Equilíbrio Químico 3

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EQUILÍBRIO QUÍMICO
Profa. Loraine Jacobs 
DAQBI
lorainejacobs@utfpr.edu.br
http://paginapessoal.utfpr.edu.br/lorainejacobs
EQUILÍBRIO IÔNICO 
DA ÁGUA
Equilíbrio Iônico da Água
 Ácido e Base de Arrhenius – H+ e OH-
 Medição de caráter ácido-básico
◦ Produto Iônico da água
H2O  H
+ + OH-
◦ Auto-ionização da água
Equilíbrio Iônico da Água
 Constante de Equilíbrio (K) e grau de 
ionização()
◦ Água pura  baixa ionização
◦ K = Constante de equilíbrio iônico da água
K= [H+].[OH-]  K = 1,81.10-16(25oC)
H2O
◦ Grau de ionização ()   = 1,81.10-9
 Desta forma [H2O] é constante
Equilíbrio Iônico da Água
 Kw – Produto iônico da água
◦ Sendo [H2O] constante, podemos escrever:
◦ K. [H2O] = 1,81.10
-16(25oC) 
◦ Sendo a densidade da água de 1g/mL em 1L 
de água teremos 1000g de H2O
 Calculando-se n:
 n = m = 1000 = [H2O] = 55mols/L
MM 18
 Kw – Produto iônico da água
◦ Se substituirmos na fórmula teremos:
Kw = 1,81.10
-16. 55 (25oC) 
Kw = 1,00.10
-14 (25oC)
Equilíbrio Iônico da Água
Equilíbrio Iônico da Água
 Kw – Produto iônico da água
◦ Alterações com T
Equilíbrio Iônico da Água
H2O  H
+ + OH-
◦ Observa-se que 1 mol de H2O produz 1 mol de 
H+ e 1 mol de OH- desta forma podemos dizer 
que sendo Kw = 1,00.10
-14 :
[H+] = [OH-] = 1,00.10-7
Equilíbrio Iônico da Água
H2O  H
+ + OH-
◦ Em soluções ácidas:
 Aumentado [H+] equilíbrio desloca para esquerda, 
diminui a quantidade de OH-. Assim, observa-se :
 [H+] aumenta  [H+] > 1,00.10-7
 [OH-]diminui  [OH-]  1,00.10-7
 Kw permanece constante
Equilíbrio Iônico da Água
H2O  H
+ + OH-
◦ Em soluções básicas:
 Aumentado [OH-] equilíbrio desloca para esquerda, 
diminui a quantidade de H+. Assim, observa-se :
 [OH-] aumenta  [OH-] > 1,00.10-7
 [H+]diminui  [H+]  1,00.10-7
 Kw permanece constante
Equilíbrio Iônico da Água
Equilíbrio Iônico
 Caso particular dos equilíbrios químicos 
em que aparecem íons. 
◦ Os íons estão presentes em todas as soluções 
aquosas
 Equilíbrio de ionização de ácidos e bases
HCl  H+ + Cl-
Ca(OH)2  Ca
2+ + 2OH-
Equilíbrio Iônico
 Constante de Equilíbrio (K) e grau de 
equilíbrio ()
◦ Ki = Constante de Ionização 
 Ka para ionização de ácidos
 Kb para ionização de bases
◦ Grau de ionização ()
Equilíbrio Iônico
 Ki – Cálculos de Ka e Kb
◦ Calculados da mesma forma de Kc ou Kp
◦ Utilizam-se as concentrações de P e R
◦ Ex: HCl  H+ + Cl- Ka = [H
+].[Cl-]
[HCl]
◦ Ex:Ca(OH)2  Ca
2+ + 2OH- Kb= [Ca
2+].[OH-]2
[Ca(OH)2]
Equilíbrio Iônico
 Analisando Ki 
 Quanto maior o valor de K, maior a 
dissociação – eletrólito forte. Valor de 
de  próximo de 1 ou 100%
 Quando K tem valor baixo, tem baixa taxa 
de dissociação – eletrólito fraco. Valor 
de  próximo de 0 ou 0%
Equilíbrio Iônico
 Ki para eletrólitos fracos
◦ Utilizada predominantemente para eletrólitos 
fracos em soluções diluídas pois, nestes casos 
K permanece constante
◦ Sendo valores muito baixos (escala de 10-x) 
são expressos em logaritimos e chamados de 
pK.
pKa = -logKa
pKb = -logKb
Equilíbrio Iônico
 Efeito do Íon Comum
◦ Deslocamento da posição de equilíbrio de um 
eletrólito, causado pela adição de um segundo 
eletrólito (em geral mais forte), possuidor de 
um íon em comum com o primeiro.
◦ Princípio de Le Chatelier
Equilíbrio Iônico
 Efeito do Íon Comum
◦ Ex: 
HCl  H+ + Cl-
◦ Adição de NaCl
Aumento de Cl- no meio reacional
Equilíbrio Desloca 
Diminui Ionização
Equilíbrio Iônico
 Efeito do Íon Não-Comum
◦ Deslocamento da posição de equilíbrio 
causado por um íon não comum ao ambiente 
reacional.
◦ Ex: 
HCl  H+ + Cl-
◦ Adição de NaOH 
H+ + OH-  H2O
◦ Retirada de H+ da solução
Deslocamento 
do equilíbrio 
para a direita
Equilíbrio Iônico
 Lei de Diluição de Otswald
“O grau de ionização de um 
eletrólito aumenta, tendendo 
para 100%, à medida que a 
solução se dilui”
Equilíbrio Iônico
 Lei de Diluição de Otswald
◦ Relaciona  com V(volume da solução)
Quando  5% pode-se usar apenas
K = [ ]. 2 sabendo-se que [ ] = n/V
Equilíbrio Iônico
 Lei de Diluição de Otswald
◦ Soluções muito diluídas  Dificuldade de + e 
– reconstituirem a molécula  Reação
favorecida para a direita, isto é, a ionização
do eletrólito.
◦ Ex: CH3COOH  H
+ + CH3COO
-
pH e pOH
 Valores de [H+]+ [OH-] expressos em10-X
◦ Sorensen – Proposta do uso de logaritmos
◦ Desta forma: 
pH = -log[H+] pOH = -log [OH-]
◦ pH = potencial hidrogeniônico
◦ pOH = potencial hidroxilônico
pH e pOH
pH e pOH
 Kw e o valor de pH e pOH
◦ Sendo Kw =[H
+].[OH-] = 1,00.10-14
◦ Extraindo o log dos termos teremos
 log[H+].log[OH-] = -14
◦ Sabendo que: log (a.b) = loga + logb 
◦ log[H+]+ log[OH-] = -14
◦ - log[H+]- log[OH-] =14 ou pH+pOH = 14
pH e pOH
 Partindo da informação  pH+pOH = 14
◦ Água Pura: pH =pOH = 7
◦ Soluções Ácidas:[H+]>10-7  pH< 7
◦ pOH:?
◦ Soluções Básicas: [H+]<10-7  pH>7
◦ pOH:?
pH e pOH
 Indicadores Ácido-Base (In)
◦ Substâncias orgânicas complexas e 
possuidoras de caráter de ácido fraco (ou de 
base fraca). 
◦ Características: 
 1ª e 2ª cor bem diferentes – percepção da 
mudança de cor;
 mudança de cor rápida, deslocamento de 
rápido do equilíbrio.
pH e pOH
 Indicadores Ácido-Base (In)
◦ Tipo do Indicador  Faixa de Viragem
 Indicadores mais utilizados
pH e pOH
 Indicadores Ácido-Base (In)
◦ Tipo do Indicador  Faixa de Viragem
 Indicadores Universais – Papel Tornassol
pH e pOH
Curvas de Titulação
 Titulação:
◦ Método para determinar quantidades 
desconhecidas de substâncias através de sua 
reação com substância padrão que possui reação e 
proporção definidas com a substância de análise. 
Esta análise requer um método de determinação 
de seu término. 
 Exemplos:
◦ Indicadores ácido-base
◦ Medidas de pH (pH-metro ou potenciômetro)
Curvas de Titulação
 pH-metro
◦ Medem a diferença de potencial elétrico 
existente e que possuem uma escala já 
graduada em valores de pH.
Curvas de Titulação
 Tipos de Titulação
◦ Ácido Forte + Base Forte
◦ Ácido Forte + Base Fraca
◦ Ácido Fraco + Base Forte
◦ Medidas de pH vs Quantidade de Reagente Padrão
 Ponto de Equivalência 
◦ Parte Vertical do Gráfico.
Curvas de Titulação
 Ácido Forte + Base Forte
Curvas de Titulação
 Ácido Forte + Base Fraca
Curvas de Titulação
 Ácido Fraco + Base Forte
Curvas de Titulação
 Método da Primeira e Segunda Derivada
◦ Permite calcular o ponto final exato a partir de 
uma curva de titulação potenciométrica. 
◦ A primeira derivada (ΔpH/ΔV, onde V é o volume 
do titulante e ΔV é a variação do volume) tem um 
máximo no ponto de inflexão da curva de 
titulação, partindo de próximo de zero antes do 
ponto final até atingir o máximo no ponto final, 
voltando a quase zero após o ponto final. 
◦ Na segunda derivada, plota-se Δ2pH/ΔV2 
versus V e o ponto final é onde a derivada é 
igual a zero.
Curvas de Titulação
 Método da Primeira e Segunda Derivada
pH/VNaOH ΔpH/ΔV Δ
2pH/ΔV2
Termodinâmica e o Equilíbrio 
 Equilíbrio – Estado de energia mínima
onde G = 0
◦ Reações caminham sempre no sentido de 
minimizar a energia da reação. 
Termodinâmica e o Equilíbrio 
 Para uma reação com Go < 0, a
constante de equilíbrio deverá ser maior
do que 1, e o equilíbrio favorece os
produtos.
Termodinâmica e o Equilíbrio 
 Para uma reação com Go>0, a constante
de equilíbrio deverá ser menor do que 1,
eo equilíbrio favorece os reagentes.
Termodinâmica e o Equilíbrio 
 Síntese da Haber – Bosch
◦ Fora do Equílibrio  Sentido dos Produtos
G  0 (T e P constantes)
 Fixação de Nitrogênio  Atmosfera
Termodinâmica e o Equilíbrio 
 N2 (inerte) - energia de ligação 943,8kJ/mol
◦ Haber – Síntese do Amoníaco (1909)
◦ Bosch – Aperfeiçoamento Industrial
 Reação ocorre com redução de volume; 
conseqüentemente, um aumento de pressão irá deslocar 
o equilíbrio para a direita, aumentando o rendimento da 
reação
Termodinâmica e o Equilíbrio 
 Gm (Energia Livre Molar) 
◦ Para substâncias Puras
Gm = Gm0 + RT. lna
a= atividade da substância
a para sistemas ideais
• Gás – Igual a Pressão Parcial
• Soluto – Igual ao valor da 
concentração;molecularidade
• Sólido ou líquido puro – Valor 
igual a 1
Termodinâmica e o Equilíbrio 
 Cálculo de G – em qualquer [R] e [P]
◦ n – coeficiente estequiométrico
 Sendo a equação:
◦ Temos:
Termodinâmica e o Equilíbrio 
 Utilizando G0
 Unimos os termos em função de G0
Pressões Parciais
 Agrupamos as Pressões
◦ Primeiro utilizando slnx = lnxs e, em seguida, 
lnx-y = ln(x/y). Assim temos:
Termodinâmica e o Equilíbrio 
 Substituindo na equação original:
 Sendo a expressão , chamada
quociente de reação, temos então: 
Termodinâmica e o Equilíbrio 
 Sistema em Equilíbrio
◦ Pressões Parciais de Equilíbrio
 Constante de Equilíbrio (K)
 Sabendo-se que no equilíbrio G = 0, temos:
ou