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Equilíbrio Químico
Profs: Cláudio de FreitasRenato Acconcia
Introdução
Lei da Diluição de Ostwald
Deslocamento do Equilíbrio
Equilíbrio Iônico
Hidrólise SalinaSolução
Tampão
Efeito do íon Comum
Produto de Solubilidade
Auto Ionização da água e pH e pOH
REAÇÕES REVERSÍVEIS
Muitas reações não chegam a se completar totalmente , isto está relacionado com o conceito de equilíbrio químico
CONCEITOCONCEITO
Equilíbrio químico é uma reação
Reversível na qual a velocidade da
reação direta é igual a da reação
inversa e , as concentrações de
todas as substâncias participantes
Permanecem constantes.
CARACTERÍSTICAS DO CARACTERÍSTICAS DO EQUILÍBRIOEQUILÍBRIO
1 - Os sistemas caminham espontaneamente para o equilíbrio
2 – NO EQUILÍBRIO vdireta = vinversa
3 – As concentrações de todas as substâncias permanecem constantes no equilíbrio.
4 – O equilíbrio é dinâmico 5 – Se o equilíbrio for afetado por
modificações externas, o sistema caminha para uma nova situação de equilíbrio
REPRESENTAÇÃO GRÁFICA DO EQUILÍBRIO
Reação Direta
Para Direita
V1
Velocidade
Tempo
Velocidade
Tempo
V2
Reação Inversa
(Reação Para Esquerda)
Velocidade
TempoEquilíbrio
V1 = V2
IMPORTANTE:IMPORTANTE:
QUANDO O EQUILÍBRIO É ATINGIDO AS CONCENTRAÇÕES DAS SUBSTÂNCIAS NÃO SOFREM MAIS ALTERAÇÃO, ISTO NÃO SIGNIFICA QUE ELAS TENHAM QUE SER IGUAIS.
VEJAMOS NOS GRÁFICOS A SEGUIR:
Reações de baixo Rendimento
Concentração
[] = mol/l
TempoEquilíbrio
[Reagentes]
[Produtos]
[Reagentes]
[Produtos]
Obs:
• Atenção:
= [Produtos]
[Reagentes]
Porém, após o equilíbrio, permanecem constantes
Reações de alto Rendimento
Concentração
[] = mol/l
TempoEquilíbrio
[Reagentes]
[Produtos]
Reações de médio Rendimento
Concentração
[] = mol/l
TempoEquilíbrio
[Reagentes][Produtos]
EQUILÍBRIOS HOMOGÊNEOSQUANDO TODOS OS PARTICIPANTES SE ENCONTRAM NUMA MESMA FASE
EQUILÍBRIOS HETEROGÊNEOSQUANDO OS PARTICIPANTES ENCONTRAM-SE EM FASES DIFERENTES, FORMANDO UM SISTEMA HETEROGÊNEO.
A NATUREZA E SEUS A NATUREZA E SEUS EQUILÍBRIOSEQUILÍBRIOS
A constante de equilíbrio em função das concentrações: Kc
Kc = [Prod]Coef Balan
[Reag] Coef Balan
A CONSTANTE DE A CONSTANTE DE EQUÍLIBRIOEQUÍLIBRIO
Obs: Sólidos não aparecem na fórmula da constante !!!
Possuem concentração constante!!
Exemplo de uma expressão de KC:
3H2 + N2 === 2NH3
Kc = [NH3]2
[H2]3 . [N2]
H2 N2 NH3
Reagentes
Produtos
Atenção:
C(s) + O2(g) = CO2(g)
Kc = [CO2]
[O2]
O2 CO2CSólidos não entram no Kc.
CONSTANTE DE EQUILÍBRIO EM FUNÇÃO DE PRESSÕES
PARCIAIS Kp
a
Dada a reação:
aA(g) + bB(s) === cC(g)
Kp = (pC)c
(pA)aObs: Sólidos e líquidos
não entram em Kp
Conversão de Kp em Kc:
Kp = Kc(RT)n
Onde
n = (soma do coeficientes de balanceamento dos produtos) – (soma
dos coeficientes dos reagentes)
COMO CALCULAR O Kc, DA COMO CALCULAR O Kc, DA REAÇÃO:REAÇÃO:
DADOS: No inicio foram misturados 1mol de H2 e 1 mol de Br2 , em um sistema de volume 10 litros a uma temp. 5750C.
Após o equilíbrio encontrou-se 0,20 mol de HBr.
CALCULE O VALOR DE Kc NESTA TEMPERATURA.
Primeiro: Calcular a concentração em mol/l: [H2] = 1/10 = 0,1 mol/l
[Br2] = 1/10 = 0,1 mol/l
[HBr] = 0,2/10 = 0,02 mol/l
Segundo: Equacionar a reação: H2 + Br2 === 2HBr
Depois montar a fórmula de Kc: Kc = [HBr]2
[H2].[Br2]
1H2 1Br2 2 HBr
INICIO 0,1 MOL/L 0,1 MOL/L
REAGEFORMA
EQUIL. 0,02MOL/L
0,02Mol/l
0,01Mol/l
0,01Mol/l
0,09Mol/l
0,09Mol/l
Usando a fórmula:
Kc = [HBr]2
[H2].[Br2]
Kc = [0,02]2 = 0,049 [0,09].[0,09]
Deslocamento do Equilíbrio:
Lei de Le Chatelier: Quando um sistema em equilíbrio
químico é perturbado por uma ação externa, o próprio sistema tende a contrariar a ação que o perturba, a fim de restabelecer a situação de equilíbrio.
Pressão:
Dada a reação:
N2O4(g) ==== 2 NO2(g)
• Calcular o “lado” de menor volume• Aumento de pressão desloca o
equilíbrio para o lado de menor volume• Diminuir a pressão desloca o equilíbrio
para o lado de maior volume.
Obs1: • Se o volume for igual dos dois
lados não haverá deslocamento por efeito da modificação da pressão.
Obs2: • Líquidos e Sólidos não entram no
cálculo de volume (desprezível).
Temperatura:
Dada a reação:
N2O4(g) ==== 2 NO2(g) H = + 58 kJ
Determinar o “lado” Endotérmico e o Exotérmico
• Aumento de Temperatura desloca o equilíbrio para o lado Endotérmico
• Diminuir a Temperatura desloca o equilíbrio para o lado Exotérmico.
Endo
Exo
Concentração:
Dada a reação:
N2O4(g) ==== 2 NO2(g)
Seguir a Lei de Le Chatelier:• Retirar um dos participantes = Produzir mais
(Desloca para o mesmo lado)• Aumentar a concentração = Consumir
(Desloca para o lado oposto).
Gráficos de Deslocamento:
• Ex:
Simulação de Deslocalemento
Obs1: • Sólidos tem a concentração
constante , portanto não podem deslocar o equilíbrio.
Obs2:• Catalisadores aceleram a reação
direta e inversa na mesma proporção, portanto não deslocam o equilíbrio químico.
Cálculo do quociente de equilíbrio:
Caso o exercício forneça dados de reagentes e produtos colocados no recipiente ao mesmo tempo, o valor da Kc e seja necessário saber para que lado se desloca o equilíbrio devemos calcular o grau de equilíbrio:
Veja:
1H2 1Br2 2 HBr
INICIO 0,1 MOL/L 0,1 MOL/L 0,02 mol/l
REAGEFORMA
x x 2x
EQUIL. Mais ou menos X?
quociente de Eq = [Prod] [Reag]
Se quociente Eq > Kc Reação desloca para Esquerda
Se quociente Eq < Kc Reação desloca para Direita
Quociente Eq > Kc
1H2 1Br2 2 HBr
INICIO 0,1 MOL/L
0,1 MOL/L
0,02 mol/l
REAGEFORMA
x x 2x
EQUIL. 0,01 + x 0,01 + x 0,02 - x
Quociente Eq < Kc
1H2 1Br2 2 HBr
INICIO 0,1 MOL/L
0,1 MOL/L
0,02 mol/l
REAGEFORMA
x x 2x
EQUIL. 0,01 - x 0,01 - x 0,02 + x
Equilíbrio Iônico:
• A constante de equilíbrio quando aplicada a reações de ionização, nos ajudam a saber se um ácido é forte ou fraco. Vejamos:
HCl H+ + Cl- Kc = 1,0.107
HCN H+ + CN- Kc = 4,9.10-10
Então se:
Kc = [H+] . [Cl-] [HCl]
Kc = [H+] . [CN-] [HCN]
Alta tendência a liberar H+
Baixa tendência a liberar H+
Portanto:
•Quanto maior o valor da constante de ionização de um ácido (Ka), maior será a força desse ácido.
•Obs: Quando um ácido apresentar mais de um H+ ionizável, podemos escrever uma constante para cada etapa de ionização.
Veja:
H2SO4 === H+ + HSO4- K1
HSO4- === H+ + SO4
2- K2
Onde K1 >>> K2
Sendo K2 na maioria dos exercícios desprezível.
Lei da Diluição de Ostwald:
• Um eletrólito fraco tem grau de ionização próximo de zero. No entanto, quando sua solução é diluída, o aumenta, procurando aproximar-se de 1, mas o ácido fica cada vez mais fraco.
• Esse fato é conhecido como a Lei da Diluição de Ostwald.
Fórmula
[H+] = . Mácido
Então
Ka = 2 . M (1 - ) Para ácidos fracos :
Ka = 2 . M
Então veja:
Ka = 2 . M
Auto ionização da água:
H2O + H2O H3O+ + OH-
ou simplificando:
H2O H+ + OH-
Constante da Água:
Kc = [H+] . [OH-] [H2O]
Constante
Temos
Kw = [H+] . [OH-]E a 25º C os valores das concentrações são:
[H+] = [OH-] = 10-7 MKw = [H+] . [OH-]= 10-14
Neutro:
Determina-se experimentalmente que, na água pura,
[H+] = 1,0.10-7 mol/l
Já que [H+] = 1,0.10-7 mol/l
Então [OH-] = 1,0.10-7 mol/l
Assim 1,0.10-7 x 1,0.10-7 = 1,0.10-14
Meio neutro: [H+] = [OH-]
Ácido:
Determina-se experimentalmente que, no vinagre,
[H+] = 1,0.10-3 mol/l
Já que [H+] = 1,0.10-3 mol/l
Então [OH-] = 1,0.10-11 mol/l
Assim 1,0.10-3 x 1,0.10-11 = 1,0.10-14
Meio Ácido: [H+] > [OH-]
Básico:
Meio básico: [H+] < [OH-]
Determina-se experimentalmente que, no limpador multi-uso,
[H+] = 1,0.10-12 mol/l
Já que [H+] = 1,0.10-12 mol/l
Então [OH-] = 1,0.10-2 mol/l
Assim 1,0.10-12 x 1,0.10-2 = 1,0.10-14
pH e pOH:
Para melhorar os métodos de controle de qualidade da cerveja Sorensen criou o conceito de pH:
pH = - log[H+]
Veja:
[H+]Cerveja = 10-4 M
Então seu pH = 4
pOH:
Para bases:
pOH = - log[OH-]
Obs: bases liberam OH- em meio aquoso
Produto iônico da água:
• Aplicando log no produto iônico da água:
[H+] . [OH-]= 10-14 temos
pH + pOH = 14
Escala de pH:
07
14
Neutro
Mais Alcalino
Mais Ácido
Indicadores:
• Suco do repolho roxo.
Cotidiano:
Efeito da chuva ácida.
Efeito do íon Comum:
É a diminuição da ionização de um ácido ou base fraca, por influência de um seu sal.
Ex:
HA = H+ + A- BA = B+ + A-
Íon Comum
Aumento de concentração de A-
Deslocamento
Ácido mais fraco
Convém lembrar que há íons não comuns a um equilíbrio iônico , mas que também podem deslocá-lo
HA = H+ + A- BOH = OH- +B+
Formar água
Deslocamento do Equilíbrio
Hidrólise Salina:
Hidrólise de Sais:
•É a reação entre o sal e a água produzindo o ácido e a base correspondentes.
•(Reação contrária a de Neutralização)
Esquematicamente:
Sal + Água Ácido + Base
Lembrando que:•Um sal é sempre iônico
(portanto um eletrólito forte se solúvel)
•A água é predominantemente molecular
Lembrando também que:
•Eletrólitos fortes: Separam-se em íons (permanecem dissociados ou ionizados)
•Eletrólitos fracos: não separar em íons (praticamente não sofrem dissociação e nem ionização)
Revisão Eletrólitos:
• Ácidos: Hidrácidos : HCl, HI e HBr = Fortes Outros = Fracos Oxiácidos: n = nº O – nº H+
se n = 3 ou 2 = forte n = 1 ou 0 = fraco
• Bases:Solúveis = fortes (formadas por IA e
IIA)Insolúveis = Fracas (Outras e
Be(OH)2 e Mg(OH)2 )
Obs: NH4OH – Solúvel e Fraca
Exemplos:
Hidrólise de um sal de ácido forte e base
fraca:
NH4Cl + H2O == HCl + NH4OH
NH4+ + Cl- + H2O = H+ + Cl- +
NH4OH
Eletrólitos Fortes.
Conclusão:
NH4+ + Cl- + H2O = H+ + Cl- +
NH4OH
NH4+ + H2O = H+ + NH4OH
A hidrólise desse sal deixa o meio ácido pois produz íons H+.
Hidrólise de um sal de ácido fraco e base forte:
KCN + H2O == HCN + KOH
K+ + CN- + H2O == HCN + K+ + OH-
Eletrólitos Fortes.
Conclusão:
K+ + CN- + H2O == HCN + K+ + OH-
CN- + H2O == HCN + OH-
A hidrólise desse sal torna o meio básico pois produz OH- .
Hidrólise de um sal de ácido e base fracos:
NH4CN + H2O = NH4OH + HCN
NH4+ + CN- + H2O = NH4OH + HCN
A acidez do meio depende do Kh do ácido ou da Base;
Kh ácido > Kh base == ácidoKh Base > Kh Ácido == Básico
Hidrólise de um sal de ácido e base
fortes:
•Não existe hidrólise.
•Meio fica Neutro.
Relação Kh e Ki:
Kh = Kw Ki(a ou b)
Exemplo de Exercício:
• Calcular a constante de hidrólise, o grau de hidrólise e o pH de uma solução 1,0 M de NaCN, sabendo-se que a constante de ionização do ácido cianídrico é 4 x 10-10, a 25º C.
Resolução:
a-) Constante de hidrólise: Kh = Kw/Ka = 1 x 10-14/ 4 x
10-10
Kh = 2,5 x 10-5
b-) Grau de hidrólise:
• Kh = [HCN] . [OH-] = 2,5 . 10-25 = x . x [CN-] 1,0 - x Como a constante de hidrólise é muito
pequena, a quantidade em mols que hidrolisa (x) é suficientemente pequena para que possamos fazer 1,0 - x = 1,0
Resulta então:
X2 = 2,5 x 10-5
1,0 X = 5,0 x 10-3 M = [OH-]O grau de hidrólise é dado por:
h = quantidade em mols hidrolisada quantidade em mols dissolvida h = 5 x 10-3
= 5,0 x 10 -3 ou x 100 = 0,5% 1,0
c-) pH:
[OH-] = 5,0 x 10-3 MpOH = - log [OH-] = - log 5,0 x 10-3
pOH = -(log 5,0 + log 10-3) = -( 0,70 - 3) = 2,3
pH = 11,7
Solução Tampão:
pH = pKa + log [Sal]
[Ácido]
Henderson-Hasselbach(ácidos):
Solução Tampão:
pH = 14 – pKb - log [Sal]
[Base]
Henderson-Hasselbach(Bases):
Onde:
pKa = - log Ka
Produto de Solubilidade(KPS)
Uma solução saturada apresenta dois processos espontâneos:
A dissolução: BA (s) ------ B+ + A-
A Precipitação: B+ + A- -------- BA (s)
• Como todo equilíbrio obedece a Lei da Ação das Massas, os sólidos não aparecem, então temos:
BA (s) ==== B+ + A- Kc = [B+].[A-] ou KPS = [B+].[A-]
Obs: Quanto maior o KPS maior a solubilidade da substância.
Previsão das reações de precipitação.
• Se :
[íons] = KPS = Solução saturada
[íons] < KPS = Solução insaturada
Obs: o Efeito do íon comum pode provocar a precipitação de uma substância se [íons] ≥ KPS
Efeito do íon Comum:
É a precipitação de uma substância pelo deslocamento do equilíbrio provocado por um íon comum.
Ex:
BA(s) = H+ + A- HA = H+ + A-
Íon Comum
Aumento de concentração de A-
Deslocamento
precipitação