Qu´ımica: F´ısico-Qu´ımica - UFSC

Quımica: Fısico-QuımicaAULA 8: Equilıbrio Quımico

A Cinética química é a parte da química queestuda as velocidades das reações e os fato-res que a influenciam.

1 Cinetica quımica

Uma das formas que a Cinética Química utiliza paracalcular a velocidade de qualquer participante de umareação é por meio da equação 1. Acompanhe a fórmulae logo a seguir as explicações.

Vm =

∣∣∣∣∆[ ]

∆t

∣∣∣∣ (1)

Onde:

• Vm: velocidade média (mol/L.s)• ∆[ ]: variação de concentração (mol/L)• ∆t: variação de tempo (s, min)•

∣∣∣ ∣∣∣: módulo (resultado tem que ser positivo, avelocidade tem que ser positiva)

FIQUE LIGADO

Em alguns problemas você pode encontrar uni-dades diferentes ao utilizar a formula. Fiqueatento às trasformações de unidades para obtero resultado desejado.

Exemplo: observe a transformação do acetileno embenzeno:

3C2H2 −−→ C6H6

Pode-se calcular a velocidade média (até o processofinal) ou parcial.Dados:

[C2H2] (mol) 3,5 2,7 2,0 1,5 0,9t (min) 0 1 2 3 4

Cálculo da velocidade ao final de 4 minutos:

Vm =

∣∣∣∣∆[ ]

∆t

∣∣∣∣ =

∣∣∣∣0, 9− 3, 5

4, 0

∣∣∣∣ =

∣∣∣∣−2, 6

4

∣∣∣∣Vm = 0, 6 mol.L−1.s−1

Também é possível calcular a velocidade instantâneapara uma reação. Essa velocidade é a rapidez da reaçãoem determinado instante. Podemos, então, calcular avelocidade em um determinado momento da reaçãoou em uma determinada concentração dos reagentesou dos produtos. A velocidade de uma reação químicamuda no decorrer do processo; assim, a velocidademédia é diferente da velocidade instantânea.Entretanto, se considerarmos intervalos de tempo

muito pequenos, a velocidade média se torna cada vezmais próxima ao valor da velocidade instantânea.A velocidade instantânea pode ser calculada por

meio do gráfico de variação de concentração pelotempo. Primeiro calcula-se a velocidade média en-tre dois pontos que estejam próximos. Depois, deve-seconstruir um triângulo retângulo relacionando essespontos. Desse modo, a tangente do ângulo (α) seráaproximadamente o valor da velocidade instantâneanesse ponto, conforme a fórmula abaixo:

tg(α =)cateto oposto

cateto adjacente Vm =∆[ ]

∆t(2)

Como faríamos para calcular a velocidade instantâ-nea para o N2O5 no instante t = 300 s?Primeiro calcula-se a velocidade média entre dois

pontos próximos, por exemplo, entre 200 s e 400 s. Umfator importante é que quanto mais próximos forem ospontos, mais a velocidade instantânea se aproxima damédia. Assim, temos:

AULA X: Tópico

Figura 1: Equação de resolução do problema. Fonte: o autor,2020.

Portanto, a velocidade instantânea da reação seráaproximadamente 0,205 mol/L.s no instante t = 300s.

1.1 Teoria das Colisoes

Proposta pelos químicos Max Trautz e William Lewisno ínicio do século XX, a Teoria das Colisões defendeque, para que ocorra uma reação química, as moléculasdos reagentes devem ser postas em contato por meio deuma colisão. Tal teoria se aplica a reações que ocorremem fase gasosa.A colisão das partículas, também chamada de cho-

que efetivo, deve ser bem orientada, permitindo umaperfeita interação entre as mesmas. Mas, nem sempre,a colisão por si só é o bastante para desencadear areação, é preciso, ainda, que as partículas postas emchoque tenham uma quantidade mínima de energiapara romper as ligações químicas já existentes e formarnovas substâncias. Existem situações em que milhõesde colisões acontecem, mas, como a quantidade deenergia é insuficiente, não há uma reação química.Essa quantidade mínima de energia é denominadaenergia de ativação.No dado instante em que ocorre o choque efetivo

é formada uma estrutura chamada complexo ativado.Trata-se de uma fase de transição, em que já existeuma interação entre os reagentes, porém, os produtosainda não foram formados. A energia de ativação énecessária para originar o complexo ativado, logo, senão houver a formação dessa espécie química a reaçãotambém não ocorre.De acordo com a teoria das colisões, quantomaior for

a frequência de choques efetivos, maior é a velocidadeda reação. Isso porque, um número maior de colisõesaumenta a probabilidade de formação do complexoativado, que, por sua vez, permite que ocorra a reação.

Problema 1

(UDESC 2019/1) Na reação de dissociaçãotérmica do HI(g), a velocidade de reação éproporcional ao quadrado da concentraçãomolar do HI. Se triplicarmos a concentraçãomolar do HI, a velocidade da reação:

2HI(g) −−⇀↽−− I2(g)+H2(g) ·

a) aumentará 6 vezes.b) aumentará 9 vezes.

c) diminuirá 6 vezes.d) diminuirá 9 vezes.e) diminuirá 3 vezes.

RESOLUÇÃO: Ao aplicarmos alei da velocidadepodemos chegar em: V = k.[HI]2 e por estemotivo ao triplicarmos a concentração de HItemos: V = k.[3.HI]2 e assim o 3 elevado a 2temos V = 9k.[HI]2 .

Resposta: Letra b.

1.2 Fatores que alteram o equilıbrio(Principio de Le Chatelier)

Quando um sistema em equilíbrio sofre qualquerperturbação externa, o equilíbrio se desloca no sentidooposto ao da perturbação.Essa perturbação externa trata-se da alteração das

condições de pressão, temperatura e na adição ou re-tirada de uma ou mais substâncias presentes no sis-tema (alterando assim a concentração), visto assim éde grande interesse destarmos os tipos de perturbaçõesdo equilíbrio:

1. Concentracao: Após a adição de uma substân-cia a uma reação, o seu equilíbrio será deslocado nosentido do consumo dessa substância. Porém, se au-mentarmos a concentração de um ou mais produtos,ocorrerá o contrário, a reação se deslocará no sentidoinverso, para a esquerda, ou seja, no sentido de forma-ção dos reagentes.

Figura 2: Esquema sobre perturbação da concentração. Fonte:o autor, 2020.

EXEMPLO: Veja a reação mostrada na Equação

N2(g) + 3H2(g) −−⇀↽−− 2NH3(g)A adição de N2(g) a esta reação irá aumentar a con-

centração desta substância no meio, e isto provocará

Pré-UFSC Joinville http://preufsc.jve.ufsc.br Página 2 de 14

AULA X: Tópico

um deslocamento do equilíbrio dessa reação para adireita, ou seja, no sentido do consumo do N2(g). Porsua vez, se for retirada uma certa quantidade de N2(g)da reação, diminuindo a concentração desta substânciano sistema, haverá um deslocamento deste equilíbriopara a esquerda, ou seja, no sentido da formação demais desse composto. Para os outros compostos pre-sentes nessa reação, utiliza-se o mesmo princípio paraanalisar o deslocamento do equilíbrio da reação deacordo com a adição ou consumo de substâncias.

2. Temperatura: No equilíbrio, uma das reações éendotérmica (absorve calor) e a outra é exotérmica(libera calor) O aumento da temperatura provoca odeslocamento no sentido endotérmico da reação, en-quanto uma diminuição da temperatura favorece osentido da reação que libera calor, a exotérmica.

Figura 3: Esquema sobre perturbação da temperatura. Fonte:o autor, 2020.

EXEMPLO: Sabendo que a reação representada pelaEquação anterior tem ∆H = −92 kJ, compreende-se que a reação direta (de formação da amônia) éexotérmica, mas a reação inversa, a qual forma gásnitrogênio e gás hidrogênio, é endotérmica. Assim, sea temperatura do sistema for aumentada, o equilíbriose deslocará para a esquerda (sentido endotérmico).

3. Pressao: A variação da pressão só deslocará osequilíbrios que envolvem substâncias gasosas.Quando se aumenta a pressão de um dado sistema,

o equilíbrio é deslocado no sentido de menor volumeda reação. Por outro lado, se diminuirmos a pressão, odeslocamento do equilíbrio será no sentido da reaçãoem que há expansão do volume.

Figura 4: Esquema sobre perturbação da pressão. Fonte: oautor, 2020.

Devemos chamar atenção para os catalisadores,pois estes muitas vezes estarão conectados a pergun-tas sobre o equilíbrio químico, os catalisadores sãosubstâncias capazes de acelerar uma reação química,sendo assim diferente dos exemplos de perturbaçõesdo equilíbrio eles não entram neste contexto, aumen-tar a velocidade de uma reação não significa alterar oequilíbrio.

Problema 2

(FUVEST, adaptada – 1990) Em solução aquosa,íons cromato (CrO4)2– , de cor amarela, co-existem em equilíbrio com íons dicromato(Cr2O7)2– , de cor alaranjada, segundo a rea-ção:

2 (CrO4)2–(aq) + 2H+(aq) −−⇀↽−− (Cr2O7)2–(aq) +H2O(l)

Dê a soma da(s) afirmativa(s) que indicammudanças nos sistemas favorecendo que acoloração alaranjada se torne mais intensa.:

01. Adiciona OH– .02. Diminui o pH.04. Aumenta a pressão.08. Acrescenta mais água.16. Acrescenta mais ácido.32. Acrescenta um catalisador.

RESOLUÇÃO:

01: Analisando a primeira alternativa vemosque, se adicionarmos OH– na reação, está irareagir com o ácido presente formando águae, assim, aumentando os produtos. Assim,descartamos esta opção, pois o equilíbrio irádeslocar para esquerda afim de consumir oexcesso de água.02: Ao diminuir o pH, estamos adicionandomais ácido, e assim deslocando o equilíbriopara direita, formando mais produto. Ou seja,alternativa correta.04: Ao aumentarmos a pressão o sistemaprocura se deslocar para onde haverá menorvolume de moléculas. Neste caso, analisando oscoeficientes estequiométricos, são os produtos.Portanto, alternativa correta.08: Aumentando a concentração de água,a reação se desloca para esquerda, afim deconsumi-lá. Assim, essa alternativa não entrano somatório.16: Seguindo a mesma ideia da alternativa 02,ao aumentarmos a concentrção de ácido, favo-recemos a reação direta. Ou seja, alternativacorreta.


AULA X: Tópico

32: Como foi visto nos conceitos de Le chatelier,os catalisadores não afetam o equilíbrio, já queestes aceleram a reação, mas não aumentama concentração ou quantidade de moléculasformadas.

Resposta: Somatório: 02 + 04 + 16 = 22

1.3 Ordem de reacao

A ordem de uma reação química relaciona a veloci-dade em que esta ocorre com a quantidade de matériaexistente ou a concentração dos reagentes que partici-pam da reação.De maneira geral, a lei de velocidade de reações

químicas pode ser escrita como:v = k · [X]α · [Y]β

Podemos assim analisar um exemplo genérica paraidentificar a ordem das reações,

aA + bB→ cC + dDSendo uma reação elementar, isto é que ocorre em

uma unica etapa, a lei da velocidade é dada por:v = k [A]a · [B]b

Pode-se observar que os expoentes neste caso sãoos próprios coeficientes dos reagentes na reação ele-mentar acima. Agora analisaremos um exemplo deexercício para compreender quando uma reação não éelementar:Problema 3

(UEG GO/2007) Considere a fase gasosa da rea-ção entre o óxido nítrico e a molécula de bromoa 273◦C. A velocidade inicial de formação doNOBr foi determinada experimentalmente paravárias concentrações iniciais de NO e Br2. Osresultados podem ser vistos na tabela a seguir:

2NO(g) + Br2(g) −−→ 2NOBr(g)

Experimento [NO] (mol/L) [Br2] (mol/L) V (mol/L.s)1 0,1 0,2 242 0,25 0,2 1503 0,1 0,5 604 0,35 0,5 73,5

Determine a ordem de reação em relação aoNO e ao Br2.

RESOLUÇÃO: Para podermos resolver esseproblema, devemos separá-lo em duas etapas.

Primera etapa: determinação da ordem deNO. Se colocarmos as leis de velocidade para o

experimento 1 e 2 temos:

V1 : 24 = k · [0, 1]a · [0, 2]b

V2 : 150 = k · [0, 25]a · [0, 2]b

Se dividirmos a reação a reação 1 pela 2 pode-mos obter a variável a isolada ou seja a ordemde reação de NO:

24/150 = [0, 1/0, 25]a

0, 16 = [0, 4]2 = [0, 4]a → a = 2

Segunda etapa: Seguir a mesma ideia, porém,analisando os experimentos 1 e 3, isolando avariável b e descobrindo que esta vale 1 assim:

V1 : 24 = k · [0, 1]a · [0, 2]b

V2 : 60 = k · [0, 1]a · [0, 5]b

24/60 = [0, 2/0, 5]b

0, 4 = [0, 4]b → b = 1

2 Equilıbrio quımico

A maior parte das reações químicas termina quandotermina a quantidade de reagentes, mas alguns pro-cessos não se completam. O fato disto ocorrer podeser explicado pela reversibilidade da reação. Apósformar os produtos, estes voltam a formar os reagentesoriginais. Se certas modificações não forem realizadas,essas reações não chegarão ao final. Elas tendem aatingir o equilíbrio químico.

2.1 Reacoes reversıveis

Observe a reação:

A + B V1−−→ C + DA + B V2←−− C + DA + B←−→ C + D

No caso destas reações genéricas temos que V1 e V2são as velocidades das reações, e o sentido das flechas éo sentido em que a reação está ocorrendo, para direita(direta) ou para esquerda (inversa), ou para os pro-dutos e reagentes, respectivamente. A última reação,escrita com a flecha dupla, indica que a reação estáem equilíbrio, ou seja, a velocidade V1 = V2.No início da reação, V1 é máximo e V2 é 0, pois os

produtos ainda não foram formados e a velocidade in-versa não pode ocorrer (pois as concentrações de [C] e[D] são 0). A medida que a reação ocorre, V2 aumentae V1 diminui, e o mesmo ocorre com as concentraçõesdos reagentes e produtos. Quando V1 e V2 se igualam,e as concentrações de reagentes e produtos se tornamconstantes, a reação atingiu seu equillíbrio.


AULA X: Tópico

FIQUE LIGADO

As reações no equilíbrio ainda estão ocorrendo,porém a nível microscópico. Observando ma-croscopicamente a reação “parou”, mas ela estáem constante ocorrência.

2.2 Equilıbrio quımico (Kc e Kp)

Guldberg e Waage (1867) enunciaram a lei da açãodas massas, assim “A velocidade de uma reação quí-mica é proporcional ao produto das massas ativas dassubstâncias que participam da reação”. Massa ativa,neste caso, é o mesmo que concentração. Assim, paraa reação genérica:

aA + bB←−→ cC + dD

Ao aplicarmos a lei da ação das massas, temos que:Reação direta:

V1 = k1[A]a · [B]b

Reação inversa:

V2 = k2[C]c · [D]d

Ao atingir o equilíbrio temos que V1 = V2 assimigualamos as leis das velocidades afim de obter:

k1k2

=[C]c[D]d

[A]a[B]b

Como a relação deK1/K2 é uma constante, denomi-namos esta como Kc, que é a constante de equilíbrio.Assim:

Kc =[C]c[D]d

[A]a[B]b

FIQUE LIGADO

Para montar a equação do equilíbrio deve-seobservar o estado físico dos participantes. Se oreagente ou produto estiver no estado líquidoou sólido, este não participa da equação paraKc.

Agora, para compreendermos Kp, basta entenderque o subíndice p é referente à pressão, ou seja, elaé escrita em termos das pressões parciais existentesdos reagentes e produtos na forma de gás. Assim, demaneira análoga:

Kp =[pC]c[pD]d

[pA]a[pB]b

Problema 4

(UDESC 2016/2) A ideia de equilíbrio químicofoi proposta pela primeira vez pelo químicofrancês Claude Louis Berthollet em seu livroEssai de Estatique Chimique, em 1803. Basica-mente, diz-se que uma reação química está emequilíbrio quando a proporção entre reagentese produtos se mantém constante ao longo dotempo.

Considerando o conceito de equilíbrio químico,assinale a alternativa correta.

A) Para a reação em equilíbrio 2 SO2(g) +O2(g) −−⇀↽−− 2 SO3(g) a 1000K, o valor daconstante de equilíbrio é 0,215 quando PSO2= 0,660 atm, PO2 = 0,390 atm e PSO3 =0,0840 atm.B) No equilíbrio químico entre íons cromatoe dicromato em meio aquoso, 2 CrO42

– (aq) +2H+(aq) −−⇀↽−− Cr2O72

– (aq) + H2O(l), aadição de hidróxido de sódio irá privilegiar aformação de íons dicromato em solução.C) Considerando a equação química quedescreve o processo industrial para a síntesede amônia (processo Haber-Bosch): N2(g) +3H2(g) −−⇀↽−− 2NH3(g), é possível afirmar queuma vez aumentada a pressão do sistema pelainjeção de um gás inerte ou compressão dosistema, o equilíbrio químico é deslocado nosentido de formação dos produtos.D) Os valores de Ka em meio aquoso paraos ácidos cloroso e nitroso são 1, 0 · 10−2 e4, 3 · 10−4, respectivamente. Com base nestesdados é possível afirmar que o pH de umasolução de HClO2 será maior que o de umasolução de HNO2, considerando soluções comconcentrações idênticas.E) A adição de um catalisador a um sistemaem equilíbrio altera o valor numérico de suaconstante, pois reduz sua energia de ativação.

RESOLUÇÃO:

A: Segundo a equação para a constate de equi-líbrio Kp, tem-se que:

Kp = [pSO3]2

[pO2]1[pSO2]2

Substituindo os valores das pressões parciaisobtemos uma constante de Kp = 0,04150, ouseja, alternativa errada.B: Ao adicionarmos OH– na reação em questão,este irá reagir com o ácido, formando água e,assim, deslocando o equilíbrio para esquerda.Alternativa errada.


AULA X: Tópico

C: Neste caso, observamos que o númerode moléculas nos produtos é menor que nosreagentes. Sendo assim, ao aumentar a pressãoo sistema se desloca para a direita, reduzindoseu volume.D: Observando que o Ka do ácido cloroso émaior que do nitroso, deduzimos que seu valorde pH será menor, uma vez que altos valoresde Ka indicam ácidos mais fortes, ou seja, pHmais baixo. Alternativa errada.E: Catalisadores somente agem na velocidadeda reação, deixando ela mais rápida, e não en-tram na perturbação do equilíbrio. Alternativaerrada.

Resposta: Letra C

2.3 Equilıbrio homogenio e heterogenio

Existem dois tipos de equilíbrio químico, homogênioe heterogênio. O equilíbrio homogênio ocorre em rea-ções numa única fase, ou seja, todos os participantesestão numa mesma agregação ou estado físico. Nor-malmente se observa este tipo de equilíbrio quandotodas as substâncias estão no estado gasoso.O equilíbrio heterogênio ocorre quando há mais

de um tipo de estado físico na reação, por exemploaquoso e gasoso.

Exemplo: Classifique os seguintes equilíbrios emhomogêneos ou heterogêneos:a) 2NO(g) + O2(g) −−⇀↽−− 2NO2(g)b) PCl5(g) −−⇀↽−− PCl3(g) + Cl2()gc) 2 Fe(s) + 3H2O(g) −−⇀↽−− Fe2O3(s) + 3H2(g)d) HCl(aq) + KOH(aq) −−⇀↽−− KCKC(aq) + H2O(l)

Ao análisar a letra (a) e (b) podemos observar quetodos os compostos se encontram em estado gasoso,ou seja teremos equilíbrios homogênios. Já na (c) e (d)existem estados diferentes, e assim são classificadoscomo equilíbrios heterogênios. Ainda nesta questão,podemos identificar em quais equilíbrios teremos Kpdefinido ou não. Nas alternativas (a), (b) e (c) temosgases participantes da reação, assim teremos Kp defini-dos pelas pressões parciais dos compostos gasosos. Naletra (d) não teremos Kp, pois não há gás na reação.Problema 5

(PUC-RS) Um equilíbrio envolvido na formaçãoda chuva ácida está representado pela equação:

2 SO2(g) + O2(g) −−⇀↽−− 2 SO3(g)Em um recipiente de 1 litro, foram misturados6 mols de dióxido de enxofre e 5 mols de

oxigênio. Depois de algum tempo, o sistemaatingiu o equilíbrio; o número de mols detrióxido de enxofre medido foi 4. O valoraproximado da constante de equilíbrio é:

a) 0,53b) 0,66c) 0,75d) 1,33e) 2,33

RESOLUÇÃO: Para esta resolução, devemos uti-lizar a equação de Kc para descobrir a cons-tante do equilíbrio. Então:

Kc =[SO3]2

[O2]1[SO2]2

Devemos observar que não nos foi fornecido asconcentrações no equilíbrio e para isso se segueum método:Passo 1: Montar a tabela com os valores conhe-cidosComponentes 2 SO2(g) O2(g) 2 SO3(g)

Início 6 mol/L 5 mol/LDuranteEquilíbrio 4 mol/L

Sabendo que no início não há concentração deproduto, então é 0 mol/L para o SO3. No equi-líbrio sabe-se que a concentração do produto é4 mol/L, assim, podemos afirmar que durante areação tivemos a obtenção de 4 mol/L (o valorno equilíbrio deve ser a soma do valor início edurante na tabela para a reação).

Componentes 2 SO2(g) O2(g) 2 SO3(g)Início 6 mol/L 5 mol/L 0 mol/L

Durante 4 mol/LEquilíbrio 4 mol/L

Para finalizar a tabela usamos a relação este-quiométrica da reação. Devemos pensar que 2mol de SO2 formam 2 mol de SO3, como du-rante a reação houve a formação de 4 mol/L deproduto, temos que 4 mol/L de SO2 reagirampara formar 4 mol/L de SO3. Já para o O2, arelação é de 1:2, então tem-se que 2 mols/Lde O2 foram perdidos durante a reação paraformar o produto. Para finalizar a tabela, deve-mos fazer a subtração da concentração inicialdos reagentes com o que reagiu (durante), paraobter seus valores no equilíbrio.

Componentes 2 SO2(g) O2(g) 2 SO3(g)Início 6 mol/L 5 mol/L 0 mol/L

Durante 4 mol/L 2 mol/L 4 mol/LEquilíbrio 2 mol/L 3 mol/L 4 mol/L


AULA X: Tópico

Por fim, coloca-se as concentrações do equilí-brio na equação para Kc para obter o valor de1,33.

Resposta: Letra (d) 1,33

2.4 Quociente de reacao (Q)

O quociente de uma reação (Q) é a relação entre aquantidade de ragentes e produtos em umdeterminadomomento. Diferente de K, essa relação pode ser feitaem qualquer instante da reação, não necessariamenteno equilíbrio:

Q =[C]c[D]d

[A]a[B]b

Quando Q está relacionado às concentrações dosprodutos e reagentes, chamamos de Qc. Podemos obter,também, Q em relação às pressões parciais, ou seja Qp.O valor do quociente de reação nos fornece muitas

informações importantes. Vamos analisar os extremos,como por exemplo, o inicio de uma reação ou a com-pleta tranformação dos reagentes em produtos, ou seja[C] = [D] = 0, ou [A] = [B] = 0 respectivamente.No primeiro caso, obtemos um Q = 0, que podemostraduzir que, para Q com valores pequenos, temos maisreagentes no instante calculado. Já no segundo caso,temos que o denominador é 0. Matematicamente fa-lando, Q é infinitamente grande, então, para valoresde Q altos, traduzimos que no instante calculado hámais produtos que reagentes.Assim podemos criar relações que ajudam a entender

melhor algumas reações químicas:

Figura 5: Reta de explicação para relação entre Q e K. Fonte:o autor, 2020.

Colocamos em uma reta os valores de Q em relaçãoa K, ou seja, digamos que K seja 1 e os valores de Q sãodistribuidos pela reta. A posição de Q na reta pode serrelacionada com o efeito causado por uma perturbaçãono equilíbrio, conforme explicado abaixo:

Caso Q > K: Se na reta temos que Q é maior que oK, vimos na relação anterior que valores altos de Q nosdizem que temos mais produtos que reagentes. Nestecaso a reação tenderá à formação dos reagentes, afimde reestabelecer o equilíbrio e consumir os produtosem excesso.


Caso Q = K Se temos que Q = K, a reação está emequilíbrio, ou seja, ela não será deslocada para nenhumlado.


Caso Q< K: Já no caso em queQ é menor que K, po-demos fazer novamente a relação que, se Q é pequeno,temos muito mais reagente que produtos. Sendo assim,a reação tenderá para os produtos (direita), afim deestabelecer o equilíbrio.


3 Equilıbrio ionico

Este tipo específico de equilíbrio é o estudo do com-portamento dos íons no estado de equilíbrio químico.Quando se estuda o equilíbrio químico, normal-

mente se foca no estudo dos íons ácidos, bases e doequilíbrio da água. Então, vamos separar esses trêsequilíbrios para entendermos melhor:

Equilıbrio de acidos: Os ácidos são compostos co-valentes que ionizam em água. Quando liberam H+

na solução, estes, em contato com H2O, formam o íonhidrônio (H3O+):

HA + H2O(l) −−⇀↽−− H3O+(aq) + A– (aq)

O equilíbrio pode ser deslocado em função da forçado ácido: quanto mais forte o ácido, mais para a direitao equilíbrio se desloca, no sentido de formar as espéciesiônicas. A constante do equilíbrio ácido (Ka) é obtidadesta reação, onde:

Ka =[H3O

+][A−]

[HA]


AULA X: Tópico

FIQUE LIGADO

Uma informação importante que se pode tirarda constante Ka é que quanto maior o valor deKa mais forte é o ácido.

Equilıbrio de bases: substâncias que, quando emágua se dissociam liberando íons hidroxila (OH– ), for-mam o seguinte equilíbrio:

COH + H2O(l) −−⇀↽−− OH– (aq) + C+(aq)

Novamente, a força da base desloca o equilíbrio paradireita, no sentido da formação de hidroxilas. A cons-tante de equilíbrio de bases (Kb) é dada por:

Kb =[OH+][C+]

[COH]

FIQUE LIGADO

Uma informação importante que se pode tirarda constante Kb é que quanto maior o valor deKb mais forte é a base.

3.1 Equilıbrio ionico da agua

A água possui a capacidade de fazer uma autoioni-zação, isto é:

H2O(l) + H2O(l) −−⇀↽−− H3O+(aq) + OH– (aq)

Sendo uma a reação é reversível, podemos obteruma constante, que nesse caso é chamada de produtoiônico da água (Kw):

Kw =[H3O

+][OH−]

[H2)]2

Como foi visto, para substâncias no estado líquido,como a água, utiliza-se o valor é 1 para sua concen-tração. Assim, a fórmula do produto iônico da águaé:

Kw = [H3O+][OH−]

FIQUE LIGADO

Assim como as constantes Ka e Kb, o produto iô-nico da água também pode alterar, dependendoda temperatura em que a reação.

3.2 Calculo de pH

O conceito de potencial hidrogeniônico (pH) foi cri-ado pelo químico dinamarquês Peter Lauritz Sorensen(1868-1939), para expressar a acidez de uma soluçãopor meio da concentração de H+. Sabe-se que, a 25◦C,Kw é 1 · 10−14, logo:

Kw = [H3O+][OH−] = 1 · 10−14 então

[H3O+] = [OH−] = 1 · 10−7

ou seja aplicando cologaritmos na equação acimatemos que:

− log[Kw] = − log[H3O+]− log[OH−]

14 = pH + pOHAssim, podemos observar a escala de pH para sa-

ber se determinada substância libera mais ou menosH+. Ao analisarmos uma escala de pH, vemos que umasubstância neutra como a água possui pH= 7 (visto naequação anterior do produto iônico da água). Dizemosque substâncias que liberam mais H+ possuem pH me-nores que 7 e são considerados como ácidos, quandose tem valores de pH maiores maiores que 7, são asbases.

Figura 9: Reta de explicação para escala de pH. Fonte: o autor,2020.

3.3 Forca: Bronsted-Lourey

Uma breve revisão sobre a teoria dos ácidos e basesde Bronsted-Lourey:Um ácido de Bronsted-Lowry é qualquer espécie ca-

paz de doar um próton H+, e uma base é qualquerespécie capaz de aceitar um próton. Em termos deestrutura química, isso significa que qualquer ácido deBronsted-Lowry deve conter um hidrogênio capaz dedissociar como H+. A fim de aceitar um próton, umabase de Bronsted-Lowry deve receber ao menos umpar de elétrons para formar uma nova ligação com opróton.Agora podemos voltar para o sentido de força e fra-

queza de ácidos e bases, onde a teoria em questão nosajuda a entender melhor. Primeiramente, os ácidos:

Acidos: Para entendermos se um ácido é fraco ouforte precisamos conhecer sua reação de ionização.Ácido forte é aquele que se ioniza por completo, ouseja, sua reação de ionização é praticamente completa.Como exemplo, temos a ionização do HCl:

HCl(aq) + H2O(l) −−→ H3O+(aq) + Cl– (aq)


AULA X: Tópico

Já para ácidos fracos, sua reação de ionização estáem equilíbrio, ou seja, sua molécula não se dissociatotalmente. Como exemplo, temos a ionização do ácidoacético:

CH3COOH(aq) + H2O(l) −−⇀↽−− H3O+(aq) +CH3COO– (aq)

Mas então, como saber quando é forte ou fraco? Namaioria dos casos os ácidos são fracos, existem poucosácidos fortes e devemos nos familiarizar com estes.

Bases: Da mesma forma que os ácidos, a definiçãode bases fortes depende da sua reação de dissociaçãoem água. Bases fortes se dissociam completamente,formando íons hidroxíla (OH– ). Por exemplo, o NaOH:

NaOH(aq) + H2O(l) −−→ Na+(aq) + OH– (aq)

No mesmo sentido, bases fracas não se dissociamcompletamente, como por exemplo, a amônia:

NH3(aq) + H2O(l) −−⇀↽−− NH4+(aq) + OH– (aq)

Neste caso permanece um equilíbrio, onde, depen-dendo do grau de dissociação, há mais ou menos íonsdissociados.

Grau de ionizacao de acidos (α) Podemos conhe-cer a força de um ácido a partir do seu grau de ioniza-ção, isto é, quanto ele irá ionizar ou liberar íons H+ aose dissociar em água.

α =n◦ de moléculas ionizadasn◦ de moléculas dissolvidas

Assim, temos como determinar uma escala para aforça dos ácidos:

Ácido forte Ácido moderado Ácido fraacoα > 50% α < 50% α ≤ 5%

Problema 6

(ITA) – Numa série de ácidos, chama-se demais forte aquele que:

a) Reage mais rapidamente com metais.b) Tem maior constante de dissociação.c) Tem menor constante de dissociação.d) Consome menos moles de NaOH por mol deácido numa reação de neutralização.

RESOLUÇÃO:

Letra a: A velocidade em que os ácidos reagemcom metais não mede a força deste ácido entãodescartamos esta opção.

Letra b: é a constante de dissociação Ka quemede a força de um ácido, indicando se ele sedissocia totalmente ou parcialmente, sendoesta a resposta correta.

Letra c: ao contrário da acima, se a constanteé menor, significa que o ácido não se dissociatanto quanto ácidos com maior de Ka.

Letra d: a força de um ácido é dada pelacapacidade dele ácido se ionizar e liberar H+.A quantidade de base consumida numa reaçãode neutralização não mede a força do ácido, esim a establidade da base.

3.4 Hidrolise de sais

Os sais são considerados eletrólitos fortes. Conse-quentemente, os sais existem inteiramente como íonsem solução. Quando são dissolvidos em água, nemsempre a solução obtida é neutra.As propriedades ácido-base de sais são uma con-

sequência da reação de seus íons com a água, produ-zindo íons H3O+ ou OH– na solução aquosa. O com-portamento de A força ácida ou básica é definida pelosvalores das constantes de hidrólise (Kh) calculadas apartir, Ka e Kw ou Kb e Kw, dos pares ácido / baseconjugados dos equilíbrios de dissociação.Temos 3 casos principais que ocorrem na hidrólises

de sais, sendo estas:

Sais capazes de formar um meio acido São saiscapazes de formar bases fracas e ácidos fortes com seusíons. Um exemplo é o sulfato de ferro (FeSO4). Seucátion Fe2+ sofre hidrólise, ou seja, interage com OH–

e forma a base fraca hidróxido de ferro II [Fe(OH)2].Se o ânion sulfato (SO4

–2) interagisse com o cátionhidrônio (H+), Como não sofre hidrólise íons hidrôniosobram no meio dando o caráter ácido.

Sais capazes de formar um meio basico Se-guindo a ideia acima, são sais que formam bases for-tes e ácidos fracos. Por exemplo, o cianeto de cálcio[Ca(CN)2]. Se o ânion cianeto (CN–1) interagisse como hidrônio (H+), haveria a formação do hidrácido ácidocianídrico (HCN), que é fraco. Seu cátion, Ca2+, per-tence à família IIA, e não sofre hidrólise, ou seja, nãointerage com o hidróxido, pois resulta na base fortehidróxido de cálcio [Ca(OH)2]. Desta maneira, sobramíons OH– no meio, dando gerando o caráter básico.

3.5 Solucao-tampao

A solução-tampão é uma solução que, mesmo com aadição de um ácido ou base, não sofre variação de pH.


AULA X: Tópico

Ou seja, a solução tamponada é resistente às variaçõesde pH. Um bom exemplo de solução-tampão é o nossosangue, onde as trocas gasosas do nosso corpo só ocor-rem em pH 7,3 – 7,5; por isso o sangue sempre tentamanter o pH tamponado para nossa vida. Mas o queconstitui essa solução?

Caso 1: Solução de ácido fraco e sua base conjugada.Por exemplo, considere uma solução-tampão consti-tuída de ácido acético (H3CCOOH) e acetato de sódio((H3CCOONa):

(CH3COOH(aq) + H2O(l) −−⇀↽−− H3O+(aq) +CH3COO– (aq)

CH3COONa(aq) + H2O(l) −−⇀↽−− Na+(aq) +CH3COO– (aq)

A adição de um ácido forte aumenta a concentra-ção do íon hidrônio, H3O+. Visto que o ácido acéticoé um ácido fraco, o ânion acetato possui grande afi-nidade pelo próton (H+). Com isso, o pH do meiopraticamente não sofre alteração. No entanto, se foradicionado cada vez mais ácido forte, chegará o mo-mento em que todo o ânion acetato será consumido eo efeito tampão acabará.Já a adição de uma base forte aumenta a concentra-

ção de OH– , que reage com o íon hidrônio. Com essareação, a concentração dos íons H3O+ irá diminuir ehaverá um deslocamento do equilíbrio no sentido deaumentar a ionização do ácido e, com isso, a variaçãode pH da solução será muito pequena.

Caso 2: Solução de base fraca e seu ácido conjugado.Por exemplo, considere uma solução-tampão formadapor hidróxido de magnésio, MgOH2(aq)(base fraca) ecloreto de magnésio, MgCl2(s) (sal).

MgOH2(aq) + H2O(l) −−⇀↽−− Mg2+(aq) + 2OH– (aq)MgCl2(aq) + H2O(l) −−⇀↽−− Mg2+(aq) + 2Cl(aq)

Nesse caso, os íons H3O+ vindos da adição do ácidoforte serão neutralizados pelos íons OH– , vindos dadissociação da base fraca. Isso deslocará o equilíbriode dissociação da base para a direita. A base forte adici-onada sofre dissociação liberando íons OH– . Visto queo hidróxido de magnésio é uma base fraca, o magnésioliberado na dissociação do sal terá maior tendência dereagir com o OH– .

3.6 Kps

Kps é a sigla utilizada para representar a constantedo produto de solubilidade, que se refere ao produto(multiplicação) das concentrações em quantidade dematéria dos íons presentes em uma solução.Sempre que um soluto pouco solúvel é adicionado

a um solvente, uma parte deste soluto irá se dissolverno solvente, o restante se juntará e formará um corpo

de fundo. A parte dissociada libera seus íons, cátionse ânions, no meio.O Kps irá medir a capacidade de solubilidade de um

soluto, sendo ele o produto da concentração dos íons,assim:

YaXb −−⇀↽−− aY +b + bX−a

Kps = [Y +b]a[X−a]b

COLABORADORES DESTA AULA• Texto:

João Lucas das Chagas

• Diagramação:Laura Dacoreggio Volpato Braz

• Revisão:Carla Dalmolin

Referencias Bibliograficas

Atkins, P. e L. Jones (2006). Princípios de química: ques-tionando a vida moderna e o meio ambiente. PortoAlegre: Bookman.

Harris, D. C. (2001). Análise Química Quantitativa.5ª ed. LTC.

Skoog, D. A. et al. (2006). Fundamentos de QuímicaAnalítica. 8ª ed. Thomson.

Theodore, L. Brown, H. Eugene Lemay e Bruce E. Burs-ten (2005). Química: A ciência central. 9ª ed. PearsonPrentice Hall.

Vogel, A. I. (1981).Química Analítica Qualitativa. 5ª ed.Mestre Jou.

4 Lista de Problemas

Alguns dos exercícios apresentados na lista abaixo,bem como algumas soluções apresentadas nos resolvi-dos desta aula foram retirados de provas de vestibula-res.

1. (UFRS) uma reação química atinge o equilíbrioquímico quando:

a) ocorre simultaneamente nos sentidos direto einverso.b) as velocidades das reações direta e inversa sãoiguais.c) os reagentes são totalmente consumidos.d) a temperatura do sistema é igual à do ambi-ente.e) a razão entre as concentrações de reagentes eprodutos é unitária.


AULA X: Tópico

2. (FATEC) Nas condições ambientes, é exemplo desistema em estado de equilíbrio uma:

a) xícara de café bem quente;b) garrafa de água mineral gasosa fechada;c) chama uniforme de bico de Bunsen;d) porção de água fervendo em temperaturaconstante;e) tigela contendo feijão cozido

3. (UFPB) Se 1 mol de H2(g) e 1 mol de I2(g), emum recipiente de 1 litro, atingirem a condiçãode equilíbrio a 500 ºC, a concentração de HI noequilíbrio será:Dado: Kc = 49.

a) 2,31.b) 5,42.c) 1,56.d) 3,29.e) 4,32.

4. (UnB) Qual o ácido mais forte?

a) H2Sb) HNO2c) H2CO3d) CH3COOHe) C6H5COOH

5. (PUC-MG) Ao analisar um determinado sucode tomate, um técnico determinou que suaconcentração hidrogeniônica é igual a 0,001mol/L. Assim, o pH desse suco de tomate é:

a) 2b) 3c) 4d) 9e) 11

6. (SANTOS-SP) Observe a equação de equilíbrioabaixo:

2NO2(g) −−⇀↽−− N2O4(g)Quando o equilíbrio acima é alcançado, a pressãoé 2 atm e há 50% de NO2 em volume. O valor daconstante de equilíbrio em pressões parciais (Kp)deve ser:

a) 0,2b) 0,25c) 1d) 0,5e) 0,75

7. (UDESC 2010) O processo industrial de produ-ção de amônia (NH3) envolve o seguinte equilí-brio químico: N2(g) + 3H2(g) −−⇀↽−− 2NH3(g). O

gráfico abaixo mostra, aproximadamente, as por-centagens de amônia em equilíbrio com os gasesnitrogênio e hidrogênio na mistura da reação.

De acordo com o gráfico e as informações acima,analise as proposições:

I – A formação da amônia é favorecida emcondições de alta pressão e baixa temperatura.II – A reação de formação da amônia é umprocesso endotérmico.III – Em um recipiente fechado, à pressãoconstante, o aumento da temperatura favorece adecomposição da amônia.IV – Um aumento na concentração de gás nitro-gênio causará um deslocamento do equilíbrioquímico no sentido dos reagentes.

Assinale a alternativa correta.

A) Somente as afirmativas II e IV são verdadeiras.B) Somente as afirmativas II e III são verdadeiras.C) Somente as afirmativas III e IV são verdadeiras.D) Somente as afirmativas I e IV são verdadeiras.E) Somente as afirmativas I e III são verdadeiras.

8. (VUNESP 2009) Considere a reação química queestá ocorrendo nas hemácias de uma pessoa.

CO2 + H20 −−⇀↽−− H2CO3 −−⇀↽−− HCO3– + H+

Considere que esse equilíbrio esteja deslocando-sepreferencialmente para a direita. Pode-se inferirque:

A) o pH sanguíneo está aumentando, indicandoque essa pessoa está realizando esforço físicointensoB) a maior parte de gás carbônico presente nosangue é proveniente da quebra da glicose queocorre no citosol das hemácias.C) essa pessoa encontra-se num ambiente combaixa concentração de oxigênio e passa a realizarfermentação láctica que produz gás carbônico


AULA X: Tópico

baixando o pH sanguíneo.D) o aumento da acidez sanguínea é prontamentedetectado pelo bulbo que aumenta a estimulaçãodos músculos envolvidos na respiração, aumen-tando a frequência respiratória.E) o aumento do teor de gás carbônico no sangueé detectado por receptores químicos localizadosnas paredes das veias cavas e artérias pulmonares,que enviam mensagem ao bulbo provocandoaumento da frequência respiratória.

9. Uma pessoa ao temperar sua salada utilizou ape-nas uma pitada de sal (cloreto de sódio) e apro-ximadamente 3 mL de vinagre (solução aquosacontendo ácido acético) e 9 mL de água. Consi-dere que o sal não influenciará o pH, que o vi-nagre é uma solução 4% (m/v) de ácido acético(CH3COOH), sendo está a substância responsávelpelo caráter ácido desta solução.(Dados: densidade do vinagre = 1, 05 g/mL; Ka= 1, 75 · 10−5)A expressão de equilíbrio do ácido acético é:

A) 1, 75 · 10−5 =x · x

0, 175− x

B) 1, 75 · 10−5 =0, 175− xx− 0, 175

C) 1, 75 · 10−5 =0, 175− xx · x

D) 1, 75 · 10−5 =x · x

0, 70− x

E) 1, 75 · 10−5 =0, 70− xx · x

10. O “galinho do tempo” é um objeto típico dePortugal muito vendido como lembrança dessepaís. Esse souvenir muda de cor reversivelmenteentre rosa e azul, de acordo com a variaçãoclimática do local (temperatura e umidade doar), devido à presença do composto químicocloreto de cobalto nesse objeto. A reação químicaque ocorre é demonstrada pela equação químicaabaixo: (∆H > 0)

Rosa Azul

Considerando o equilíbrio químico envolvido nareação química que ocorre no “galinho do tempo”,analise as proposições.

I. Quando a temperatura do local onde o “galinhodo tempo” se encontra for elevada, a coloraçãodele será azul.II. O “galinho do tempo” apresentará coloraçãorosa quando a umidade do ar for elevada.III. Em dias frios e chuvosos, a coloração do“galinho do tempo” será rosa.

Assinale a alternativa correta.

a) Somente as afirmativas I e III são verdadeiras.b) Somente as afirmativas II e III são verdadeiras.c) Somente as afirmativas I e II são verdadeiras.d) Somente a afirmativa I é verdadeira.e) Todas as afirmativas são verdadeiras.

11. (UERN) A solubilidade do nitrato de cálcio[Ca(NO3)2] em água é 2, 0 · 10−3 mol/litro emuma determinada temperatura. O Kps desse sal àmesma temperatura é:

a) 8 · 10−8

b) 8 · 10−10

c) 3, 2 · 10−10

d) 3, 2 · 10−8

Dados do exercício:Fórmula do sal: Ca(NO3)2;Concentração molar do sal (solubilidade):2, 0 · 10−3 mol/L.

12. (UFSC/ 2019 - Adaptada) A produção de dióxidode carbono a partir da decomposição de bicarbo-nato de sódio (principal componente do ‘fermentoquímico”) pode ser demonstrada por meio de umexperimento simples. Ao entrar em contato com aágua contida em um recipiente, o gás produzido écoletado em um balão de borracha, que infla coma decomposição do bicarbonato. O experimento éesquematicamente mostrado abaixo:

Antes da reação Após adição

As reações associadas envolvem a hidrólise comíons bicarbonato e a decomposição do ácido carbô-nico formado:HCO3

– + H2O(l) −−⇀↽−− H2CO3(aq) + OH– (aq)H2CO3(aq) −−⇀↽−− CO2(g) + H2O(l)

Considerando que o experimento tenha sidoconduzido sob pressão atmosférica de 1,0 atm, écorreto afirmar que:


AULA X: Tópico

01. a solução formada por água e bicarbonato desódio terá pH superior a 7,0.02. a quantidade de CO2 que inflará o balãoindepende da quantidade de bicarbonato de sódioinserida na água, mas depende da quantidade deágua no recipiente.04. se a temperatura da solução na qual obicarbonato de sódio será dissolvido for aumen-tada, o volume interno do balão será inferiorao volume observado em menor temperatura,pois há mudança na solubilidade do gás no meiolíquido.08. se o bicarbonato de sódio for dissolvido emuma solução ácida, a decomposição para formarCO2 será inibida e, portanto, o volume internodo balão será menor do que se a reação forconduzida em meio básico.16. se o balão for estourado ao término doexperimento, o gás que o preenche irá se contraire será reabsorvido pela solução, o que resultaráem um aumento no pH.32. Considerando-se quantidades equivalentes debicarbonato, assume-se que o balão estará maisinflado, ou seja, terá maior volume interno aotérmino da reação se o experimento for conduzidoa 35 ◦C do que a 15◦C.

13. (UFSC) A amônia é amplamente utilizada na pro-dução de fertilizantes e também é utilizada comoprecursor para a produção de diversos polímeros.A formação da amônia a partir da reação entrehidrogênio e nitrogênio é uma reação químicaindustrial importante, representada abaixo:

N2(g) + 3H2(g) −−⇀↽−− 2NH3(g)Essa reação (direta) possui um ∆H = −46, 2 kJ/-mol e é normalmente realizada utilizando-se umexcesso de hidrogênio.Sobre o assunto e com base nas informações acima,é correto afirmar que:01. a reação direta é endotérmica e a reaçãoinversa é exotérmica.02. a remoção de amônia do sistema deslocará oequilíbrio para a direita, no sentido de formaçãodos produtos.04. o aumento da temperatura favorecerá oprocesso de produção de amônia.08. a redução na pressão do sistema deslocará oequilíbrio para a esquerda.16. a adição de hidrogênio em excesso ao sistemafavorecerá a reação de formação dos reagentes.32. a presença de um catalisador reduzirá otempo necessário para que a reação atinja oequilíbrio.64. ao iniciar a reação, sua velocidade é reduzidagradativamente até que seja atingido o equilíbrioe, então, passa a ocorrer a variação nas concen-trações de produtos e reagentes.

14. (Mackenzie) - Seja a reação:2NaHCO3(s) −−⇀↽−− Na2CO3(s) + H2O(g) +

CO2(g)Qual é a expressão de Kp?

15. CEFET–PR) Com relação ao equilíbrio químico,afirma-se:

I. O equilíbrio químico só pode ser atingido emsistema fechado (onde não há troca de matériacom o meio ambiente).II. Num equilíbrio químico, as propriedades ma-croscópicas do sistema (concentração, densidade,massa e cor) permanecem constantes.III. Num equilíbrio químico, as propriedadesmicroscópicas do sistema (colisões entre asmoléculas, formação de complexos ativados etransformações de umas substâncias em outras)permanecem em evolução, pois o equilíbrio édinâmico.

É (são) correta(s) a(s) afirmação(ões):

a) Somente I e II.b) Somente I e III.c) Somente II e III.d) Somente I.e) I, II e III.

5 Gabarito

1. Alternativa b.

2. Alternativa b.

3. Alternativa c.

4. Alternativa e.

5. Alternativa b.

6. Alternativa c.

7. Alternativa e.

8. Alternativa d.

9. Alternativa a.

10. Alternativa e.

11. Alternativa c.

12. Somatório: 01 + 32 = 33


AULA X: Tópico

13. Somatório: 02 + 08 + 32 = 42

14. Kp = [pH2O]·[CO2]Alternativae.


Qu´ımica: F´ısico-Qu´ımica - UFSC

Documents

Transcript of Qu´ımica: F´ısico-Qu´ımica - UFSC