Aula 2 - Equibibrio quimico - Acido-Base

Prévia do material em texto

Equilíbrio químico
Prof. Alex da Silva Cotrim
A cor que vai 
e volta
 Glicose (dextrose) + 
hidróxido de sódio + 
azul de metileno Azul Incolor
Introdução
 Experimento a partir do qual os químicos Guldberg e Waage postularam a Lei 
de Ação das Massas.
 Experimento com duas substâncias gasosas: 
 N2O4(g) – Tretóxido de dinitrogênio (gás incolor)
 NO2(g) – Dióxido de nitrogênio (gás marrom)
Aquecimento de gás N2O4 contido em um tubo 
transparente, a uma temperatura “T”
Experimento 1 Experimento 2
Aquecimento de gás NO2 contido em um tubo 
transparente, à mesma temperatura “T” do exp. 1
Molécula do N2O4
Molécula do NO2
+
Equilíbrio e reações reversíveis
 Experimento (detalhado) de Guldberg e Waage em 1864.
Concentrações (M) iniciais e no equilíbrio de N2O4(g) e NO2(g) a 100 °C 
Processos químicos e físicos que são reversíveis
O que se pode 
concluir?
(1) A condição de 
equilíbrio independe 
das condições iniciais 
do sistema: isto é, 
pode começar a reação 
com o reagente ou com 
o produto, em qualquer 
quantidade...
...o sistema reage até 
alcançar a mesma 
condição de equilíbrio, 
cuja constante Kc é 
característica daquela 
reação a uma 
temperatura 
específica.
Exp. 1
Exp. 2
Exp. 3
Exp. 4
O que se pode 
concluir?
(2) Lei de ação 
das massas:
A razão entre a 
concentração de 
produtos e 
reagentes no 
equilíbrio é igual 
a uma constante, 
a constante de 
equilíbrio, Kc. 
Definindo a expressão de equilíbrio para uma 
reação química
 Lei de ação das massas (em outras palavras): 
As concentrações de reagentes e produtos de 
uma reação química podem ser relacionadas 
por uma constante, chamada Kc (constante de 
equilíbrio).
 Mesma relação se aplica ás constantes de 
velocidade das reações direta e inversa.
 Qual a expressão de equilíbrio para a reação 
da amônia?
Para uma reação qualquer
Equilíbrio é dinâmico
 Ao realizar um experimento mais cuidadoso, chega-se a 
mais uma conclusão:
 (3) Equilíbrio é alcançado quando as reações direta e a 
inversa ocorrem na mesma velocidade. Ou seja:
 Sistema não para de reagir no equilíbrio!!
Analogia com a via de mão dupla. 
Exercício
 O gráfico da esquerda corresponde a qual reação? 
(1) ou (2)? Por quê?
 A reação é completa?
 Note que equilíbrio independe da condição inicial!
(1)2NH3(g) → N2(g) + 3H2(g)
(2)N2(g) + 3H2(g) → 2NH3(g)
Assim que se escreve 
uma equação de uma 
reação reversível
Interpretando o valor de Kc
 Valor do Kc (razão entre produtos e reagentes), indicia 
quais as espécies químicas que são dominantes no 
equilíbrio (reagentes ou produtos).
 Isto é, indica se equilíbrio favorece formação de 
reagentes ou produtos, nas condições dadas de 
temperatura e, para gases, pressão (K expresso em 
pressões parciais).
Reagentes Produtos
ProdutosReagentes
K << 1 – Equilíbrio
(favorece reagentes)
K >> 1 – Equilíbrio
(favorece produtos)
Constantes de equilíbrio
T (K) Constante K
Exercício
Os diagramas a seguir representam três sistemas em equilíbrio, todos 
em contêineres de 1 litro: considerando que cada bolinha representa 
1 mol, ordene esses sistemas em ordem crescente de Kc.
Resposta:
ii < i < iii
Unidades de concentração
 Unidades de concentração
 Calcule quanto de HCl é produzido nesta 
reação, dadas as seguintes condições de 
equilíbrio: 
 K = 4,0x1018 
 P(H2) = 4,2x10-8 bar 
 P(Cl2) = 8,3x10-8 bar 
Processos reversíveis e irreversíveis
 Combustão: não é possível reverter os produtos ao estado inicial (reagentes).
 Ligação do O2 e CO no complexo heme da hemoglobina: 
Resumindo...
A reação de 
formação de 
produtos ocorre com 
a mesma rapidez da 
reação inversa
Reagentes e produtos 
são consumidos na 
mesma proporção em 
que são formados
A composição do sistema 
reacional é fixa, e 
definida pela constante 
Kc (constante de 
equilíbrio).
Reagentes e produtos 
coexistem 
em concentrações que 
não se alteram
Resumindo
A matéria não pode 
escapar do sistema, 
para que o equilíbrio 
seja estabelecido.
Sistema fechado.
O estado de equilíbrio 
independe da condição 
inicial do sistema 
reacional.
Iniciando com reagentes 
ou produtos, em qualquer 
concentração, o mesmo 
estado de equilíbrio é 
alcançado, a uma T 
constante.
A cor que vai 
e volta
 Glicose (dextrose) + 
hidróxido de sódio + 
azul de metileno Azul Incolor
Perturbação do equilíbrio
N2O4NO2
Princípio de le Chatelier: efeito concentração 
 Postulado do princípio: Quando um sistema em equilíbrio é perturbado, o mesmo reage de 
modo a compensar o efeito da perturbação.
 Alteração de Temperatura, pressão e concentração!
 Concentração: ao adicionar-se um dos componentes de um sistema em equilíbrio, o sistema 
reage consumindo a substância adicionada até que o equilíbrio seja reestabelecido:
Princípio de le Châtelier: efeito temperatura
Rosa Azul
No equilíbrio, ambos 
Co(H2O)62+ e CoCl42- estão 
presentes em quantidades 
significativas. Solução é 
violeta.
Favorece produto: 
concentração de CoCl42-
aumenta.
Favorece reagente: 
concentração de Co(H2O)62+ 
aumenta.
Aquece
Esfria
Calor
Princípio de le Châtelier: efeito temperatura
Efeito 
temperatura
Reação 
endotérmica
Aumento T 
equivale adição 
de reagente
Equilíbrio 
desloca para 
direita
Reação 
exotérmica
Aumento de T 
equivale adição 
de produto
Equilíbrio 
desloca para 
esquerda
Calor
Princípio de le Châtelier: Efeito da 
pressão (sobre gases)
 Pressão: ao alterar a pressão de uma mistura reacional em estado gasoso, a 
temperatura constante, o equilíbrio é deslocado na direção (reagentes ou produtos) que 
reduz o número de mols de gás (reduz o número de moléculas).
 Para a reação de síntese da amônia, o aumento da pressão da mistura reacional favorece os 
produtos ou reagentes?
Deslocamento do equilíbrio: aumentando rendimento 
da reação
 Processo Haber de síntese 
da amônia: efeito da 
pressão e temperatura no 
equilíbrio da reação:
Proporção de 
NH3 aumenta 
com aumento 
da pressão.
Proporção de 
NH3 diminui 
com aumento 
da 
temperatura.
Equilíbrio de 
solubilidade
Equilíbrio de Solubilidade
 Solubilidade: Quantidade máxima do soluto que se pode dissolver em uma dada quantidade de solvente, a uma 
dada temperatura e pressão (para solutos em estado gasoso).
 O que é uma solução saturada? 
 → Possui a quan dade máxima de soluto que consegue dissolver (solução está saturada)!
 O processo de dissolução é reversível.
Solução saturada!
Solução saturada está 
em equilíbrio com o 
soluto depositado no 
fundo.
Solução em equilíbrio com corpo de 
chão (sal depositado no fundo)
 Equilíbrio heterogêneo (mistura heterogênea)
 A fase sólida não aparecem na expressão da constante de equilíbrio.
( ) ( )
( )
Kps = “produto de 
solubilidade”: constante 
de equilíbrio entre um 
soluto em uma solução 
saturada e o precipitado 
(corpo de fundo).
É dado pela 
concentração molar dos 
íons na solução 
saturada...
Portanto, essa expressão 
fornece a solubilidade
(quantidade na solução 
saturada) do soluto 
neste solvente!
Equilíbrio de Solubilidade: efeito temperatura
 Por que é mais fácil dissolver açúcar 
em água morna do que em água fria? 
MgSO4 Mg2+(aq) + SO42-(aq)
∆H(sol.) = —91,2 kJ/mol (exotérmico)
NH4NO3 NH4+(aq) + NO3-(aq)
∆H(sol.) = +26,4 kJ/mol (endotérmico)
Favorece Solubilização Favorece soluto insolúvel
Favorece Solubilização Favorece soluto insolúvel
Cálculo de solubilidade (solução 
saturada) a partir de Kps
 O produto de solubilidade (Kps) do CaF2 é 3,9x10-11 a 25 °C. Assumindo que 
todo o fluoreto de cálcio se dissocia durante a solubilização, e que não há 
outros equilíbrios envolvidos no sistema que podem afetar a solubilidade, 
calcule a solubilidade do CaF2, em gramas por litro de solução.
Cálculo de solubilidade (solução 
saturada) a partir de Kps
Equilíbrio ácido-base
Definição de Brönsted-Lowry (ano 1923)
 Reações de transferência de próton
 Ácido: substância que doa próton a outra substância. Base: substância que recebe próton.
Ácido Base
Equilíbrio ácido-base: auto-ionização da 
água
25 °C
Medindo acidez: escala de pH
 Concentração em mol L-1 dos íons [H3O+] ou [OH-] na escala logaritma.
 Qual a concentração de cátions hidrônio [H3O+] e ânions hidroxila [OH-], na água pura a 25 °C? 
Qual o pH da água pura?
 Kw = [x][x] = 10-14
 10-14 = x2
 x = → x = 10-7 mol L-1 → pH = -log[10-7] = - [-7] = 7! → pH NEUTRO!
Equilíbrio ácido-base: adição de ácido
 Adição de ácido ou base de Bronsted-Lowry em água perturba o equilíbrio de 
auto-ionização. 
 Adição de Ácido forte (ioniza completamente), ou ácido fraco (ironiza 
parcialmente):
 [H3O+] > 10-7 mol L-1
 pH < 7! → Solução ÁCIDA!
 [OH-] < 10-7 mol L
 pOH > 7!
Solução 
Equilíbrio ácido-base: adição de base
 Adição de base forte (ioniza completamente), ou base fraca (ioniza parcialmente):
 [H3O+] < 10-7 mol L-1
 pH > 7! → Solução BÁSICA ou ALCALINA!
 [OH-] > 10-7 mol L
 pOH < 7!
Força do 
ácido e da 
base
[H3O+] > 10-7 mol L-1
pH < 7! → Solução ÁCIDA!
[H3O+] < 10-7 mol L-1
pH > 7! → Solução BÁSICA/ALCALINA!
[H3O+] = [OH-] = 10-7 mol 
L-1pH = 7 → Solução NEUTRA
Natural da água
 Solução básica:
pH > 7
[H3O+] < [OH-] 
 Solução ácida:
pH < 7
[H3O+] > [OH-] 
 Solução neutra:
pH = 7
[H3O+] = [OH-] = 10-7 mol
 De onde vem essas cores?
Agora vamos aos cálculos! pH de uma 
solução de ácido forte
 Qual o pH de uma solução de 0,040 M (mol L-1) de ácido perclórico (HClO4)
 HClO4 é um ácido forte (ioniza completamente):
Medindo acidez: escala de pH
pH de uma solução de base forte
 Qual o pH de uma solução de Ca(OH)2 a 0,0011 M?
Ca(OH)2 → Ca2+(aq) + 2OH-(aq)
Observação: note que o valor da concentração 0,0011 mol L-1 foi 
multiplicado por 2, devido à estequiometria da dissolução (proporção 
de cátions e ânions liberados pela dissolução do Ca(OH)2).
pH de uma solução de ácido fraco
pH de uma solução de ácido fraco
 Qual o pH de uma solução de vinagre (ácido acético) a 0,30 M?
 Ácido acético é um ácido fraco (ioniza parcialmente).
 Passo 1: escrever a equação de ionização do ácido:
Perde H+ 
Recebe H+
Ácido
conjugado
Base
conjugada
CH3COOH(aq) + H2O(l) ⇋ CH3COO-(aq) + H3O+(aq)
Hidrogênio
Ionizável.
Par conjugado ácido-base 
de Bronsted-Lowry
pH de uma solução de ácido fraco
 Passo 2: escrever a expressão do equilíbrio de ionização do ácido, Ka:
pH de uma solução de ácido fraco
 Passo 3: escrever uma tabela com as concentrações de cada espécie química 
(reagentes e produtos), antes da ionização (iniciais), durante a reação 
(variação), e no equilíbrio (finais).
pH de uma solução de ácido fraco
 Passo 4: Substitua os dados na expressão da constante de equilíbrio:
 Equação quadrática! Mas, considerando que o ácido é fraco, a extensão da ionização é 
muito pequena (x é muito pequeno), 0,30 – x ≈ 0,30.
pH de uma solução de ácido fraco
 Resolva x:
 Verifique se a aproximação é válida: a quantidade (concentração) de ácido ionizado “x”, não 
pode ser superior a 5% da concentração inicial do ácido:
x = 2,3x10-3, que deve ser menor que 5% de 0,30 (concentração inicial do ácido): 5% = 0,015.
2,3𝑥10
0,30
100 = 7,6𝑥10 < 5% 𝑑𝑒 0,30.
Aproximação é válida!
Volumetria de 
neutralização (ácido-base)
Volumetria de neutralização (ou titulação 
volumétrica ácido-base)
Conceitos importantes na titulação:
Indicador: substância adicionada na solução 
desconhecida (Erlenmeyer) que apresenta uma 
cor em meio ácido (pH < 7) e outra cor em meio 
alcalino (pH > 7).
Ponto de equivalência: instante em que todo o 
ácido (titulado) foi neutralizado pela base 
(titulante).
Ponto de viragem (ponto final ou de 
transição): momento em que o indicador muda 
de cor permanentemente, atestando a 
neutralização do ácido:
Na neutralização (ponto equivalência): pH = 7
Excesso de titulante após a titulação: pH 
ligeiramente maior que 7 (se titulante for uma 
base).
*Ponto de equivalência e ponto de viragem não 
coincidem exatamente, mas são próximos.
Titulação ácido-base (volumetria ácido-base): permite determinar a 
concentração desconhecida de um ácido (ou uma base) numa solução –
titulado – fazendo reagir essa solução com uma base (ou um ácido) de 
concentração conhecida (padronizada) – titulante.
HCl(aq) + NaOH(aq) → NaCl(aq) + H2O(l)
Titulado
(no Erlenmeyer)
Titulante
(na Bureta)
Fonte: slideshare.com
Indicadores ácido-base
Propriedades 
características
Ácidos
Sabor azedo
Indicador 
fenolftaleína: 
incolor 
Definição de 
Bronsted-Lowry: 
doa prótons
Bases
Sabor amargo, 
adstringente
Indicador 
fenolftaleína: 
vermelho
Definição de 
Bronsted-Lowry: 
recebe prótons
Indicadores ácido-base usados em laboratório
Indicadores ácido-base
 Outros indicadores: Corantes presentes nas flores
 Cianinas e antocianinas
 Repolho roxo: indicador ácido-base caseiro: 
https://www.saberatualizado.com.br/2019/11/como-funciona-o-indicador-de-ph-base-de.html
Hortênsias: 
• solo ácido: azul
• Solo básico (alcalino): rosa
Titulação volumétrica ácido-base
 Exercício: uma solução de HCl, com fenolftaleína, foi titulada com NaOH a 0,1 
mol/L. Qual o volume gasto de titulante nessa análise? Calcule a concentração 
(em mol/L) do ácido na solução titulada. Lembre-se de converter mililitros para 
litros. Calcule o pH da solução.
 E se o resultado estiver errado? Como lidar com os erros e imprecisão dos 
resultados?
Fonte: todamateria.com
Análise em triplicata:
1. 40,7 mL
2. 39,9 mL
3. 32,7 mL
Qual resultado está 
errado e deve ser 
descartado?
NaOH 0,15 mol/L
HNO3 + fenolftaleína 
Curvas de titulação 
ácido-base
 pH versus volume de titulante 
adicionado em vários momentos da 
titulação:
Preparo de uma solução padrão para 
titulação
Soluções tampão
Relação entre Ka e Kb
 Base fraca: quem são o ácido e base conjugados da amônia (NH3)?
Ácidos polipróticos
 Ácidos que perdem mais de um próton: o primeiro próton é cedido com facilidade 
(ácido é forte), mas os prótons subsequentes são mais difíceis de serem ionizados 
(cedidos).
 H2SO4, H2CO3 e H3PO4
 Para estes ácidos, Ka1 >> Ka2 >> Ka3
 Exemplo:
O ânion bicarbonato é anfiprótico (comporta-se tanto como ácido, quanto como 
base):
Ácido carbônico Ânion bicarbonato
Ânion bicarbonato Ânion carbonato
Hidrólise de sais
 Sais derivados de ácidos ou bases fracas reagem com a água para formar o seu 
ácido (ou base) fraco, numa tendência do sistema de alcançar a condição de 
equilíbrio de ionização característica daquele ácido.
 1. Ao dissolver acetato de sódio em água, ele dissocia em cátions e ânions:
 NaCH3COO(s) ⇌ Na+(aq) + CH3COO-(aq)
 2. O acetato é base conjugada fraca do ácido acético (um ácido fraco), veja:
 3. Então, parte do acetato reage com H2O para produzir o ácido acético.
 Qual o pH de uma solução de bicarbonato de sódio? Ácido, alcalino, ou neutro?
Ânion acetato Ácido acético
Ânion acetatoÁcido acético
Soluções tampão
 Um tampão resiste à variação brusca do pH (efeito tamponante)
 Tampão ácido (pH < 7): é composto por uma mistura de um ácido fraco e sua base 
conjugada.
 Tampão básico (pH > 7): é composto por uma mistura de uma base fraca e seu ácido 
conjugado.
Ácido fraco Base conjugada (ânion bicarbonato)
Base fraca Ácido conjugado (cátion amônio)
Soluções tampão
 Exercício: Cálculo do pH de uma solução tampão: uma solução tampão possui 0,040 
mol/L de NaCH3CO2(aq) e 0,080 mol/L de CH3COOH(aq), a 25 °C. Qual o pH da 
solução? (Ka = 1,8x10-5).
 O ácido é o acético, e sua base conjugada é o íon acetato. A equação de ionização e 
expressão do equilíbrio são:
As concentrações das espécies químicas no equilíbrio são próximas das concentrações iniciais 
(quantidade adicionada no preparo da solução), porque o ácido fraco ioniza pouco, então, as 
quantidades não variam significativamente. Assim, a aproximação seguinte é válida:
 [CH3COO-](inicial) ≈ [CH3COO-](equilíbrio) 
 [CH3COOH](inicial) ≈ [CH3COOH](equilíbrio)(equilíbrio)
(equilíbrio)
Soluções tampão
 Portanto, a equação é:
 Isolando [H+] da expressão acima:
 Colocando a expressão na escala de logaritmo, tem-se a equação de Henderson-
Hasselbalch:
(inicial)
(inicial)
[H+]
(inicial)
(inicial)
Soluções tampão
 Voltando ao exercício: uma solução tampão possui 0,040 mol/L de 
NaCH3CO2(aq) e 0,080 mol/L de CH3COOH(aq), a 25 °C. Qual o pH da solução? 
(Ka = 1,8x10-5).
 Expresse o Ka em termos de pKa:
 pKa = -log(Ka)
 pKa = -log(1,8x10-5) = 4,74
 Insira os dados os dados na equação, e resolva o pH:

[ , ] 
[ , ]
 pH = 4,43!
(inicial)
(inicial)
Preparo de um tampão
 Calcule a razão das molaridades dos íons carbonato e bicarbonato necessária para 
preparar um tampão a pH = 9,50. O pKa2 do bicarbonato é 10,25.
 Os íons são adicionados na forma de um sal (bicarbonato de sódio e carbonato de 
cálcio, por exemplo):
 Qual espécie química é o ácido fraco, e qual é a base?
Ânion bicarbonato Ânion carbonato