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