Aula 15 Equilíbrio Químico[1]

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Equilíbrio Químico
Profa. Dra. Bárbara Carine Soares 
Pinheiro 
Quando uma reação química atinge o equilíbrio?
Uma reação química atinge o equilíbrio quando as velocidades de consumo dos
reagentes e aparecimento dos produtos são iguais.
EQUILÍBRIO QUÍMICO 
A + B C + D
Reação Direta
Reação Química: É o processo de mudança ou conversão de uma ou mais
substâncias em outras.
A + B C + D
Reação Inversa
Velocidade = distância (m) / tempo (s)
Para as reação química temos:
As reações inversas são chamadas de reações reversíveis. Toda reação reversível
tende ao equilíbrio químico.
V1 (A) = - [A] / t (s) V2 (B) = - [B] / t (s) Desaparecimento dos Reagentes
V3 (C) = [C] / t (s) V4 (D) = [D] / t (s) Aparecimento dos Produtos
No equilíbrio químico a velocidade de desaparecimento dos 
reagente é igual a velocidade de aparecimento dos produtos.
A velocidade da reação direta é dada: V1 = k1 [A] . [B]
A velocidade da reação inversa é dada: V2 = k2 [C] . [D]
Para uma Reação Global temos que:
aA + bB cC + dD
V1
V2
V1 = V2
K1. [A].[B] = K2. [C].[D]
K1 [C].[D]
K2 [A].[B]
=
K1 = Kc (Constante de Equilíbrio)
K2
Constante de Equilíbrio (Kc) = Multiplicação das concentrações dos produtos
dividido pela concentração dos reagentes, elevado nos seus respectivos coeficientes
estequiométricos.
aA + bB cC + dD
V1
V2
[C]c [D]d
[A]a [B]b
Kc =
Quando a Constante de Equilíbrio (Kc) for elevada, o equilíbrio químico estará
deslocada para os produtos.
Quando a Constante de Equilíbrio (Kc) for baixa, o equilíbrio químico estará
deslocada para os reagentes.
H2(g) + I2(g) 2HI(g)
Exemplo 2: Determine a constante de equilíbrio para a reação abaixo:
[HI]2
[H2].[I2]
Kc =
H2(g) + Cl2(g) 2HCl(g)
Exemplo 1: Determine a constante de equilíbrio para a reação abaixo:
[HCl]2
[H2].[Cl2]
Kc =
Para algumas reações químicas o excesso de reagentes, após ser atingido o 
equilíbrio químico, são tão pequenos que considera-se como reações 
completas.
N2(g) + H2(g) NH3(g)
Ex. 1: Determine a constante de equilíbrio para a reação abaixo:
N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g)
Sabendo que:
H2 = 0,324 mol.L
-1; N2 = 0,305 mol.L
-1; NH3 = 0,796 mol.L
-1
[NH3]
2
[H2]
3 .[N2]
Kc =
[0,796]2
[0,324]3 .[0,305]
Kc = Kc = 61,60
Ex. 2: Suponha que em uma mistura em equilíbrio entre H2, Cl2, para formar HCl as
concentrações de H2 e Cl2 sejam 1.10
-11 mol.L-1 e 2.10-10, respectivamente.
Determine a concentração molar de HCl sabendo que Kc = 4,8.1018.
H2(g) + Cl2(g) 2HCl(g)
[HCl]2
[H2].[Cl2]
Kc =
[HCl] = [H2].[Cl2]Kc [HCl] = 0,089 mol.L
-1
Quais são os parâmetros que interferem no equilíbrio de uma 
reação química? 
Princípio de Le Châtelier
Quando uma perturbação exterior é aplicada a um sistema em equilíbrio, o sistema
tende a se ajustar para alcançar um novo equilíbrio.
* Influência da Adição e Remoção de Reagentes no Equilíbrio Químico:
H2(g) + Cl2(g) 2HCl(g)
[HCl]2
[H2].[Cl2]
Kc =
O que acontece com o equilíbrio da reação se:
- Adicionar o mais HCl: Desloca o equilíbrio para reagente;
- Remover H2: Desloca o equilíbrio para reagente;
- Remover HCl: Desloca o equilíbrio para o produto;
- Adicionar o mais Cl2: Desloca o equilíbrio para o produto;
- Quando um reagente é adicionado a uma mistura em equilíbrio a reação tende a se
deslocar no sentido de formação do produto;
- Quando um reagente é removido de uma mistura em equilíbrio a reação tende a se
deslocar no sentido de formação do reagente;
- Quando um produto é adicionado a uma mistura em equilíbrio a reação tende a se
deslocar no sentido de formação do reagente;
- Quando um produto é removido de uma mistura em equilíbrio a reação tende a se
deslocar no sentido de formação do produto;
* Influência da Pressão no Equilíbrio Químico:
H2O (g) + CH4(g) CO(g) + 3H2(g)
O que acontece com o equilíbrio da reação se:
- Aumentarmos a pressão do sistema? O equilíbrio de desloca para o lado dos
reagentes.
- Diminuirmos a pressão do sistema? O equilíbrio de desloca para o lado dos
produtos.
- Quando aumentamos a pressão a reação se desloca para o lado com o menor
número de moléculas;
- Quando diminuirmos a pressão a reação se desloca para o lado com o maior
número de moléculas;
- Quando o número de moléculas do reagente for igual ao número de moléculas do
produto a pressão não interfere no equilíbrio químico da reação;
* Influência da Temperatura no Equilíbrio Químico:
N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g) ΔH = - 92,2 kJ
A reação de formação da amônia, a partir de seus elementos, é uma reação
exotérmica.
As reações exotérmicas são aquelas que liberam calor. 
O valor do ΔH é negativo.
As reações endotérmicas são aquelas que absorvem calor. 
O valor do ΔH é positivo.
Para reação acima, que é uma reação exotérmica, ou seja, libera calor, com o
aumento da temperatura a reação desloca o equilíbrio para o sentido dos reagentes;
Para as reação exotérmica, com a diminuição da temperatura, o equilíbrio da reação
se desloca para o sentido de formação dos produtos;
Para as reações endotérmicas, que são as que absorvem calor, com o aumento da
temperatura deslocam o equilíbrio da para o sentido dos produtos;
Para as reações endotérmicas com a diminuição da temperatura deslocam o
equilíbrio da reação para o sentido de formação dos reagentes;
EQUILÍBRIO ÁCIDO-
BASE 
H2O + H2O H3O
+(aq) + OH-(aq)
Medida de condutividade elétrica:
[H3O
+] = [OH-] = 1,0 x 10-7 mol/L 25 ºC
Kw = 1,0 x 10
-14 25 ºC
constante de ionização da água
Reação de auto-ionização da água
Kw = [H3O
+] [OH-]
= (1,0 x 10-7) (1,0 x 10-7)
= 1,0 x 10-14
Para soluções aquosas, 25 ºC:
Solução neutra: [H3O
+] = [OH-]
[H3O
+] = [OH-] = 1,0 x 10-7 mol/L
Solução ácida: [H3O
+] > [OH-]
[H3O
+] > 1,0 x 10-7 mol/L e 
[OH-] < 1,0 x 10-7 mol/L
Solução básica: [H3O
+] < [OH-]
[H3O
+] < 1,0 x 10-7 mol/L e
[OH-] > 1,0 x 10-7 mol/L
Equilíbrio Ácido-Base
Ácidos e Bases
Ácido Base
Lewis
Produzem íons H3O
+ (H+)
= dissolvidos em H2O
Produzem íons OH-
= dissolvidos em H2O
Bronsted -
Lowry
H+(aq) + :OH-(aq) H2O
Doa pares 
de elétrons
Aceita pares 
de elétrons
Arrhenius
Aceita um próton 
[H+] =[H3O
+]
H2O + H2O H3O
+(aq) + OH-(aq)
a1
a2b2
b1
Doa próton [H+] 
=[H3O
+]
As concentrações de íons H3O
+ (H+) em solução são
freqüentemente muito pequenas: trabalha – se com
soluções diluídas.
Exemplo: [H+] na solução saturada de CO2 = 1,2 x10
-4 mol/L
Concentração de íons H+ = expressa em termos do
negativo do logaritmo decimal de sua
concentração(mol/L) = pH
pH = - log[H+]
pH (solução de CO2) = - log (1,2 x10
-4) = 3,92
Água neutra: [H3O
+] = [OH-]
[H3O
+] = [OH-] = 1,0 x 10-7 mol/L
pH = - log(1,0 x 10-7) = 7
Escala de pH
Escala de pH
pH = - log[H+] = - log[H3O
+] e
pOH = - log[OH-]
Na água neutra a 25 C:
[H+] = [OH-] = 1,0 x 10-7
pH = pOH = 7,0 (meio neutro)
Em soluções ácidas:
[H+] > 1.0  10-7; pH < 7,0.
Em soluções básicas:
[H+] < 1.0  10-7; pH > 7,0.
Quanto > o pH, mais básica é a solução.
Escala de pH
amônia
suco de limão
vinagre
vinho
tomate
café preto
leite
saliva
chuva
leite de magnésia
suco gástrico
bórax
água do mar
sangue, lágrimas
NaOH, 0,1mol/L
m
a
is
 
á
c
id
o
m
a
is
 
b
á
s
ic
o
• em uma solução o ácido forte = usualmente a
única fonte H+; (se a concentração mol/L do ácido
é menor que 10-6 mol/L deve-se considerar a
auto-ionizaçãoda água.)
• pH da solução é dado pela concentração inicial
mol/L do ácido.
HCl(aq) + H2O(aq) H3O
+(aq) + Cl-(aq)
HCl (0,01mol/L)
Ácidos fortes
HCl em água= ácido forte (100% dissociado)
pH = 2
Ácidos fortes
Ácidos fortes mais comuns = HCl, HBr, HI, HNO3,
HClO3, HClO4, and H2SO4.
Ácidos fortes são eletrólitos fortes.
Ácidos fortes = em solução se inoizam
completamente :
Desde que pode-se usar H+ ou H3O
+:
HNO3(aq)  H
+(aq) + NO3
-(aq)
HNO3(aq) + H2O(l)  H3O
+(aq) + NO3
-(aq)
Ácidos fracos estão apenas parcialmente ionizados
em solução.
Há uma mistura de íons e ácido não ionizado na
solução.
Equilíbrio de ácidos fracos:
HA(aq) + H2O(l) H3O
+(aq) + A-(aq)
HA(aq) H+(aq) + A-(aq)
Ka = constante de dissociação do ácido
ou
Ácidos fracos
Ácidos fracos em água
Ácido
Fórmula
molecular
Fórmula 
estrutural
Base conjugada
Próton ionizável em azul
Fenol
Ciânico
Hipocloroso
Acético
Benzóico
Nitroso
Fluorídrico H
H
H
H
H
H
H
Ácidos fracos
Usando Ka para calcular o pH
Escreva a equação química balanceada do equilíbrio.
Escreva a expressão de Ka e as concentrações inicial e
no equilíbrio (x = mudança na concentração de H+).
pH = - log [H+] = - log [1,4x 10-3]
pH = 2,9
Ácidos fracos
% de ionização = força do ácido
= 1,4 %
Ácidos fracos
Ácidos fracos
Solução aquosa de ácido fosfórico
H3PO4(aq) H
+(aq) + H2PO4
- (aq) 
K1 = 7,5 x 10
-3
H2PO4
- (aq) H+(aq) + HPO4
2- (aq) 
K2 = 6,2 x 10
-8
HPO4
2- (aq) H+(aq) + PO4
3- (aq) 
K3 = 4,2 x 10
-13
Somando-se as três equações de dissociação
H3PO4(aq) 3H
+(aq) + PO4
3- (aq) 
Cítrico
Oxálico
Fosfórico
Sulfuroso
Sulfúrico
Tartárico
Carbônico
Ascórbico
Constantes de dissociação de alguns ácidos polipróticos
Nome Fórmula
Ácidos fracos
** HF, HCl, HBr, HI
Ácido fraco Ácidos fortes
Ácidos Binários
> diferença eletronegatividade entre H e X 
(ligação mais polar)
< raio do ânion (> força de atração H-X)
HF (Ka = 3,7 x 10
-3)
HCl (Ka = 1,8 x 10
8)
HCl (Ka = 2,7 x 10
10)
HI (Ka = 2,0 x 10
11)
Ligação de hidrogênio para o HF
• A grande maioria dos hidróxidos iônicos são bases
fortes (p.ex. NaOH, KOH, Ca(OH)2).
• Bases fortes são eletrólitos fortes e se dissociam
completamente em solução.
• pOH (e portanto o pH) de uma base forte é dado pela
concentração mol/L inicial da base.
• Bases não precisam ter o íon OH- na fórmula:
O2- (aq) + H2O (l)  2OH
- (aq)
H- (aq) + H2O (l)  H2 (g) + OH
- (aq)
N3
- (aq) + H2O (l)  NH3 (aq) + 3OH
- (aq)
Bases fortes
Bases fracas removem prótons das substâncias.
Há um equilíbrio entre a base e os íons resultantes:
Exemplo:
A constante de dissociação da base (Kb):
NH3(aq) + H2O(l) NH4
+(aq) + OH-(aq)
Bases fracas
Weak base + H2O conjugate acid + OH
-
Base fraca Ácido conjugado
Bases geralmente tem pares de elétrons isolados ou
cargas negativas para poderem atacar os prótons.
Muitas bases fracas neutras contém nitrogênio.
Aminas são relacionadas com a amônia e tem uma ou
mais ligações N-H trocador por ligações N-C (p.ex.
CH3NH2 = metilamina).
Bases fracas
Estrutura
Lewis ácido
conjugado
Reação de equilíbrio
Algumas bases fracas e seus equilíbrios em solução aquosa
Ácido: HA + H2O H3O
++ A- Ka 
Relação entre Ka e Kb
• Quantificar a relação entre a força do ácido e da base
conjugada
Base conjugada: H2O + A
- HA + OH- Kb
2H2O H3O
++ OH- Kw = Ka x Kb
pKa + pKb = pKw