Equilíbrio químico

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Equilíbrio químico 
! As reações em meio aquoso e gasoso não terminam, e sim, 
entram em um estado de equilíbrio com reagentes e produtos 
 
! Ocorre em processos reversíveis 
 
REACAO DIRETA E INDIRETA 
! Direta: reagentes colidindo entre si, formando produtos 
 
! Inversa: produtos colidindo entre si, voltando a originar os 
reagentes (decomposição dos produtos) 
 
 
CONDICOES 
! Velocidade da reação direta = velocidade da reação inversa 
 
! Concentração constante dos reagentes e dos produtos 
⁃ Atenção: as concentrações não são necessariamente iguais 
 
! A reação não para após atingir o equilíbrio 
 
! Sistema fechado e temperatura constante 
 
! Catalisador não altera o equilíbrio químico: tanto a velocidade da 
reação direta quanto da inversa são afetadas em igual proporção 
 
! Heterogêneo: substancias em estados físicos diferentes 
! Homogêneo: substancias estão em estados físicos iguais 
Rendimento 
! De acordo com a quantidade dos reagentes e produtos no 
estado de equilíbrio 
 
BAIXO RENDIMENTO 
! Quantidade alta de reagentes 
⁃ Reagentes foram pouco consumidos 
⁃ Pouco produto foi formado 
 
MÉDIO RENDIMENTO 
! Quantidade de reagentes e produtos muito próximas entre si 
 
ALTO RENDIMENTO 
! Quantidade alta de produtos 
" Quase todos os reagentes foram consumidos pata a formação 
dos produtos desejados 
 
Constantes de equilíbrio 
LEI DA ACÃO DAS MASSAS 
! “A velocidade é proporcional a concentração dos reagentes 
elevado a expoentes que são determinados experimentalmente” 
! Reacao elementar (única etapa): ordem = molecularidade 
 
 
 
 
# Atenção: colchetes são usados para indicar concentração molar 
 
ESPÉCIES NÃO PARTICIPANTES 
! Solventes possuem concentrações constantes 
" A água não entra na expressão do equilíbrio quando ela é o 
solvente (maioria dos casos), já que ela tem concentração muito 
superior aos reagentes e produtos 
! A concentração do solido permanece constante, porque uma 
fração muito pequena dele é consumida 
 
CONSTANTE EM TERMO DE PRESSAO (Kp) 
! Utilizada apenas para gases 
 
! Exemplo de montagem: 
 
 
RELACAO ENTRE KC E Kp 
!!""#!##$#%&'($%"
! kp: constante de equilíbrio em termos de pressões parciais 
! kc: constante de equilíbrio em termos de concentração molar 
! R: constante dos gases (0,082 atm.L/mol.K) 
! T: temperatura absoluta (TK = TºC + 273) 
! Δn: variação da quantidade em mols de gases (prod.-reag.) 
" Numero de mols de gases do reagente = numero de mols de 
gases do produto ⇢	KP = Kc 
MONTAGEM DA CONSTANTE EM EXERCÍCIOS 
! Quando o exercício fornecer as concentrações em equilíbrio, 
apenas substituí-las na formula 
 
! Quando o exercício não fornecer as concentrações em 
equilíbrio, montar a tabelinha 
" Exemplo: 
 
 
Deslocamento de equilíbrio 
PRINCÍPIO DE LE CHÂTELIER 
! “Quando uma forca externa age sobre um sistema em 
equilíbrio, este se desloca, procurando anular a ação da forca 
aplicada” 
 
! Quando um sistema em estado de equilíbrio sofre mudança, ele: 
" Muda para um novo estado de equilíbrio 
" Muda de forma a minimizar as mudanças inicialmente realizadas 
 
! Fatores externos capazes de deslocar o equilíbrio: 
concentração, temperatura e pressão 
\ Atenção: catalisador não desloca o equilíbrio químico 
(aumenta a velocidade da reação direta e inversa na 
mesma proporção) 
‣ Deslocar o equilíbrio: aumentar o rendimento da reação em um 
sentido, ou seja, aumentar a concentração dos produtos ou 
reagentes 
 
VARIACAO DE CONCENTRACAO 
! Desloca o equilíbrio sem mudar o valor da constante 
 
! ↑Concentração de uma das substancias em equilíbrio = desloca 
o equilíbrio para o lado que consome a substancia adicionada 
" $Reagentes = desloca para os produtos 
" $Produtos = desloca para os reagentes 
 
! ↓Concentração de uma das substancias em equilíbrio = desloca 
o equilíbrio para o lado que produz a substancia adicionada 
" %Reagentes = desloca para os reagentes 
" %Produtos = desloca para os produtos 
 
VARIACAO DE PRESSÃO 
! Desloca o equilíbrio sem mudar o valor da constante 
 
! Só influencia reações que tenham a presença de gases 
" Se o número de mols dos gases nos reagentes e nos produtos 
for igual, a pressão não desloca o equilíbrio 
 
! A pressão é inversamente proporcional ao volume 
" ↑P = desloca o equilíbrio para o lado de menor volume 
" ↓P = desloca o equilíbrio para o lado de maior volume 
 
VARIACAO DE TEMPERATURA 
! Desloca o equilíbrio e muda o valor da constante de equilíbrio 
 
! ↑T = desloca o equilíbrio para o lado em que a reação absorve 
calor (endotérmico) 
! ↓T = desloca o equilíbrio para o lado em que a reação libera 
calor (exotérmico) 
 
 
RESUMO 
 
Equilíbrio iônico 
! Além de moléculas, estão presentes íons 
! Ocorre particularmente nos processos de dissociação de ácidos 
fracos, bases fracas e sais insolúveis 
\ Com ácidos fortes e bases fortes, a dissociação é quase 
completa = não se estabelece um estado de equilíbrio 
dinâmico (muito produto e quase nada de reagente) 
 
CONSTANTE DE IONIZACAO (KI) 
 
 
\ A concentração da água é considerada uma constante, 
já que atua como solvente 
 
CONSTANTE DE DISSOCIACAO (KI) 
 
 
OBSERVACOES 
! Quanto maior o valor da constante de ionização Ki ou Ka ou Kb, 
maior a forca acida ou básica da substancia 
" $ Ka (constante de equilíbrio para o acido) = equilíbrio da solução 
deslocada para os produtos = maior a forca do acido (maior 
presença de íons) 
" $ Kb (constante de equilíbrio para a base) = equilíbrio da solução 
deslocada para os produtos = maior a forca da base (maior 
presença de íons) 
# Ka e Kb variam conforme a temperatura 
 
POLIÁCIDOS E POLIBASES 
! Espécies químicas que em solução aquosa liberam 2 ou mais 
mols de íons hidrônio ou hidroxila 
! Constante de ionização para a equação global = multiplicação 
entre as constantes 
\ Atenção: em um exercício, caso seja necessário inverter 
uma equação para obter a global, é preciso inverter a 
constante, ou seja, o inverso de Ki = 1/Ki 
 
! Ácidos fracos polípticos 
" Perda de prótons em etapas 
" A cada etapa corresponde um valor de Ka 
" As constantes sucessivas variam nessa ordem Ka1>Ka2>Ka3 . . . 
 
 
 
# Exemplo: 
 
 
PAR CONJUGADO ÁCIDO-BASE 
! Existem substancias que apresentam características acidas ou 
básicas sem a necessidade de reagir com a água 
⁃ Acido: toda espécie química que doa um próton H+ 
⁃ Base: toda espécie química capaz de receber um próton H+ 
 
 
! Conclusões: 
⁃ Quanto mais ácida for a espécie química, mais fraca será a base 
conjugada 
⁃ Quanto mais fraco for o acido, mais forte será a base conjugada 
 
LEI DA DILUICAO DE OSTWALD 
! A dada temperatura, à medida que a concentração em 
quantidade de matéria de um eletrólito (ácido, base, sal) diminui, seu 
grau de ionização ou de dissociação aumenta 
 
Dica: quando maria ama dois, um é menos amado 
 
! Quanto mais diluída for uma solução, menor a concentração 
molar e maior é o seu grau de ionização 
 
 
Equilíbrio iônico da água 
! Autoionização da agua: 
 
! Produto iônico da agua (Kw) 
&!'(')*"+,)-*#+'
 
⁃ 25ºC e 1atm: Kw = 1.10-14 = 10-7M . 10-7M 
\ Na água pura existem íons H+ e OH-, mas em 
quantidades insuficientes para a condução de corrente 
 
POTENCIAL HIDROGENIÔNICO (pH) e hidroxilionico (pOH) 
 
.*'/'.-*'('0'123')*"+'0'123')-*#+'('45'
$%!&'(')*+,'
 
 
 
HIDRÓLISE SALINA 
! Ionização de um sal provocada pela agua 
" Sal + agua = acido + base 
 
! Bases fortes: família 1A e 2A, exceto Be e Mg 
! Ácidos fortes: 
" Hidrácidos: HF (moderado), HCl, HBr e HI 
" Oxiácidos: oxigênio - hidrogênio = 2 ou mais 
 
‣ Quem é fraco reage com a água (hidrolise), formando o 
respectivo ácido ou base 
6↑ Kh (constante de hidrolise) = ↑ hidrolisado o ânion ou o cátion 
 
! Sal de caráter ácido: excesso de H+ (ácido forte + base fraca) 
 
 
Sal de base forte e acido fraco 
! Sal de caráter básico: excesso de OH- (ácido fraco + base forte) 
 
 
! Salde caráter neutro (ácido forte + base forte) 
 
! Sal levemente ácido/básico (ácido fraco + base forte) 
⁃ Ka > Kb: levemente ácido 
⁃ Ka < Kb: levemente básico 
⁃ Ka = Kb: neutro 
 
Efeito do íon comum 
! Aplicação do principio de Le Chatelier para equilíbrios iônicos: 
aumento da concentração de um dos íons, deslocando o equilíbrio 
 
EFEITO DO ÍON COMUM 
! Aumentar a concentração de produtos desloca para a formação 
do reagente = diminui o grau de ionização e a acidez 
 
EFEITO DO ÍON NÃO COMUM 
! Há íons que, apesar de não serem comuns ao equilíbrio iônico, 
também podem deslocar o equilíbrio 
 
! Diminuir a concentração de produtos desloca para a formação 
dos produtos = aumenta o grau de ionização e a basicidade 
 
EFEITO DO ÍON NA SOLUBILIDADE 
 
! Aumentar a concentração de produtos desloca para a formação 
do reagente = diminui o grau de ionização e a solubilidade do sal 
Soluções tampão 
CARACTERÍSTICAS 
! Constituídas por misturas de ácidos fracos e bases fracas 
⁃ Mistura de ácido fraco + base conjugada 
⁃ Mistura base fraca + acido conjugado 
 
‣ A base é aquela que recebe prótons H+, enquanto o ácido é 
aquele que doa prótons H+ 
 
! Misturas de soluções de eletrólitos que praticamente resistem a 
variação de pH quando pequenas quantidades de ácidos ou bases 
são adicionados ao sistema 
⁃ Capacidade tamponante da solução-tampão = limite 
⁃ O ácido é consumido pela base do tampão e a base é 
consumida pelo acido do tampão 
! Sofrem pequenas variações por diluição (adição de água) 
 
EXEMPLOS 
! Acetato: CH3COOH (ácido fraco) + CH3COONa 
⁃ CH3COO- (base conjugada) + Na+ 
 
! Bicarbonato: H2CO3 (ácido fraco) + NaHCO3 
⁃ Na+ + HCO3- (base conjugada) 
 
! Fosfato: H2PO4 (ácido fraco) + NaHPO4 
⁃ Na+ + HPO4- (base conjugada) 
 
! Amônia: NH4OH (base fraca) + NH4Cl 
⁃ NH4+ (ácido conjugado) + Cl- 
 
EQUACAO DE HANDERSON-HASSELBAALCH 
! A dissociação de um ácido fraco HA ocorre da seguinte forma: 
 
! Dissociação de uma base fraco XOH ocorre da seguinte forma: 
 
Equilíbrio de solubilidade 
PRODUTO DE SOLUBILIDADE KPS / CONSTANTE DE SOLUBILIDADE KS 
! O produto das concentrações molares dos íons, obtidos a partir 
de um eletrólito pouco solúvel, elevados as potencias que são os 
seus coeficientes estequiométricos 
" Usados para sais pouco solúveis em água 
 
 
COEFICIENTES ESTEQUIOMÉTRICOS IGUAIS 
! Quanto maior a constante, mais produtos e maior a solubilidade 
⁃ Quando há mesma proporção em íons 
 
COEFICIENTES ESTEQUIOMÉTRICOS DIFERENTES