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Equilíbrio Químico, deslocamento de equilíbrio e fatores como concentração, pressão e temperatura

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aumentar. 
 b) a temperatura diminuir e a pressão diminuir. 
 c) a temperatura diminuir e a pressão aumentar. 
 d) a temperatura aumentar e a pressão diminuir. 
e) somente com adição de catalisadores especiais. 
 
23. (PUC-PR) Considere o sistema em equilíbrio: 
N2(g) + 3 H2(g) ⇄ 2 NH3(g) H = -22 kcal. 
 A melhor maneira de aumentar o rendimento de NH3 
é: 
 a) aumentar a temperatura. 
 b) aumentar a pressão. 
 c) juntar um catalisador. 
 d) adicionar um gás inerte. 
 e) aumentar o volume do reator. 
 
24 (PUC-PR) Os seguintes fatores podem deslocar um 
sistema em equilíbrio químico, exceto um: 
 a) pressão total. 
 b) temperatura. 
 c) concentração de um participante da reação. 
 d) catalisador. 
 e) pressão parcial de um participante da reação. 
 
 
 
25. (UFSC) Dada a reação: 
2 NO2(g) ⇄ N2O4(g) H = -14,1 kcal, 
 qual das alterações abaixo aumenta a concentração 
molecular do produto? 
 01) Aumento da temperatura. 
 02) Aumento da concentração de NO2. 
 04) Diminuição da temperatura. 
 08) Diminuição da pressão. 
 16) Adição de um catalisador. 
 
 
 
 
 
EQUILÍBRIO IÔNICO 
 
Equilíbrio iônico é um caso particular de 
equilíbrio químico que envolve a participação de íons. 
 
Exemplos: 
 
• Ionização do HCN (ácido fraco) 
 
HCN ⇄ H+ + CN- 
 
 
• Ionização do NH3 (base fraca) 
 
NH3 + H2O ⇄ NH4
+
 + OH
-
 
 
Um equilíbrio iônico é caracterizado através do grau 
de ionização () e da constante de ionização(Ki). 
 
 
 GRAU DE IONIZAÇÃO OU DE DISSOCIAÇÃO 
 IÔNICA () 
 
 
inicialmolsn.º
ionizadosmolsn.º
α 
 
 
 
 CONSTANTE DE IONIZAÇÃO OU DE 
DISSOCIAÇÃO (Ki) 
 
A constante de ionização ou de dissociação (Ki) é 
obtida pela aplicação da lei de velocidades ao equilíbrio 
iônico. 
 
Para os ácidos, a constante de ionização é freqüen-
temente representada por Ka. 
Exemplos: 
 
• Ionização do ácido cianídrico: 
HCN ⇄ H+ + CN- 
[HCN]
][CN.][H
Ka


 
 
• Ionização do ácido sulfídrico: 
1.ª etapa: H2S ⇄ H
+
 + HS
-
 
S][H
][HS.][H
Ka
2
1


 
 
2.ª etapa: HS
-
 ⇄ H+ + S2- 
][HS
][S.][H
Ka
-
-2
2


 
Para as bases, a constante de ionização é freqüente-
mente representada por Kb. 
 
Exemplos: 
 
• Ionização da amônia: 
 
NH3 + H2O ⇄ NH4
+
 + OH
-
 
 
O][H.][NH
][OH.][NH
Ki
23
4


 
 
A concentração molar da água é considerada 
constante e, sendo assim, pode-se fazer: 
 
][NH
][OH.][NH
O][H.Ki
3
4
2


 
 
 
sendo Ki . [H2O] = Kb obtém-se: 
 
][NH
][OH.][NH
Kb
3
4


 
 
 
Este exemplo mostra que a concentração molar da 
água é omitida na expressão da constante de 
ionização. 
 
Importante: a constante de ionização depende 
apenas da temperatura. 
 
 LEI DA DILUIÇÃO DE OSTWALD 
 
Relaciona constante de ionização (Ki), grau de 
ionização () e concentração molar (♏). 
 
Considerando a solução aquosa de um monoácido 
HA de concentração molar ♏ mol/L e sendo  o grau de 
ionização desse ácido, tem-se: 
 
 HA ⇄ H+ + A- 
Início ♏ mol/L zero zero 
Ionização ♏ 
mol/L 
♏ 
mol/L 
♏ 
mol/L 
 
Equilíbrio 
♏-♏ mol/L 
ou 
♏.(1 - ) mol/L 
 
♏ 
mol/L 
 
♏ 
mol/L 
 
Efetuando o cálculo da constante de ionização (Ki), 
tem-se: 
 


[HA]
][A.][H
Ki
 
 
 
 Ki = 
 
 
Esta é a expressão matemática da Lei da Diluição de 
Ostwald. 
 
Para ácidos e bases fracos o valor de  é muito 
pequeno ( < 5%), podendo se admitir que (1  ) é, 
aproximadamente igual a 1. Assim: 
 
Ki = ♏ . 2 
 
 
Esta expressão nos mostra que, sendo Ki constante 
a dada temperatura, ao se diluir a solução de um ácido 
fraco ou de uma base fraca (diminuir a concentração 
molar ♏), o valor de  aumenta. 
Portanto: 
 
 
Quando se dilui um ácido ou base fracos, o 
seu grau de ionização ou de dissociação () 
aumenta. 
 
Este é o enunciado da Lei da Diluição de Ostwald. 
 
Através da expressão matemática da Lei da Diluição 
de Ostwald, pode-se efetuar cálculos envolvendo Ki,  e 
♏. 
 
Exemplo: 
 
O grau de ionização da amônia, NH3, em solução 1 
mol/L, é 0,40% a 20°C. A constante de ionização da 
amônia, nesta temperatura é, aproximadamente, igual a: 
a) 1,6 x 10
-1
 
b) 4,0 x 10
-1
 
c) 1,0 x 10
-3
 
d) 4,0 x 10
-3
 
e) 1,6 x 10
-5
 
 
Resolução: 
Dados: ♏ = 1 mol/L; % = 0,4% →  = 4 . 10
-3
 
Aplicando a expressão matemática da Lei da 
Diluição de Ostwald, tem-se: 
Ki = ♏.2/(1-) 
Como  < 5%, pode-se admitir que (1 - ) = 1. 
Portanto: 
Ki = 1 . (4 . 10
-3
)
2
 
Ki = 1,6 x 10
-5
 
A alternativa “e” é a correta. 
 
 FORÇA DE ELETRÓLITOS 
 
A força de um eletrólito é determinada pelo seu grau 
de ionização ou pela sua constante de ionização, sendo 
esta a grandeza mais segura, pois depende apenas da 
temperatura, ao passo que aquela, além da 
temperatura, depende também da concentração da 
solução. 
Como regra geral, pode-se estabelecer que: 
 
 
   força ou  Ki  força 
 
Exemplos de constantes de ionização de ácidos, a 
25°C: 
 
Ác. clorídrico: HCl Ka muito alto 
Ác. sulfúrico: H2SO4 Ka1 muito alta 
Ka2 = 1,9 x 10
-2
 
Ác. Sulfuroso: H2SO3 Ka1 = 1,7 x 10
-2
 
Ka2 = 6,3 x 10
-8
 
Ác. fosfórico: H3PO4 Ka1 = 6,9 x 10
-3
 
Ka2 = 6,2 x 10
-8
 
Ka3 = 4,7 x 10
-13
 
Ác. acético: CH3COOH Ka = 1,8 x 10
-5
 
Ác. cianídrico: HCN Ka = 5,0 x 10
-10
 
 
Observações: 
 
• Quanto maior a constante de ionização (Ka) de um 
ácido, maior a [H
+
] e mais acentuadas serão as 
propriedades ácidas da solução. 
 
• Os poliácidos ionizam em tantas etapas quantos 
são os hidrogênios ionizáveis presentes em sua 
molécula, sendo que cada etapa possui sua constante 
de ionização. Tais constantes são representadas por 
Ka1, Ka2, Ka3, etc. 
 Observa-se que a ordem de grandeza dessas 
constantes de ionização é: 
Ka1 > Ka2 > Ka3 > ..... 
 
Exemplos de constantes de dissociação de bases, a 
25°C: 
 
Hidróxido de amônio: NH4OH Kb = 1,8 x 10
-5
 
Hidróxido de metilamônio: CH3NH3OH Kb = 5,0 x 10
-4
 
Hidróxido de dimetilamônio: (CH3)2NH2OH Kb = 7,4 x 10
-4
 
Hidróxido de trimetilamônio: (CH3)3NHOH Kb = 7,4 x 10
-5
 
Hidróxido de etilamônio: C2H5NH3OH Kb = 5,6 x 10
-4
 
 
Quanto maior a constante de dissociação (Kb) de 
uma base, maior a [OH
-
] e mais acentuadas as 
propriedades básicas da solução. 
 
• Potencial de Ionização (pKi) 
 
Considerando-se que os valores de Ki são muito pe-
quenos, é usual expressá-lo através de logaritmos, 
segundo a expressão: 
 
pKi =  log Ki 
 
Exemplos: 
 
ácido Ka pKa 
HCN 5 x 10
-10
 9,3 
 
H3PO4 
1.º 6,9 x 10
-3
 
2.º 6,2 x 10
-8
 
3.º 4,7 x 10
-13
 
2,2 
7,2 
12,3 
 
 
♏ . ♏ 
♏.(1 - ) 
♏.2 
(1 – ) 
base Kb pKb 
NH4OH 1,8 x 10
-5
 4,7 
H3CNH3OH 5,0 x 10
-4
 3,3 
Observa-se que: 
 
 
 Ki  pKi  força 
 
 
 EFEITO DO ÍON COMUM 
 
Efeito do íon comum é uma aplicação do Princípio de 
Le Chatelier ao equilíbrio iônico. 
 
O ácido acético, H3CCOOH, é um ácido fraco. Na 
solução aquosa deste ácido existe o equilíbrio: 
 
H3CCOOH ⇄ H
+
 + H3CCOO
- 
 
Se à solução adicionarmos o sal acetato de sódio, 
que tem íon acetato em comum com o ácido, o sal se 
dissociará completamente, 
 
Na
+
H3CCOO
-
  Na
+
 + H3CCOO
-
 
 
aumentado

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