AULA 6 E 7 - EQUILÍBRIO QUÍMICO

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EQUILÍBRIO QUÍMICO
Transformações químicas: Muitas reações não são reversíveis, ou seja, ocorrem até que pelo menos um dos reagentes seja totalmente consumido. Um exemplo desse tipo de reação é quando queimamos um palito de fósforo: a reação tem um começo, meio e fim. Existem sistemas, no entanto, em que as reações direta e inversa ocorrem simultaneamente, e continuam a ocorrer em velocidade constante. 
Esses sistemas são denominados reversíveis e são representados por:  ⇄ 
 	Uma consequência importante do fato de as duas velocidades serem iguais na situação de equilíbrio é que as quantidades dos participantes são constantes, porém não obrigatoriamente iguais.
Nas reações químicas reversíveis, a velocidade inicial (t = 0) da reação direta é máxima, pois a concentração em mol/L do reagente também é máxima. Com o decorrer do tempo, a velocidade da reação direta diminui ao passo que a velocidade da inversa aumenta. Ao atingir o equilíbrio, essas velocidades se igualam.
Equilíbrio químico em nosso cotidiano
As reações reversíveis e o estado de equilíbrio estão presentes no nosso cotidiano em diversos fenômenos. Por exemplo, em uma garrafa de refrigerante que, quando fechada, mantém-se em equilíbrio químico.
Qual é a função do gás carbônico no refrigerante?
A água constitui cerca de 80 a 88% m/m do refrigerante. O açúcar é o segundo ingrediente em quantidade; ele confere o sabor adocicado. O CO2 abaixa o pH assim como o acidulante, e servem também para realçar o paladar e melhorar a aparência da bebida. 
Juntamente com o acidulante, que diminui o pH e contribui para o controle da proliferação de micro-organismos, assim como a adição de CO2, que realça o paladar e a aparência da bebida.
Em uma garrafa fechada de refrigerante, o dióxido de carbono dissolvido no líquido está em equilíbrio com o gás entre a tampa e o líquido. Abrindo a garrafa o equilíbrio se desfaz. A pressão do gás acima do líquido diminui e a concentração do gás no líquido também deve diminuir. Assim, o dióxido de carbono dissolvido deixa o líquido.
2 H2O(aq.) + CO2 ⇄ H3O+(aq.) + HCO3-(aq.)   Em equilíbrio com a garrafa fechada.
2 H2O(aq.) + CO2 ← H3O+(aq.) + HCO3-(aq.)   Após abrir a garrafa, a velocidade de formação dos reagentes será maior.
Ao diminuir a concentração de CO2 na solução é possível notar a alteração em seu sabor, devido à diminuição da acidez e consequente aumento de seu pH.
Vale lembrar que a solubilidade do dióxido de carbono, nesse caso, diminui com o aumento da temperatura.
Exemplo: Dizemos que uma reação química atinge o equilíbrio químico quando:
a) ocorre apenas no sentido de formação do produto.
b) as velocidades das reações direta e inversa se igualam.
c) os reagentes são totalmente consumidos.
d) ocorre apenas no sentido de formação dos reagentes
e) a reação se torna estática e para de ocorrer.
Constante de equilíbrio químico 
No equilíbrio químico, as quantidades de reagentes e produtos existentes, a uma dada temperatura, são relacionadas por meio de uma grandeza chamada constante de equilíbrio (K). 
Genericamente temos: aA + bB   ⇄  cC + dD
Em equilíbrios heterogêneos em que existam participantes sólidos, líquidos puros e solventes, não devem ser representados na expressão da constante de equilíbrio, pois suas concentrações são sempre constantes. 
O valor da constante de equilíbrio mostra se a reação é favorável aos produtos ou aos reagentes. Quanto maior o valor da constante de equilíbrio, maior será o rendimento da reação:
K > 1: A reação será favorável aos produtos; as concentrações dos produtos no equilíbrio serão maiores do que as dos reagentes.
K < 1: A reação será favorável aos reagentes; as concentrações dos reagentes no equilíbrio serão maiores do que as dos produtos. 
Exemplo: Em um recipiente fechado, com capacidade de 5 litros, são colocados 8,0 mol de amônia. A uma dada temperatura, estabelece-se, após algum tempo, o equilíbrio: 2 NH3(g) ⇄ 3 H2(g) + N2(g)
A variação do número de mol está representada no gráfico. 
Como podemos determinar a sua constante de equilíbrio? 
Cálculo da massa molar:
M = concentração em mol/L
n1= número de mol
Exemplo: Considere um dos equilíbrios envolvidos na formação da chuva ácida representado pela equação:
2 SO2(g) + 1 O2(g) ⇄ 2 SO3(g)
	Componentes
	2 SO2
	1 O2
	2 SO3
	Início
	6 mol/L
	5 mol/L
	0 mol/L
	Durante
	4 mol/L
	2 mol/L
	4 mol/L
	Equilíbrio
	2 mol/L
	3 mol/L
	4 mol/L
Com base nas informações de concentrações descritas na tabela, qual será o Kc da reação?
EQUILÍBRIO QUÍMICO NOS OCEANOS
Importância do pH para a vida aquática
pH: o potencial hidrogeniônico é uma escala que mede o grau de acidez ou de basicidade de um meio, ou seja, a relação entre a quantidade de íons H+ (responsáveis pela acidez) e OH– (responsável pela basicidade ou alcalinidade) no meio. 
Trata-se de uma escala logarítmica que varia de 0 a 14: abaixo de 7, o meio é ácido (concentração de H+ maior do que a de OH–); acima de 7, o meio está básico ou alcalino (concentração de OH– maior do que a de H+). O valor 7 representa a neutralidade (iguais concentrações de H+ e de OH–).
Os peixes são os organismos aquáticos mais sensíveis às alterações de pH. Valores de pH muito baixos (abaixo de 4) ou muito altos (acima de 9) podem causar intoxicação, estresse e até mesmo a morte dos peixes.
Crustáceos: os crustáceos, como camarões e caranguejos, são mais tolerantes às alterações de pH do que os peixes. No entanto, valores de pH muito baixos ou muito altos podem causar problemas de desenvolvimento e reprodução.
Algas: as algas são organismos fotossintéticos que desempenham um papel importante na cadeia alimentar aquática. Valores de pH muito baixos ou muito altos podem prejudicar o crescimento e a reprodução das algas, o que pode levar a desequilíbrios no ecossistema aquático.
Transformações químicas que ocorrem no aquário
Sabe-se que os resíduos do metabolismo proteico dos peixes, assim como a decomposição de matéria orgânica, liberam amônia na água. Tal substância é consumida por bactérias nitrificantes e transformada, inicialmente, em ácido nitroso e, mais tarde, em ácido nítrico. Vale ressaltar que o ácido nítrico é um ácido forte, contribuindo significativamente para aumentar a quantidade de cátions H+, e consequentemente diminui o valor do pH.
Para realizar o controle da água em um aquário, pode-se acrescentar matéria orgânica, como troncos/raízes de árvores, ou adicionar acidificante (para diminuir o pH) e turfa, como solo ou alcalinizante (para aumentar o pH).
Processo de acidificação dos oceanos
No processo de acidificação ocorre a redução do pH dos oceanos por longos períodos de tempo (décadas ou mais). Essa redução do pH é causada principalmente pela dissolução do CO2 atmosférico nos oceanos, que altera sua acidez.
Em quantidades normais de absorção de CO2  pelo oceano, as transformações químicas
favorecem a utilização do carbono na formação de carbonato de cálcio (CaCO3), utilizado por diversos organismos marinhos na calcificação, estabelecendo o seguinte equilíbrio químico:​
CaCO3 (s) + CO2 (g) + H2O(l) ↔ Ca2+(aq) + 2 HCO3 –(aq)​
Porém, com o aumento da acidificação, a vida marinha é afetada, como a dos organismos que produzem conchas e outras estruturas calcárias, podendo afetar, também, sua reprodução, sua fisiologia e sua distribuição geográfica.
Exemplo: (Fuvest-2019 – Adaptado) O processo de acidificação dos oceanos, decorrente das mudanças climáticas globais, afeta diretamente as colônias de corais, influenciando na formação de recifes. Assinale a alternativa que completa corretamente a explicação para esse fenômeno. O dióxido de carbono dissolvido no oceano:
a) gera menor quantidade de íons de hidrogênio, o que diminui o pH da água, liberando maior quantidade de íons cálcio, que, por sua vez, se ligam aos carbonatos, aumentando o tamanho dos recifes.
b) mesmo em quantidades normais de absorção de CO2 pelo oceano, ocorre danos aos corais.
c) leva à formação de ácido carbônico, que, dissociado, gera, ao final, íons de hidrogênio e de carbonato, que seligam, impedindo a formação do carbonato de cálcio que compõe os recifes de coral.
d) gera maior quantidade de íons de hidrogênio, o que aumenta o pH da água, liberando maior quantidade de íons cálcio, que, por sua vez, se ligam aos carbonatos, aumentando o tamanho dos recifes.
e) reage com a água, produzindo ácido carbônico, que permanece no oceano e desgasta os recifes de coral, que são formados por carbonato de cálcio. 
Produto iônico da água (Kw)
Medidas experimentais de condutibilidade elétrica e outras evidências mostram que a água, quando pura ou quando usada como solvente, se ioniza numa extensão muito pequena, originando a condição de equilíbrio: 
H2O(l) + H2O(l) ⇌ H3O+(aq) + OH–(aq)
As concentrações de íons H+ e OH– presentes no equilíbrio variam com a temperatura, mas serão sempre iguais entre si na​ água pura ⇒ [H+] = [OH–]​
A 25 oC, as concentrações em mol/L de H+ e OH– na água pura são iguais entre si e apresentam o valor 10–7 mol/L. Por esse motivo, a água é considerada neutra. 
Água pura a 25 °C ⇒ [H+] = [OH–] = 10–7 mol/L
Considerando o equilíbrio da água:
H2O(l) ⇌ H+(aq) + OH–(aq) sua constante de ionização corresponde ao Kw e é expressa por:
Kw = [H+] · [OH–] a 25 oC 
Kw = (10–7) · (10–7) ⇒ Kw = 10–14
Em soluções ácidas ou básicas, notamos que: 
quanto maior a [H+] ⇒ mais ácida é a solução
quanto maior a [OH–] ⇒ mais básica (alcalina) é a solução
Escala de pH
O cálculo do pH pode ser feito por meio das expressões:
Potencial hidrogeniônico (pH) 
pH = – log [H+]
Potencial hidroxiliônico (pOH)
pOH = – log [OH–]
Obs.: Podemos calcular o pH ou pOH através da seguinte fórmula:
pH + pOH = 14
A escala de pH normalmente apresenta valores que variam de 0 a 14. O esquema a seguir mostra uma relação ente os valores de pH e pOH:
Exemplo: (UFV) O equilíbrio de ionização da água pura é dado pela equação abaixo, cuja constante do produto iônico (Kw) é 2,5.10–14, a 37 ºC.
H2O ⇌ H+ + OH–
Assinale a alternativa que indica CORRETAMENTE o valor de pH da água pura nessa temperatura: (dado: log101,58 = 0,2)
a) 7,0
b) 6,8
c) 7,8
d) 9,0
e) 5,0
Como medir o ph
O pH pode ser medido de diferentes maneiras, que variam pela precisão de cada uma das análises. 
Indicadores ácido-base: são substâncias sintéticas ou naturais que modificam a sua coloração dependendo do pH do meio que estão dissolvidas. 
- Indicadores sintéticos: Fenolftaleína, papel tornassol, azul de bromotimol, indicador universal, entre outros. 
- Indicadores naturais: Suco de repolho roxo, chá de hibisco, suco de amora, suco de beterraba.
- Phgâmetro: é um aparelho que por meio de medidas elétricas, determina o pH de uma solução aquosa.
EXERCÍCIOS
1) Uma solução apresenta concentração hidroxiliônica igual a 10-5 mol/L. Qual é o seu pOH?
2) Calcule o pOH de uma solução de concentração OH- igual a 0,00001 mol/L.
3) Calcule o pH de uma solução aquosa 0,0001 mol/L de HCl, a 25°C.
4) Uma solução apresenta concentração hidrogeniônica igual a 10-4 mol/L. Qual é o seu pOH?
5) Qual é o pH de uma solução cuja concentração hidroxiliônica é de 0,1 mol/L?
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