Equilíbrio Química - Farmácia

Prévia do material em texto

Profa. Ana Paula de Melo Alves 
 
Química Básica 1
Universidade Federal do Rio Grande do Norte 
Instituto de Química 
Disciplina: Química Básica 
Profa.: Ana Paula de Melo Alves 
 
Roteiro de Aula 
Unidade III 
 
1.0 Equilíbrio Químico. 
 Quando a solução de íons Ca2+ e HCO3- estiver em um recipiente fechado (foco do 
capítulo) temos. 
Ca2+(aq) + HCO3-(aq) CaCO3(s) + CO2(g) + H2O(l) 
 O sistema está em equilíbrio, um estado em que tanto a reação direta quanto a reação 
inversa continuam acorrendo com velocidades iguais, mas nenhuma variação líquida é 
observada. 
 
1.0 Características do equilíbrio químico 
 
� O equilíbrio químico só pode ser obtido em um sistema fechado onde, não há troca de 
matéria com o meio ambiente. 
� Num equilíbrio químico, as propriedades macroscópicas do sistema, como concentração 
densidade, massa, cor, permanecem constantes. 
� Num equilíbrio químico as propriedades microscópicas do sistema, como colisão entre 
partículas, formação de complexos ativados, transformação de uma substância em outra, 
permanecem em evolução, pois o equilíbrio é dinâmico. 
� O equilíbrio de uma reação só se manterá estável enquanto o sistema em reação for 
mantido isolado (sem trocar matéria como meio ambiente). Se houver troca de energia 
(variação de temperatura), o sistema irá se ajustar a um novo estado de equilíbrio e as 
propriedades macroscópicas desse sistema sofrerão alguma variação até se 
estabilizarem novamente. 
 
2.0 - O quociente de reação e a constante de equilíbrio. 
 
Quando uma reação atinge o equilíbrio, as concentrações de reagentes e de produtos têm 
uma relação entre si. Para qualquer reação química, sob quaisquer condições, 
aA + bB cC + dD 
Profa. Ana Paula de Melo Alves 
 
Química Básica 2
as concentrações de reagentes e produtos são sempre relacionadas por uma expressão 
matemática denominada quociente de reação,Q: 
 
Sob quaisquer condições de reação 
Quociente de reação =Q [ ] [ ][ ] [ ] 
C c
ba
d
BA
D
= (Eq1) 
 
Centenas de experimentos comprovam que, quando uma reação atingiu equilíbrio, o quociente 
de reação apresenta valor constante. Essa constante é chamada de constante de equilíbrio. 
Quociente de reação =constante de equilíbrio = K [ ] [ ][ ] [ ] 
C c
ba
d
BA
D
= (Eq2) 
 
Nessas expressões (Eq1e Eq2): 
• As concentrações de produtos aparecem no numerador; 
• As concentrações de reagentes sempre aparecem no denominador; 
• Cada concentração é sempre elevada à potencia de seu coeficiente estequiométrico 
balanceada; 
• Quando a reação atingiu o equilíbrio, o valor da constante K depende da reação em 
questão e da temperatura. Nunca se usa unidades com K 
 
A constante de equilíbrio de uma reação química é muito útil porque ela indica se uma 
reação é produto favorecida ou reagente favorecida e pode ser usada para calcular a quantidade 
de reagente ou de produto presente no equilíbrio. 
 
2.1 Escrevendo expressões da constante de Equilíbrio: 
 
Só devem fazer parte da expressão de K as concentrações molares que podem sofrer variações, 
como é o caso de substâncias em solução ou de substâncias na fase gasosa. 
 
A concentração de moléculas em qualquer sólido é determinada por sua densidade, ou 
seja sua concentração não será alterada, seja pela reação , seja pela adição ou remoção de sólido. 
Portanto, as concentrações de quaisquer reagentes ou produtos sólidos são omitidas na 
expressão da constante de equilíbrio. 
 
Ex1: Escreva a expressão da constante de equilíbrio para a reação: 
S(s) + O2(g) SO2(g) 
Profa. Ana Paula de Melo Alves 
 
Química Básica 3
Assim como para os sólidos, a concentração molar da água (ou qualquer reagente ou produto 
líquido puro) é omitida da expressão da constante de equilíbrio. 
Ex2:Escreva a expressão da constante de equilíbrio para a reação: 
NH3(aq) + H2O(l) NH4+(aq) + OH-(aq) 
 
2.2 - O significado!? 
 
a) O significado da constante de equilíbrio,K. 
Analisando a expressão [ ] [ ][ ] [ ]
[ ]
[ ] 
C c
reagente
produtoK
BA
DK ba
d
=⇒= ,temos; 
 
K>> 1: a reação é produto-favorecida. As concentrações de equilíbrio dos produtos são maiores 
do que as concentrações de equilíbrio dos reagente. 
 
K<<1: a reação é reagente-favorecida. As concentrações de equilíbrio dos reagente são maiores 
do que as concentrações de equilíbrio dos produtos. 
 
b)O significado do quociente de reação, Q. 
Analisando a expressão [ ] [ ][ ] [ ]
[ ]
[ ] 
C c
reagente
produtoQ
BA
DQ ba
d
=⇒= ,lembre-se que Q é quociente de 
reação sob quaisquer condições, temos; 
 
Se Q < K, o sistema não está em equilíbrio, e parte dos reagentes será convertida em produtos 
Se Q > K, o sistema não está em equilíbrio, e parte dos produtos será convertido em reagentes. 
Se Q = K, o sistema está em equilíbrio. 
 
Ex3: O dióxido de nitrogênio, NO2, um gás castanho, pode formar o gás oncolor N2O4. K = 171 
a 298K: 
2NO2(g) N2O4(g) 
Suponha que a concentração de NO2 seja 0,015 M e que a concentração de N2O4 seja 0,025M. Q 
é maior, menor ou igual a K? Se o sistema não está em equilíbrio, em que direção a reação 
deverá proceder para que atinja o equilíbrio? 
 
 
 
 
Profa. Ana Paula de Melo Alves 
 
Química Básica 4
2.3 - Cálculos experimentais das constantes de equilíbrio 
Considere a reação em equilíbrio: 
aA + bB ↔ cC 
Sendo a, b e c os coeficientes estequiométricos 
 aA bB cC 
I - Concentração inicial aM bM 0 
II - Quantidades de compostos que reagiu -aX1 -bX2 +cX 
III - Concentração no equilíbrio (soma-se o 
passo I e II) 
aM- aX1 bM- bX2 cX 
 
Ex4: Uma solução aquosa de etanol e ácido acético, ambos com concentração 0,810M, são 
aquecidos a 100°C. No equilíbrio, a concentração de ácido acético é 0,0748M. Calcule K a 
100°C para a reação: 
C2H5OH(aq) + CH3CO2H(aq) CH3CO2C2H5(aq)+ H2O(l) 
 
Ex5: Em uma determinada temperatura, K = 33 para a reação: 
H2(g) + I2(g) 2HI (g) 
Considere que as concentrações iniciais de H2 e I2 sejam ambas de 6,0x10-3 mol/L. Determine a 
concentração de cada reagente e cada produto no equilíbrio. 
 
2.4 - Quando é necessário usar uma equação quadrática? 
 
Na maioria dos cálculos de equilíbrio, a quantidade x pode ser ignorada no denominador 
da equação K = x2/([A]-x) se x é menor que 10% da menor quantidade de reagente inicialmente 
presente. Se 100K < [A], a expressão aproximada levará a valores aceitáveis de concentração no 
equilíbrio. 
 
Ex 6: A reação N2(g) + O2(g) 2NO(g) contribui para a poluição do ar sempre que um 
combustível é queimado com ar em temperaturas elevadas, como em um motor a gasolina. A 
1500K, K = 1,0 x10-5. Suponha que uma amostra de ar tenha [N2]= 0,80mol/L e [O2] = 0,20 
mol/L antes que ocorra qualquer reação. Calcule as concentrações de equilíbrio de reagentes e 
de produtos após a mistura ter sido aquecida a 1500K. 
 
 
 
 
 
Profa. Ana Paula de Melo Alves 
 
Química Básica 5
4.0 - Mais sobre equações balanceadas e constantes de equilíbrio 
 
• Quando os coeficientes estequiométricos de uma equação balanceada são multiplicadas 
por algum fator, a constante de equilíbrio para a nova equação é a constante de 
equilíbrio anterior elevada à potência do fator de multiplicação. 
• As constantes de equilíbrio de uma reação e de sua inversa são recíprocas uma da outra. 
• Quando duas ou mais equações químicas são somadas para se obter uma equação 
global, a constante de equilíbrio da equação global é o produto das constantes de 
equilíbrio das equações somadas. 
 
Ex9: Uma mistura de nitrogênio, hidrogênio e amônia é trazida ao equilíbrio. Quando é usando-
se coeficientes interios, o valor de k é 3,5x108 a 25°C. 
Equação 1 
N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g)K1= 3,5x108 
No entanto, a equação também pode ser escrita como: 
Equação 2 
½ N2(g) + 3/2 H2(g) NH3(g) K2 =? 
Qual é o valor de K2? Qual é o valor de K3, a constante de equilíbrio da reação inversa da 
Equação 1, ou seja a decomposição da amônia em substâncias elementares? 
Equação 3 
2NH3(g) N2(g) + 3H2(g) K3=? 
Ex10:As seguintes constantes de equilíbrio são dadas a 500K: 
H2(g) + Br2(g) 2HBr(g) Kp = 7,9 x1011 
H2(g) 2H(g) Kp = 4,8 x10-41 
Br2(g) 2Br(g) Kp = 2,2 x10-15 
Calcule Kp para a reações entre átomos de H e Br para formar HBr. 
H(g) + Br (g) HBr(g) Kp=? 
 
6.0 - Perturbando um equilíbrio Químico 
 
Princípio de Le Chatelier 
Quando um sistema em equilíbrio sofre uma perturbação qualquer, ele se desloca 
espontaneamente no sentido que tende a anular esta perturbação, procurando se ajustar 
novamente ao equilíbrio. 
Profa. Ana Paula de Melo Alves 
 
Química Básica 6
Contração do V 
 Expansão do V 
� O aumento da concentração de uma substância desloca o equilíbrio no sentido de 
consumo desta substância e a diminuição da concentração de uma substância desloca o 
equilíbrio no sentido de sua formação. 
� Ao aumento da pressão de um sistema em reação desloca o equilíbrio no sentido de 
contração do volume e uma diminuição da pressão desloca o equilíbrio no sentido de expansão 
do volume. 
 
 Ex12: N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g) 
 
1volume + 3volumes 2 volumes 
contração 
4volumes 2volumes 
expansão 
 
Para o sistema descrito acima, o que irá acontecer 
a)se aumentarmos a pressão o equilíbrio? 
b)se diminuirmos a pressão o equilíbrio? 
 
Caso a reação não apresente variação no volume dos reagentes para os produtos, a variação 
de pressão não irá deslocar o equilíbrio da reação. 
 
� O aumento da temperatura de um sistema em reação desloca o equilíbrio no sentido da 
reação endotérmica e a diminuição da temperatura desloca o equilíbrio no sentido da reação 
exotérmica. 
Reação exotérmica pode ser escrita: 
A B + Calor ∆H < O (a diminuição da temperatura favorece a reação) 
 
 Calor liberado 
Reação endotérmica pode ser escrita: 
 
Profa. Ana Paula de Melo Alves 
 
Química Básica 7
A + Calor B ∆H>0 ( o aumento da temperatura favorece a reação) 
 
 Calor absorvido 
Obs.: o aumento a ou queda de temperatura modificam o valor de K 
Ex12: 
(a) a concentração de NOCl aumenta ou diminui no equilíbrio a medida que a temperatura do 
sistema aumenta? 
2NOCl(g) 1NO(g) + Cl2(g) ∆H = +77,1 kJ 
(b) a concentração de SO3 aumenta ou diminui quando a temperatura aumenta? 
2SO2(g) + O2 2SO3(g) ∆H = -198,0 kJ 
Ex13: Considere os seguintes equilíbrios químicos: 
i) 2NO2(g) 1N2O4(g) K1=76 (0°C) 
 K2=8,8 (25°C) 
 
ii)N2(g) + O2(g) 2NO(g) K1= 4,1 x10-4 (1700°C) 
 K2= 3,6 x10-3 (2200°C) 
Indique, justificando, se as reações diretas dos equilíbrios acima são endotérmicas ou 
exotérmicas. 
� A adição de um catalisador direciona a reação para um novo mecanismo, o qual é mais 
rápido do que o sem a catálise. Contudo, o catalisador não afeta o valor da constante de 
equilíbrio, ele apenas faz com que o equilíbrio seja atingido em um tempo menor, conforme 
mostrado na figura a seguir: 
 
Parte II – Ácidos e base e o Equilíbrio químico 
 
As propriedades os ácidos e bases inicialmente identificadas pelo estudo de ácidos e 
bases em água, que levaram a definição de Arrhenius de ácidos e bases. Porém os químicos 
descobriram que as reações entre ácido e base também ocorriam em meios não aquosos, e até 
mesmo na ausência de solvente. 
 
1.0 O equilíbrio de transferência de prótons 
 
1923 – Teoria de Brønsted- Louwry – um ácido é um doador de prótons (H+) e a base é um 
receptor de prótons (H+) 
Profa. Ana Paula de Melo Alves 
 
Química Básica 8
 
 Como para ácidos e bases fracas não há uma protonação completa. A transferência de 
prótons em solução atinge o equilíbrio; e para todos os ácidos e bases e fracos (eletrólitos 
fracos), devemos considerar a reação inversa da transferência de prótons bem como a reação 
direta. 
NH3(aq) + H2O(l) NH4+(aq) + OH-(aq) 
HCN(aq) + H2O(l) H3O+(aq) + CN-(aq) 
Um par de compostos ou íons que diferem pela presença de um H+ é chamado por 
ácido-base conjugado. 
Ex1: a)Qual é o ácido conjugado do OH-;(b)a base conjugada do HPO4- 
Ex2: a) Qual é a base conjugada da H2O; b) a base conjugada do NH3? 
Uma das mais importantes implicações das definições de ácidos e bases de Brønsted é 
que o mesmo composto pode ser ácido e base (anfiprótica). Como á água é anfiprótica a 
transferência de prótons entre as moléculas de água ocorrem até mesmo em água pura. A reação 
é muito rápida e o equilíbrio 
2H2O(l) H3O+(aq)+ OH-(aq) 
está sempre presente em água e soluções aquosas. Essa reação conhecida como auto- protólise 
da água ou ato-ionização. 
Podemos escrever a expressão da constante de equilíbrio para a auto ionização da água 
como, 
[ ] [ ]
[ ]22
3
OH
OHOH
K
−+
= 
Como [H2O(l)] pode ser considerado constante: 
K[H2O(l)]2 =[ H3O+] [OH-] 
K w =[ H3O+] [OH-] = 1,0 x 10-14 a 25°C 
Kw é conhecida como constante de ionização da água 
→ para água neutra temos a [ H3O+] =[OH-] = 1,0 x 10-7 
Em solução aquosa as concentrações de íons H3O+ e OH- estão relacionadas pelo 
equilíbrio da autoprotólise; se uma concentração é aumentada a outra deve diminuir para manter 
o valor de Kw. 
 
Ex 3: Quais a molaridades de [ H3O+] e [OH-] em Ba(OH)2(aq) 0,003M, a 25°C? 
 
 
Profa. Ana Paula de Melo Alves 
 
Química Básica 9
2.0 A escala de pH: 
 
Em função dos valores extremamente baixos de Kw e, portanto, da baixa concentração 
de H3O+ e de OH- na água pura, os químicos decidiram que seria conveniente expressar a 
concentração desses íons pelo seu respectivo cologarítmo decimal na base dez. 
colog x = -log x = 1/logx 
 
O químico Sorense propôs que essa relação, referente ao número x, passasse a ser 
designada apenas por px. Assim: 
 
pH = -log [H3O1+] e portanto, [H3O1+] = 10-pH 
e 
pOH = -log [OH -] e portanto, [OH -] = 10-pOH 
 
Observe que: 
Kw = [H+] [OH-] = 10-14 (25°C) 
Aplicando –log de ambos os lados temos: 
-log [H+] [OH-] = -log 10-14 
-log [H+]- log [OH-] = -log10-14 
pH + pOH = 14 (25°C) 
• Água pura a 25°C: 
[H+] = [OH-] = 107 mol/L → pH = 7 e pOH = 7 
• Solução ácida: 
[H+] > 10-7 e [OH-1] < 107 → pH < 7 e pOH > 7 (25°C) 
• Solução básica: 
[OH-] > 10-7 e [H+] < 10-7 → pOH < 7 e pH > 7 (25°C) 
Quanto menor o pH, mais ácida e menos básica é a solução. 
Quanto maior o pH, menos ácida e mais básica é a solução. 
 
Ex 4: O pH dos fluidos estomacais é cerca de 1,7. Qual é a molaridade do H3O+ nos estomago. 
Ex 5: Qual do pH de uma solução 0,0012M de NaOH? 
Ex 6: O pH de um refrigerante dietético é 4,32 a 25°C. Quais são as concentrações de íon 
hidrônio e hidróxido no refrigerante. 
Ex 7: Se o pH de uma solução da base forte Sr(OH)2 é 10,46, qual é a concentração de Sr(OH)2 
em mol L-1? 
 
 
Profa. Ana Paula de Melo Alves 
 
Química Básica 10
Correlação entre as estrutura molecular e a força do ácido 
Tipo de ácido Tendência 
Binário 1. Quanto mais polar a ligação H-A, mais forte é o ácido, Esse efeito é dominante em 
ácidos do mesmo período. 
2. Quanto mais fraca a ligação H-A,mais forte é o ácido. Esse efeito é dominante para 
ácidos do mesmo grupo. 
Oxiácidos 1. Quanto maior o número de oxigênios ligadosao átomo central (maior o número de 
oxidação do átomo central), mais forte é o ácido. 
2. Para o mesmo número de átomos de O ligados ao átomo central, quanto maior a 
eletronegatividade do átomo central, mais forte é o ácido. 
Carboxílicos 1. Quanto maiores forem as eletronegatividade dos grupos ligados ao grupo carboxila, 
mais forte o ácido. 
 
Forte ou fraco? 
Como podemos dizer se um ácido ou base é fraco? A maneira mais fácil é lembrar aqueles poucos que 
são fortes? 
Os ácidos fortes são: 
Ácidos hidrohalicos: HCl, HBr e HI ; Ácido nítrico: HNO3 
Ácido sulfúrico: H2SO4 (somente para a perda do primeiro H+) ; Ácido perclórico: HClO4 
Algumas bases fortes comuns são: 
Todos os hidróxidos do grupo 1A: LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH 
Hidróxidos do grupo 2A: Sr(OH)2 e Ba(OH)2 
 
 
6.0 Os indicadores ácido base 
 
Um indicador ácido-base é um corante, solúvel em água, cuja cor depende do pH. Para 
entender a ação de um indicador ácido-base, precisamos saber que o corante é um ácido fraco 
que tem uma cor na sua forma ácida (HIn, onde In significa indicador) e outra na forma base 
conjugada (In-). A mudança de cor resulta do efeito do próton em HIn: ele muda a estrutura da 
molécula de tal maneira que a absorção de luz característica do HIn é diferente daquela do In-. 
Quando a concentração de HIn é muito maior que a do de In-, a solução tem cor da forma ácida 
do indicador. Quando a concentração de In- é muito maior do que a de HIn, a solução tem a cor 
da forma básica do indicador. 
Por ser um ácido fraco, um indicador faz parte de um equilíbrio de transferência de 
próton: 
HIn(aq) + H2O(l) H3O+(aq) + In-(aq) 
Profa. Ana Paula de Melo Alves 
 
Química Básica 11
[ ] [ ]
[ ]HIn
InOH
Ka
−+
=
3
 
O ponto final da titulação é aquele no quais as concentrações das formas ácidas e 
básicas do indicador são iguais: [HIn] =[In-]. Quando substituímos essa igualdade na expressão 
para KIn, vemos que, no ponto final [H3O+] = KIn. Isto é a mudança de cor ocorre quando 
pH= KIn 
Assim, o indicador escolhido para uma titulação deve ter seu ponto final próximo ao ponto 
estequiométrico da titulação.