EQUILÍBRIO QUÍMICO

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Equilíbrio Químico
Um equilíbrio químico é a situação em que a proporção entre os reagentes e produtos de uma reação química se mantém constante ao longo do tempo. Foi estudado pela primeira vez pelo químico francês Claude Louis Berthollet  em seu livro Essai de statique chimique de 1803
Florestas são sorvedouros naturais de CO2, que por meio da fotossíntese devolvem o O2 à atmosfera. Um equilíbrio saudável seria obtido aumentando-se as florestas e áreas verdes, enquanto um equilíbrio desfavorável estaria se manifestando quando da supressão de áreas verdes, aumento de veículos e indústrias ou de ambos.
REAÇÃO IRREVERSÍVEL ()
É aquela que se processa em um sentido até o consumo total dos reagentes.
Exemplos:
Combustão (palito de fósforo), formação da ferrugem, neutralização da acidez estomacal.
REAÇÃO REVERSÍVEL ()
É aquela que se processa no sentido direto (reagentes  produtos) e no sentido inverso (produtos  reagentes), até atingir um estágio de equilíbrio químico.
EQUILÍBRIO QUÍMICO
Estagio de equilíbrio dinâmico em que as velocidades das reações direta e inversa são iguais.
CONSTANTE DE EQUILIBRIO (KC)
É obtida matematicamente isolando-se as constantes cinéticas das equações das velocidades das reações direta e inversa.
Como o quociente de duas constantes é outra constante :
 A expressão Kc está relacionada com a Lei de Ação de Massas: "A constante de equilíbrio de uma reação química é obtida pela multiplicação das concentrações molares dos produtos dividida pelas dos reagentes, todas elevadas aos respectivos coeficientes da equação balanceada".
Reagentes ou produtos sólidos não são representados na expressão da constante de equilíbrio.
OCORRÊNCIA DAS REAÇÕES
Kc>1  concentração dos produtos é maior que a dos reagentes, logo a reação direta prevalece sobre a inversa.
	H2(g) + I2(g) () 2 HI Kc = 50,3 (450°C) 
Kc<1  concentração dos reagentes é maior que a dos produtos, logo a reação inversa prevalece sobre a direta.
	2HI(g) () H2 + I2 Kc = 1,99 ∙ 10-2 (450°C)
GRAU DE EQUILIBRIO (α)
Exemplo:
A reação 2NH3  N2 + 3H2 ocorreu conforme a tabela:
Em equilíbrios gasosos, a constante de equilíbrio pode ser expressa em função das pressões parciais dos gases que participam da reação.
CONSTATE DE EQUILÍBRIO EM TERMOS DE PRESSÕES PARCIAIS DE GASES (Kp)
em que p(A), p(B), p(C) e p(D) são as pressões parciais dos gases A, B, C e D.
Observação:
1. Na expressão Kp devem ser usados apenas os componentes gasosos.
2. Na expressão do Kc os componentes sólidos não são usados.
3. Kp e Kc variam apenas com a temperatura. 
Exemplo:
Escreva as expressões de Kc e Kp para os equilíbrios:
São alterações das velocidades das reações direta e inversa provocadas por modificações das concentrações das substâncias decorrentes de variações da concentração de reagentes e produtos, pressão e temperatura do sistema.
DESLOCAMENTO DE EQUILIBRIO
Quando uma ação extrema perturba um sistema em equilíbrio, surge no próprio sistema a tendência de estabelecer a situação de equilibro, contrariando a ação que o perturbou.
Princípio de Le Chatelier
Adicionar uma substância significa forçar seu consumo, ou seja, novas quantidades de produtos serão formadas.
Retirar uma substância significa forçar seu refazimento, ou seja, novas quantidades dessa substância serão formadas.
O método dos "vasos comunicantes" facilita o entendimento do acima exposto:
No equilíbrio:
			HCl + NaOH  NaCl + H2O
Influência da concentração
Aumento de pressão desloca o equilíbrio no sentido da concentração de volume e a diminuição da pressão no sentido da expansão.
Influência da pressão 
Aumento das temperatura desloca o equilíbrio no sentido da reação endotérmica (consome o calor) e diminuição da temperatura, no sentido da reação exotérmica (libera calor).
Influência da temperatura
Água é um eletrólito fraco que se ioniza conforme a equação H2O  H+ + OH- e sua constante de equilíbrio Kc é dada por:
Como [H+] = [OH-] = 10-7, temos que:
Para a água neutra  [H+] = [OH-] = 10-7
PRODUTO IÔNICO DA ÁGUA (Kw)
Quando predominam íons H+, temos soluções ácidas e quando o excesso é o de OH-, temos soluções alcalinas. 
pH e pOH
Em meio neutro, temos:
				 Soluções
 soluções 			neutras	 soluções ácidas					 básicas
 aumento da [H+]			 aumento da [OH-]
 aumento da acidez			 aumento da 						 basicidade		
AÇÃO SOBRE INDICADORES