidrólise de sal de ácido fraco e base fraca
Ex: NH4CN
Os iões encontrados neste sal são: NH4+ (aq) ʺprovendo de base fracaʺ e CN- ʺproveniente de ácido fracoʺ
Assim, a reacção de hidrólise pode ser representada da seguinte forma:
Observe que tanto o catião assim como o anião sofrem hidrólise, logo: pH=pOH, por conseguinte, a solução e neutra.
A constante de hidrólise deste sal será:
 
Onde:
Kh - constante de hidrólise
Kw – produto iónico de água (1.10-14)
Kb – constante da base formada na hidrólise.
Ka – constante de acidez (do acido formado na hidrólise).
Nota:
· Os sais formados por Ácidos Fortes e Bases Fortes não sofrem hidrólise e apresentam carácter neutro.
· Na hidrólise salina, o que sofre hidrólise é o ião proveniente de acido ou base fraca;
 
Conclusão
Pela observação dos aspectos analisados, nós compreendemos que o equilíbrio químico se caracteriza por envolver formação de iões em soluções aquosas, vimos que a água possui uma característica anfotérica e também analisamos que a água é o solvente presente em ionização de ácidos e dissociação de bases, assim dizemos que ela é uma constante no processo.
Matola
9 de setembro
13
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HOOH
+-
éùéù
=
ëûëû
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2
2
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a
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HXOH
Kb
X
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ëû
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]
[
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HX
X
---
-
éùéùéù
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´=´
éù
ëû
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KaKbOHHO
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éùéù
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KKK
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b
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´=Þ=Þ=Þ=
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HCNHCN
+
-
®+
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100
dissociada
dissolvida
n
n
a
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%
100
dissociada
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a
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dissociada
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5%(0,05),
a
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KaM
a
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iões
M
a
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+-
®+
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´
=´Þ=ÞÞ=´Þ=´
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a
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éùéùéù
=´Þ=´Þ=
ëûëûëû
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H
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log
log110
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pH
pH
pH
pH
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-
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=
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]
[
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log
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H
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pH
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H
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pOH
pOH
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=-
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log
log
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OH
OH
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pOH
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OH
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oleObject93.bin
image94.wmf
4()()2()4()()
aqaqlaqaq
NHCNHONHOHHCN
+-
+++
€
oleObject94.bin
image95.wmf
Kw
Kh
KaKb
=
´
oleObject95.bin
oleObject5.bin
image7.wmf
H
+
oleObject6.bin
image8.wmf
H
+
oleObject7.bin
image9.wmf
23
HCLHOHOCL
+-
++
€
oleObject8.bin
image10.wmf
HCL
oleObject9.bin
image11.wmf
CL
-
oleObject10.bin
image12.wmf
2
HO
oleObject11.bin
image13.wmf
3
HO
+
oleObject12.bin
image14.wmf
3
HO
+
oleObject13.bin
image15.wmf
2
HO
oleObject14.bin
image16.wmf
4
32
NHHONHOH
+-
++
€
oleObject15.bin
image17.wmf
3
NH
oleObject16.bin
image18.wmf
4
NH
+
oleObject17.bin
image19.wmf
OH
-
oleObject18.bin
image20.wmf
3
NH
oleObject19.bin
image21.wmf
4
NH
+
oleObject20.bin
image22.wmf
2
HO
oleObject21.bin
image23.wmf
OH
-
oleObject22.bin
image24.wmf
oleObject23.bin
image25.wmf
(
)
(
)
(
)
(
)
 
ÁcidoxBaseyBasexÁcidoy
++
€
oleObject24.bin
image26.wmf
2()3()()4()
lgaqaq
HOHNOHNH
-
++
€
oleObject25.bin
image27.wmf
2()3()()4()
lgaqaq
HOHNOHNH
-
++
€
oleObject26.bin
image28.wmf
()2()3()
gaqaq
HCLHOCLHO
-+
++
€
oleObject27.bin
image29.wmf
2
3
()23()()
aqaqaq
COHOHCOOH
---
++
€
oleObject28.bin
image30.wmf
332
CHCOOHHCHCO
+-
®+
image31.wmf
22()3()
aqaq
HOHOOHHO
-
++
€
oleObject29.bin
image32.wmf
32
2
HOOHHO
+-
+
€
oleObject30.bin
image33.wmf
3()3()42
ll
NHNHNHNH
+-
++
€
oleObject31.bin
image34.wmf
()2()()3()
aqlaqaq
HCLHOCLHO
-+
+®+
oleObject32.bin
image35.wmf
3()2()()4()
aqlaqaq
NHHOHONH
-+
+®+
oleObject33.bin
image36.emf
NaOHNaOH
+-
®+
NaOHNaOH
image37.wmf
332
CHCOOHHCHCO
+-
®+
oleObject34.bin
image38.wmf
()2()()3()
aqlaqaq
HCLHOCLHO
-+
++
€
oleObject35.bin
image39.wmf
()2()()()
aqlaqaq
HXHOXH
-+
++
€
oleObject36.bin
image40.wmf
[
]
a
XH
K
HX
-+
éùéù
ëûëû
=
oleObject37.bin
image41.wmf
[
]
2
HO
oleObject38.bin
image42.wmf
()2()()()
aqlaqaq
BOHHOBOH
+-
++
€
image1.png
oleObject39.bin
image43.wmf
[
]
b
BOH
K
BOH
+-
éùéù
ëûëû
=
oleObject40.bin
image44.wmf
2()2()3()()
llaqaq
HOHOHOOH
+-
++
€
oleObject41.bin
image45.wmf
[
]
[
]
[
]
33
2
22
2
HOOHHOOH
Ki
HOHO
HO
+-+-
éùéùéùéù
ëûëûëûëû
==
éù
ëû
oleObject42.bin
image46.wmf
[
]
3
2
2
Constante
HOOH
KiLogo
HO
+-
éùéù
ëûëû
=
14243
oleObject43.bin
image47.wmf
[
]
2
2
Esteprodutodeduasc
a
n
étambémconstne
onstan
t
tes
KiHO
14243