equilibrio quimico2013

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Teoria Geral das Soluções Iônicas – EQUÍLIBRIO QUÍMICO
UNIVERSIDADE FEDERAL DO PAMPA
DISCIPLINA: QUÍMICA ANALÍTICA
Prof. Ana Paula Saidelles
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Objetivo da Análise qualitativa
Separação e identificação das espécies químicas
Controle de reações
Saber:
 Porque as reações ocorrem?
 Qual a extensão da reação com relação à concentração dos reagentes?
 Como a reação pode ser afetada por variações na pressão, temperatura e outros fatores passíveis de controle?
Equilíbrio Químico
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	Um dos princípios mais importantes a respeito das reações químicas é que todas as reações são reversíveis.
Reações Químicas
Equilíbrio Químico
Reversíveis
	Condições de equilíbrio químico descritas a partir:
	Lei de Guldberg e Waage (ou Lei da ação das Massas)
“ A velocidade de uma reação química a uma temperatura constante é proporcional ao produto das concentrações da substância reagentes tendo como potência os coeficientes que apresentam na equação química.” 
O Equilíbrio Químico é o estado em que a velocidade com que desaparecem os reagentes é exatamente igual a velocidade que decompõe os produto.
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	Ex.: aA + bB cC + dD 
Vd = Kd [A]a[B]b
Vd
Vi = Ki [C]c[D]d
Vi
No equilíbrio químico: Vd = Vi
Kd [A]a[B]b = Ki [C]c[D]d
Para uma reação reversível, o produto das concentrações das substâncias formadas na reação dividido pelo produto das concentrações dos reagentes, cada um elevado a sua potência de acordo com a reação, é igual a uma constante a CONSTANTE DE EQUILÍBRIO.
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	 a concentração dos participantes do equilíbrio;
	 a pressão total sobre o sistema;
	 a temperatura do sistema.
Deslocamento do Equilíbrio Químico
	Princípio de Le Chatelier:
“ Quando se aplica um fator externo a um sistema em equilíbrio, a reação se desloca no sentido de anular esse fator.” 
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 a concentração dos participantes do equilíbrio;
Deslocamento do Equilíbrio Químico
A variação da concentração dos participantes da reação provoca um reajuste espontâneo nos demais componentes. 
Ex.: A + B C + D
 Adição de A 
 Retirada de A 
(Desloca para direta) 
(Desloca para esquerda) 
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 a pressão total sobre o sistema;
Deslocamento do Equilíbrio Químico
A variação da pressão do sistema provoca um ajuste em relação ao volume (gases). 
Ex.: N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3 (g)
 Aumenta a pressão
(Desloca para direta) 
(Desloca para esquerda) 
  Diminui a pressão
4V
2V
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 a temperatura do sistema;
Deslocamento do Equilíbrio Químico
Equilíbrio = duas reações:
 Endotérmica = que absorve calor (H +) 
 Exotérmica = que libera calor (H -)
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 a temperatura do sistema;
Deslocamento do Equilíbrio Químico
Ex.: N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3 (g) ( H -) 
 Aumenta a temperatura
(Desloca para direta) 	R. Exotérmica 
(Desloca para esquerda) 	R. Endotérmica 
  Diminui a temperatura
exotérmica
endotérmica
Ex.: N2O4(g) 2 NO2 (g) ( H +) 
 Aumenta a temperatura
(Desloca para esquerda) 	R. Exotérmica 
(Desloca para direita) 	R. Endotérmica 
  Diminui a temperatura
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1. PRODUTO IÔNICO DA ÁGUA
Água
Fracamente ionizada
Equilíbrio de dissociação:
H2O(l) + H2O(l) H3O+ + OH-
Ou simplesmente:
H2O(l) H+ + OH-
A concentração de H+ e OH-, no equilíbrio, são sempre iguais entre si. 
Água pura = [H+] = [OH-]
[H+] = [OH-] = 10-7 mol/L
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PRODUTO IÔNICO DA ÁGUA
Considerando o equilíbrio da água:
H2O(l) H+ + OH-
Kc . [H2O] = [H+] . [OH-]
[H+] = [OH-] = Solução neutra
Kw = [H+] . [OH-]
Kw = 10-7. 10-7
Kw = 10-14
 Quanto maior [H+] = Solução ácida
 Quanto maior [OH-] = Solução básica
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PRODUTO IÔNICO DA ÁGUA
Ex.: Numa solução 0,1 mol/L de HCl qual a [OH-] ?
Kw = [H+] . [OH-]
pH = - log [H+]
Número pequeno da [OH-] = conceito de pH
10-14 = 0,1 . [OH-]
[OH-] = 1 x 10-13 mol/ L
 pH = potencial hidrogeniônico
 pOH = potencial hidroxiliônico
pOH = - log [OH-]
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PRODUTO IÔNICO DA ÁGUA
Podemos concluir que:
 Em água pura = pH = 7 pOH = 7
 pH
 Em solução ácida = pH < 7 pOH > 7
 Em solução básica = pH > 7 pOH < 7
Ou, graficamente:
 0
 14
 7
 solução ácida
 solução básica
 solução neutra
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2. Aplicação a lei do Equilíbrio Químico a Sistemas Homogêneos - Ácido e base fracas.
Ácidos e bases fracas
Fracamente ionizada
Reação reversível
Apresentam baixo grau de ionização
Pode ser aplicado a lei o Equilíbrio químico
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Equilíbrio Ácidos e bases fracas
Ácidos fracos: ácido acético, HF, HCN, ...
Dissociação de Ácidos fracos monopróticos
Pode ser aplicado a lei o Equilíbrio químico
constante
Ka = [H+] . [A-]
[HA]
Constante de Dissociação de Ácidos
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Equilíbrio Ácidos e bases fracas
Base fraca: NH4OH 
Dissociação de Bases fracas 
Pode ser aplicado a lei o Equilíbrio químico
K = [B+][OH-]
 [H2O][BOH] 
constante
Kb = [B+] . [OH-]
[BOH]
Constante de Dissociação de Bases
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Equilíbrio Ácidos e bases fracas
Efeito do íon comum
Ex.: Dissolução de HA, adicionado-se NaA ou KA
Na+ A-
“ A adição de um íon comum a solução de um eletrólito fraco faz diminuir o grau de dissociação.”
Efeito do íon inerte
 OH-
Ex.: Dissolução de HA, adicionado-se base forte (OH-)
“ A adição de um íon inerte a solução de um eletrólito fraco faz aumentar o grau de dissociação.”
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3. Aplicação a lei do Equilíbrio Químico a Sistemas Heterogêneo.
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Equilíbrio a Sistemas Heterogêneos
Princípio do Produto de Solubilidade
AgCl Ag+ + Cl-
Pode ser aplicado a lei o Equilíbrio químico
Concentração invariável
K . [AgCl] = [Ag+] . [Cl-]
Kps = [Ag+] . [Cl-]
Constante do Produto de Solubilidade
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Equilíbrio a Sistemas Heterogêneos
Princípio do Produto de Solubilidade
“ Em uma solução saturada de um eletrólito pouco solúvel, o produto da concentração dos íons, cada uma delas elevada a uma potência numericamente igual ao que aparece na fórmula da respectiva espécie iônica, é uma constante, em uma determinada temperatura”.
PRECIPITAÇÃO
Como regra: 
Produto iônico = Kps
Solução saturada (não pp) 
1
2
Produto iônico > Kps
Solução supersaturada (pp) 
3
Produto iônico < Kps
Solução não saturada 
 (não pp) 
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Equilíbrio a Sistemas Heterogêneos
Regra Geral para formação do precipitado
“ Os precipitados de qualquer eletrólito pouco solúvel se formam, nos casos em que os produtos das concentrações dos seus íons (PRODUTO IÔNICO) na solução ultrapasse o seu produto de solubilidade (Kps)”.
Fatores que afetam a solubilidade: 
Efeito do íon comum:
Íon comum reduz a solubilidade ( forma mais precipitado) 
1
2
Efeito do íon inerte:
Íon inerte aumenta a solubilidade (forma menos precipitado) 
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Equilíbrio a Sistemas Heterogêneos
Fatores que afetam a solubilidade: 
Temperatura:
Pode aumentar ou diminuir a solubilidade.
3
 Aumenta a temperatura
(Desloca para direita)= R. Endot.
  Aumenta a temperatura 
(Desloca para esquerda)= R. Endot.
Aumenta a solubilidade.
Diminui a solubilidade.
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Equilíbrio a Sistemas Heterogêneos
Dissolução do precipitado: 
1
2
Transformação em ácido fraco:
Ex.: AgCl Ag+ + Cl-
 Adição de NH3
NH3 [Ag(NH3)2]+
Aumenta a solubilidade (diminui a precipitação)
Ex.: CuS Cu2+ + S2-
 Adição de HCl
Aumenta a solubilidade (diminui a precipitação)
Transformação em íon complexo:
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4. Hidrólise
Reação com a água ou decomposição pela ação da água.
Categorias dos sais:
Derivados de Ácido forte e Base forte;
Quando se dissolvem sais em água, nem sempre a solução se apresenta neutra.
Razão: sais reagem com a água
Derivados de Ácido fraco e Base forte;
Derivados de
Ácido forte e Base fraca;
Derivados de Ácido fraco e Base fraca.
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Hidrólise
Derivados de Ácido fraco e Base forte;
NaAc Na+ + Ac-
pH básico = dissolução da base forte
1
H2O 2H+ + OH-
Ácido fraco = HAc
Base forte = NaOH
Ácido fraco = parte fica na forma molecular
Ânion reage com H+
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Hidrólise
Derivados de Ácido fraco e Base forte;
Constante de Hidrólise de ânion:
Onde: KH2O = produto iônico da H2O; 	 Ka= constante de dissociação de ácidos; 
1
A
B
Grau de Hidrólise:
Onde: KH2O = produto iônico da H2O; 	 Ka= constante de dissociação de ácidos; c = concentração do sal
C
pH da solução:
Onde: KH2O = produto iônico da H2O; 	 Ka= constante de dissociação de ácidos; c = concentração do sal
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Hidrólise
Derivados de Ácido forte e Base fraca;
NH4Cl NH4+ + Cl-
pH ácido = dissolução do ácido forte
2
H2O 2H+ + OH-
Ácido forte = HCl
Base fraca = NH4OH
Base fraca = parte fica na forma molecular
Cátion reage com OH-
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Hidrólise
Derivados de Ácido forte e Base fraca;
Constante de Hidrólise de cátion:
Onde: KH2O = produto iônico da H2O; 	 Kb= constante de dissociação de bases; 
2
A
B
Grau de Hidrólise:
Onde: KH2O = produto iônico da H2O; 	 Kb = constante de dissociação de bases; c = concentração do sal
C
pH da solução:
Onde: KH2O = produto iônico da H2O; 	 Kb= constante de dissociação de bases; c = concentração do sal
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5. Solução Tampão
Solução que sofrem pequenas variações de pH quando a elas são adicionadas íons H+ ou OH-.
Ex.:
 Tampão Ácido: ácido fraco + seu sal correspondente
 Tampão Básico: base fraca + seu sal correspondente
Ex.: HAc/NaAc (Ácido acético/ Acetato de sódio)
Ex.: NH4OH/NH4Cl (Hidróxido de amônio/ Cloreto de amônio)