Equilíbrio Químico

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por Marcel� Portell� Var�
Equilíbrio Químico
● definição: momento em que as velocidades das reações direta e inversa se
igualam
● em função da concentração:
○ gráficos:
■ concentração x tempo:
■ velocidade x tempo:
○ constante de equilíbrio (KC):
■ somente se altera em função da temperatura: quanto maior a
temperatura, menor o K
■ mede a espontaneidade da reação: se KC é muito alto, a reação
direta é muito espontânea
■
sendo [C], [D], [A] e [B] a concentração de equilíbrio das
substâncias
● os reagentes e produtos sólidos não interferem na situação
de equilíbrio, pois suas concentrações não variam. Desse
modo, os sólidos não aparecem no cálculo da constante de
equilíbrio
● se KC for alta, a reação que tem maior tendência para
acontecer é a direta
● se KC for baixa, a reação que tem maior tendência para
acontecer é a inversa
■ não necessariamente uma reação que tem constante de equilíbrio
alta vai ter uma velocidade alta
○ quociente de reação (QC):
■
sendo [C], [D], [A] e [B] NÃO NECESSARIAMENTE as
concentrações de equilíbrio
● se QC for diferente de KC, é porque o sistema está fora do
equilíbrio e uma das reações está mais rápida
○ se QC < KC, a reação direta está mais rápida
○ se QC > KC, a reação inversa está mais rápida
○ resolução de exercícios:
A B C D
início
reage/forma
equilíbrio
○ grau de equilíbrio (rendimento da reação): porcentagem de reagente
limitante que reage
● em função das pressões parciais:
○ vale apenas para reações que têm ao menos uma espécie gasosa
○ constante de equilíbrio (KP):
sendo PC , PD , PA e PB as pressões parciais de equilíbrio
■ apenas reagentes e produtos gasosos entram no cálculo
➔ relação entre KP e KC:
KP = KC . (R . T)
∆𝑛
■ T → temperatura em Kelvin
■ → diferença entre a soma dos coeficientes estequiométricos∆𝑛
dos produtos e a dos reagentes
● deslocamento de equilíbrio: equilíbrio é perturbado
○ princípio de Le Chatelier:
■ sempre que perturbamos um equilíbrio, ele vai tentar se
restabelecer, minimizando o efeito colocado sobre ele
■ é empírico
○ como perturbar um equilíbrio:
■ variando a concentração:
● se aumenta a concentração de reagentes, a reação direta é
favorecida
● se diminui a concentração de reagentes, a reação inversa é
favorecida
■ variando a pressão: vale apenas para reações que envolvem gases
● se a pressão do sistema aumenta, o equilíbrio é deslocado
no sentido que produz menos partículas gasosas
● se a pressão do sistema diminui, o equilíbrio é deslocado
no sentido que produz mais partículas gasosas
■ variando a temperatura:
● : se a temperatura aumenta, o equilíbrio é∆𝐻 < 0
deslocado no sentido que consome calor, ou seja, no
sentido da reação inversa
● : se a temperatura diminui, o equilíbrio é deslocado∆𝐻 < 0
no sentido que libera calor, ou seja, no sentido da reação
direta
○ deslocando o equilíbrio, por qualquer um dos fatores, altera-se a
concentração dos reagentes e dos produtos
● equilíbrio iônico:
○ conceito ácido e base de Brönsted-Lowry: quem cede H+ é ácido e
quem recebe é base. ex.:
H2CO3 (aq) + H2O (l)⇋ H3O+(aq) + HCO -3 (aq)
H2CO3 transfere H+para H2O, formando H3O+
■ em pares ácido-base conjugados, o ácido sempre tem um H+ a
mais que a base
■ a água tem comportamento anfótero, portanto pode se comportar
como base ou como ácido
○ constante de acidez: como a quantidade de água presente em
equilíbrios iônicos é muito grande, ela é considerada praticamente
constante, então:
KC . [H2O] = Ka
■ a constante de acidez também pode ser chamada de constante de
ionização (Ki)
○ grau de ionização: força do ácido↑ 𝐾𝑎 , ↑ α , ↑
○ indicadores químicos: indicadores ácido-base comuns são, em geral,
ácidos fracos (representados por HInd)
HInd + H2O ⇋ H3O+ + Ind -
● sendo HInd de cor x e Ind - de cor y
■ efeito do íon comum: com a adição de um ácido ao sistema, há
excesso de íon hidrônio, portanto a reação inversa é favorecida, o
que faz com que o indicador indique a cor x
■ efeito do íon não comum: com a adição de uma base ao sistema,
ocorre a reação do OH- com o H3O+ presente no sistema,
formando água. Com água em excesso, a reação direta é
favorecida, fazendo com que o indicador indique a cor y
○ constante de basicidade: como a quantidade de água presente em
equilíbrios iônicos é muito grande, ela é considerada praticamente
constante, então:
KC . [H2O] = Kb
○ resolução de exercícios:
ácido/base ânion cátion
início
reage/forma
equilíbrio
● equilíbrio de ionização da água:
○ a água é um eletrólito fraco e se auto ioniza
■ eletrólito: substância que pode gerar íons em solução, seja por
dissociação iônica ou por ionização
■ autoionização da água:
2 H2O(l) ⇋ H3O+(aq) + OH-(aq)
● H2O faz papel de ácido e de base
■ a ionização da água é um processo endotérmico
○ constante de ionização da água:
KC . [H2O]2 = Kw
■ a constante de ionização da água também pode ser chamada de
produto iônico da água
○ pH e pOH:
■ pH: potencial hidrogeniônico
● pH = - log [H+]
■ pOH: potencial hidroxiliônico
● pOH = - log [OH-]
■ relação entre as duas escalas:
Kw = 10-14 (a 25°C)
KW = [H+] . [OH-] = 10-14
log [H+] + log [OH-] = -14
- log [H+] - log [OH-] = 14
pH + pOH = 14
● hidrólise salina:
○ definição: processo em que o cátion e/ou o ânion proveniente(s) de um
sal reage(m) com água, originando a respectiva base fraca (e os íons H+)
e/ou o respectivo ácido fraco (e os íons OH-)
■ sais cujos íons que, ao reagir com água, formam bases ou ácidos
fortes não sofrem hidrólise
● ácidos fortes:
○ hidrácidos: HCl, HBr e HI
○ oxiácidos: HmXOn (se n-m ≥ 2)
● bases fortes:
○ hidróxidos de metais alcalinos
○ Ca(OH)2, Ba(OH)2 e Sr(OH)2
○ constante de hidrólise:
■ hidrólise de cátion derivado de base fraca:
Kh = Kw / Kb
○ Kb é o Kb da base formada
○ quanto mais fraca for a base formada, menor será o
Kb e maior será o Kh , ou seja, mais extensa será a
hidrólise do respectivo cátion
■ hidrólise de ânion derivado de ácido fraco:
Kh = Kw / Ka
○ Ka é o Ka do ácido formado
○ quanto mais fraco for o ácido, menor será o Ka e
maior será o Kh , ou seja, mais extensa será a
hidrólise do respectivo ânion
○ como determinar o pH de uma solução salina de acordo com os íons
que formam o sal:
● sistema tampão: (ou solução tampão)
○ definição: sistema que resiste a variações de pH quando a ele se
adicionam pequenas quantidades de ácido ou de base
○ tampão ácido: sistema constituído por um ácido fraco e sua base
conjugada (sal)
○ tampão básico: sistema constituído por uma base fraca e seu ácido
conjugado
○ exemplo: sistema tampão do sangue (composto por bicarbonato e
ácido carbônico)
■ se o sangue ficar ácido:
HCO3-(aq) + H+(aq) ⇋ H2CO3 (aq)
■ se o sangue ficar básico:
H2CO3 (aq) + OH-(aq) ⇋ HCO3-(aq) + H2O(l)
○ capacidade tamponante: quantidades limite de ácido ou de base que
podem ser adicionadas a um sistema-tampão antes que um de seus
componentes seja praticamente todo consumido
● equilíbrio de solubilidade:
○ é um equilíbrio heterogêneo, ou seja, apresenta reagentes e/ou produtos
em diferentes estados de agregação
○ é válido para compostos considerados insolúveis, ou seja, que
apresentam solubilidade menor que 0,01 mol/L
○ SÓLIDOS NÃO ENTRAM EM EXPRESSÕES DE CONTROLE DE EQUILÍBRIO
○ constante do produto de solubilidade: (ou só produto de solubilidade)
KS / KPS / PS
■ é a constante de equilíbrio formado entre um composto iônico
que não está dissolvido (corpo de fundo) e seus íons dissolvidos
em uma solução saturada
■ quanto maior KS , maior é a solubilidade do composto iônico (isso
é válido apenas para substâncias que possuem a mesma
proporção entre cátion e ânion
○ resolução de exercícios:
composto iônico cátion ânion
dissolve
forma
○ produto iônico (PI): seu cálculo informa se um composto está propício
ou não a precipitação
■ utiliza a mesma expressão de KPS mas com as concentrações
presentes na solução examinada
PI < KS → solução insaturada
PI = KS → solução saturada sem corpode fundo
PI > KS → solução saturada com corpo de fundo