RESUMO TEÓRICO EQUILÍBRIOS QUIMICOS %

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a)REAÇÕES REVERSÍVEIS.
REAÇÃO REVERSÍVEL É AQUELA QUE SE PROCESSA 
SIMULTANEAMENTE NOS DOIS SENTIDOS: 
 DIRETO ( DA ESQUERDA PARA A DIREITA )
 INVERSO ( DA DIREITA PARA A ESQUERDA )
Ex: 1N2(g) +3H2(g) 2NH3(g)
OU SEJA, UMA REAÇÃO REVERSÍVEL OCORRE COMO 
SE FOSSE DUAS REAÇÕES DISTINTAS:
REAÇÃO DIRETA: 1N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g)
REAÇÃO INVESA: 2NH3(g) 1N2(g) + 3H2(g)
1) EQUILÍBRIO MOLECULAR.
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TEMPO
VELOCIDADE
V1
V2
t
UM SISTEMA REVERSÍVEL REACIONAL ATINGE O EQUILÍBRIO QUANDO:
VELOCIDADE DA VELOCIDADE DA
 REAÇÃO DIRETA REAÇÃO INVERSA
=
*
*
TEMPO
[CONCENTRAÇÃO]
[R]
[P]
t
QUANDO O SISTEMA REACIONAL 
REVERSÍVEL ATINGE O EQUILÍBRIO :
AS CONCENTRAÇÕES DOS SEUS PARTICIPANTES PERMANECEM CONSTANTES
N2O4(g)
2NO2(g)
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IMPORTANTE
EM RECIPIENTES FECHADOS, AS REAÇÕES QUÍMICAS SÃO, 
 NA SUA GRANDE MAIORIA, REVERSÍVEIS.
O EQUILÍBRIO QUÍMICO SÓ PODE SER ATINGIDO EM SISTEMA FECHADO.
EM UM EQULÍBRIO QUÍMICO, AS PROPRIEDADES MACROSCÓPICAS DO SISTEMA, COMO CONCENTRAÇÃO DOS REAGENTES E PRODUTOS, DENSIDADE, MASSA, COR, ETC., PERMANECEM INALTERADOS.
DEVIDO AO FATO DE O EQULÍBRIO QUÍMICO SER DINÂMICO, AS PROPRIEDADES MICROSCÓPICAS DO SISTEMA, COMO COLISÕES ENTRE AS PARTÍCULAS, FORMAÇÃO DO COMPLEXO ATIVADO E TRANSFORMAÇÃO DE UMA SUBSTÂNCIA EM OUTRA, PERMANECEM EM EVOLUÇÃO.
PARA QUE O EQULÍBRIO QUÍMICO DE UMA REAÇÃO PERMANEÇA ESTÁVEL, O SISTEMA DEVE ESTAR ISOLADO, OU SEJA, NÃO DEVE TROCAR NEM MATÉRIA NEM CALOR COM O MEIO.
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b) CONSTANTE DE EQUILÍBRIO EM 
FUNÇÃO DAS CONCENTRAÇÕES(Kc)
DADA A REAÇÃO GENÉRICA REVERSÍVEL
p/ a REAÇÃO DIRETA: aA + bB cC + dD 
p/ a REAÇÃO INVESA: cC + dD aA + bB 
V1 = K1.[A]a.[B]b
V2 = K2.[C]c.[D]d
=
[REAGENTES]
 [PRODUTOS]
Kc
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PARA EQUILÍBRIOS GASOSOS A CONSTANTE
PODE SER EXPRESSA EM FUNÇÃO DAS 
PRESSÕES PARCIAIS DOS GASES:
RELAÇÃO ENTRE Kc e Kp 
Kc = Kp(RT)Δn 
Onde: 
R = constante universal dos gases.
T = temperatura na escala Kelvin
Δn = variação do número de mols (nP - nR)
QUANDO
 Δn = 0  Kc = Kp 
Onde: 
R = constante universal dos gases.
T = temperatura na escala Kelvin
Δn = variação do número de mols (nR - nP)
Kp = Kc(RT)Δn 
OU
Onde p é pressão parcial
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SOBRE A CONSTANTE DE EQUILÍBRIO Kc 
A CONSTANTE Kc É ADMENCIONAL, OU SEJA, NÃO TEM UNIDADE.
QUANTO MAIOR A CONSTANTE Kc ,MAIOR É O RENDIMENTO DA REAÇÃO E MAIOR A SUA TENDÊNCIA DE SER ESPONTÂNEA.
SE MULTIPLICARMOS A REAÇÃO POR UM NÚMERO A CONSTANTE Kc FICA ELEVADA A ESTE NÚMERO.
SE INVERTERMOS A REAÇÃO INVERTE-SE A CONSTANTE Kc.
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SE SOMARMOS VARIAS REAÇÕES, A CONSTANTE Kc DA REAÇÃO RESULTANTE É O PRODUTO DAS CONSTANTES DAS REAÇÕES SOMADAS.
PARA EQUILÍBRIOS HETEROGÊNEOS, SÓLIDOS E LÍQUIDOS NÃO SÃO INCLUÍDOS NA EXPRESSÃO DA CONSTANTE Kc.
O VALOR DA CONSTANTE DE EQUILÍBRIO Kc SÓ VARIA COM A TEMPERATURA.
Kc > 1 [PRODUTOS] > [REAGENTES]
 Kc = 1 [PRODUTOS] = [REAGENTES]
 Kc < 1 [PRODUTOS] < [REAGENTES]
*
*
Kc >1  [PRODUTOS] > [REAGENTES]
[ ]
[R]
[P]
[PRODUTOS]
[REAGENTES]
t
TEMPO
=
[REAGENTES]
 [PRODUTOS]
Kc
*
*
Kc =1  [PRODUTOS] = [REAGENTES]
[REAGENTES] = [PRODUTOS]
[ ]
TEMPO
[R]
[P]
t
=
[REAGENTES]
 [PRODUTOS]
Kc
*
*
Kc <1  [PRODUTOS] < [REAGENTES]
[REAGENTES]
[PRODUTOS]
[ ]
TEMPO
[R]
[P]
t
=
[REAGENTES]
 [PRODUTOS]
Kc
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c)DESLOCAMENTO DO EQUILÍBRIO.
PRINCÍPIO DE LE CHATELIER 
QUANDO UM SISTEMA REACIONAL, EM EQULÍBRIO, SOFRE UMA PERTURBAÇÃO EXTERNA, ELE REAGE À PERTURBAÇÃO DE TAL FORMA A MINIMIZAR OS SEUS EFEITOS OU ATÉ MESMO ANULÁ-LOS.
INFLUÊNCIA DA CONCENTRAÇÃO
MAIOR [R] OU MENOR [P]  DESLOCA O EQUILÍBRIO 
 PARA A DIREITA.
REAGENTES R 
 P PRODUTOS
MENOR [R] OU MAIOR [P]  DESLOCA O EQUILÍBRIO 
 PARA A ESQUERDA.
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INFLUÊNCIA DA PRESSÃO
 LEI DE ROBIN.
MAIOR PRESSÃO  DESLOCA O EQUILÍBRIO NO 
 SENTIDO DE MENOR VOLUME.
MENOR PRESSÃO  DESLOCA O EQUILÍBRIO NO
 SENTIDO DE MAIOR VOLUME.
Por exemplo: 1N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g) H= -26,2Kcal
UM AUMENTO NA PRESSÃO DESLOCARÁ O EQULÍBRIO 
PARA A DIREITA (MENOR VOLUME: 2V) 
UMA DIMINUIÇÃO NA PRESSÃO DESLOCARÁ O EQULÍBRIO PARA A ESQUERDA (MAIOR VOLUME: 3+1= 4V) 
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INFLUÊNCIA DA TEMPERATURA
 LEI DE VAN’T HOFF.
MAIOR TEMPERATURA  DESLOCA O EQUILÍBRIO 
 NO SENTIDO ENDOTÉRMICO.
MENOR TEMPERATURA  DESLOCA O EQUILÍBRIO
 NO SENTIDO EXOTÉRMICO.
Por exemplo: 1N2 + 3H2 2NH3 H = -26,2Kcal
SE AUMENTARMOS A TEMPERATURA O EQULÍBRIO SERÁ DESLOCADO PARA A ESQUERDA (SENTIDO ENDOTÉRMICO)
SE DIMINUIRMOS A TEMPERATURA O EQULÍBRIO SERÁ DESLOCADO PARA A DIREITA (SENTIDO EXOTÉRMICO) 
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INFLUÊNCIA DO CATALISADOR
[ ]
[R]
[P]
[PRODUTOS]
[REAGENTES]
TEMPO
t
t1
t1 < t
O CATALISADOR NÃO DESLOCA O EQUILÍBRIO ELE APENAS FAZ COM QUE O EQUILÍBRIO QUÍMICO SEJA ATINGIDO MAIS RAPIDAMENTE.
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a) Constante de ionização (Ki)
HCl → H+ + Cl-
ÁCIDO FORTE  = 100%
Ka = [H+]. [Cl-] 
 [HCl]=0
HCN → H+ + CN-
 ÁCIDO FRACO  < 5%
Ka = [H+]. [CN-] 
 [HCN]
2) EQUILÌBRIO IÔNICO.
NH4OH → NH4+ + OH-
 BASE FRACA  < 5%
NaOH → Na+ + OH-
BASE FORTE  = 100%
Kb = [Na+]. [OH-] 
 [NaOH]=0
Kb = [NH4+]. [OH-] 
 [NH4OH]
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Quanto maior for o valor da constante de ionização de 
 um ácido Ka ou de uma base Kb, maior será a força 
 desse ácido ou dessa base.
Para poliácidos e polibases:
 a constante de ionização Ki (Ka ou Kb) da
 primeira ionização é a maior.
H3PO4 H2PO4- + H+ Ka1 = 7,5.10-3
H2PO4- HPO42- + H+ Ka2 = 6,2.10-8
HPO4-2 PO43- + H+ Ka3 = 5,0.10-13
Ca(OH)2 (CaOH)+ + OH- Kb1 = 4,0.10-2
(CaOH)+ Ca2+ + OH- Kb2 = 3,7.10-3
-
-
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Como os valores de Ka e Kb são muito pequenos, usa-se algumas vezes, por questão de comodidade, o logarítmo dessas constantes, representando-os por pKa e pKb.
 pKa = -log Ka , pKb = -log Kb
Por exemplo: 
 Se Ka = 7,46.10-3 pKa= 2,13
 Ka = 6,12.10-8 pKa= 7,21
 Ka = 4,80.10-13 pKa= 12,3
 um ácido será mais forte quanto maior for a sua constante de ionização (Ki) e, consequentemente, quanto menor for o pKa. O mesmo é válido para as bases.
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c) LEI DA DILUIÇAÕ DE OSTWALD.
, onde
x = mols/L dissociados ou ionizados. 
M = mols/L total.
HA ↔ H+ + A-
Mas x = M.α, então:
x = M.α
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Sendo assim teremos:
 K = [H+]. [A-] →K = (M.α). (M.α) 
 [HA] M – M.α
Para um monoácido ou uma monobase fracos (α ≤ 10%), α é muito menor que 1, 
e podemos simplificar assim: 1 – α = 1
 Ki = M.α2 
→ K= (Mα )2 → K= M.α2 
 M(1-α) 1 - α
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d) Equilíbrio iônico da água.
H2O(l) ↔ H+(aq) + OH-(aq)
 Kc= [H+]. [OH-]
 [H2O] 
Kc. [H2O] = Kw = [H+]. [OH-]
→
Kw =1,0. 10-14 = [H+]. [OH-] a 25°C 
 então: [H+] = [OH-] = 10-7
Kc. [H2O] = 1,8. 10-16 . 55,56 = 1,0. 10-14 = Kw 
[H+] = [OH-] = 10-7 SOLUÇÃO NEUTRA
[H+] > [OH-]
SOLUÇÃO ÁCIDA
[H+] < [OH-] SOLUÇÃO BÁSICA
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 pH = -log[H+] pOH = -log[OH-]
pH + pOH = 14 a 25°C
pH = pOH = 7 SOLUÇÃO NEUTRA
pH < pOH SOLUÇÃO ÁCIDA
pH > pOH SOLUÇÃO BÁSICA
POTENCIAL HIDROGENIONICO 
 E HIDROXILIONICO. ( pH e pOH )
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HIDRÓLISE SALINA.
A SOLUÇÃO AQUOSA DE UM SAL NEM SEMPRE É 
NEUTRA COMO SE PENSA, ELA PODE SER TANTO
NEUTRA QUANTO ÁCIDA OU BÁSICA.
Lembre-se: o caráter da solução aquosa será do 
 eletrólito (ácido ou base) forte. 
Hidrólise de um sal proveniente de uma base fraca e ácido forte.
 NH4Cl
 NH4OH HCl
 base fraca ácido forte
NH4Cl + H2O → H+ + Cl- + NH4OH
 ácido forte base fraca
 pH < 7
 A SOLUÇÃO RESULTANTE TERÁ 
 CARÁTER ÁCIDO.
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b) Hidrólise de um sal proveniente de uma base forte e ácido fraco.
 KCN
 KOH HCN
 base forte ácido fraco
KCN + H2O  HCN + K+ + OH- 
 ácido fraco base forte
 pH > 7
 A SOLUÇÃO RESULTANTE TERÁ 
 CARÁTER BÁSICO.
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c) Hidrólise de um sal proveniente de uma base forte e ácido forte.
 KCl
 KOH HCl
 base forte ácido forte
KCl + H2O  H+ + Cl- + K+ + OH- 
 ácido forte base forte
 pH = 7
 A SOLUÇÃO RESULTANTE TERÁ 
 CARÁTER NEUTRO.
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d) Hidrólise de um sal proveniente de uma base fraca e ácido fraca.
 NH4CN
 NH4OH HCN
 base fraca ácido fraco
 NH4CN + H2O  HCN + NH4OH 
 ácido fraco base fraca
 pH = ?
 A SOLUÇÃO RESULTANTE TERÁ 
 CARÁTER DO ELETRÓLITO QUE 
 APRESENTAR MAIOR 
 CONSTANTE DE IONZAÇÃO Ki.
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3) EQUILÌBRIO HETEROGÊNEO.
EQUILÍBRIO OBSERVADO EM SOLUÇÕES SATURADAS COM CORPO DE FUNDO.
CyAx(s) yCx+(aq)+ xAy-(aq)
Kps = [Cx+]y.[Ay-]x
QUANTO MAIOR FOR O Kps MAIS SOLÚVEL SERÁ O ELETRÓLITO. 
PbCl2(s) 1Pb2+(aq)+ 2Cl1-(aq)
Kps = [Pb2+]1.[Cl1-]2
Exemplo:
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VERIFICANDO SE UMA SOLUÇÃO É SATURADA OU NÃO.
CyAx(s) yCx+(aq)+ xAy-(aq)
Se [Cx+]y.[Ay-]x > Kps SOLUÇÃO SATURADA COM CORPO 
 DE FUNDO (ou solução supersaturada, 
 o que é menos provável)
Se [Cx+]y.[Ay-]x = Kps SOLUÇÃO SATURADA
Se [Cx+]y.[Ay-]x < Kps SOLUÇÃO INSATURADA
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É importante lembrar que:
Os valores do Kps permanecem constantes somente em soluções saturadas de eletrólitos pouco solúveis.
Se a dissociação iônica for endotérmica, e se aumentarmos a temperatura, este aumento acarretará em um aumento de solubilidade, portanto, o valor do Kps aumentará. Se a dissolução for exotérmica acontecerá o contrario do citado anteriormente. Podemos então concluir que a temperatura altera o valor do Kps.
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4) SOLUÇÃO TAMPÃO.
SOLUÇÃO-TAMPÃO É UMA SOLUÇÃO QUE, PRATICAMENTE, NÃO SOFRE VARIAÇÃO DE pH COM A ADIÇÃO DE PEQUENAS QUANTIDADES DE ÁCIDO FORTE OU BASE FORTE. 
AS SOLUÇÕES-TAMPÃO SÃO, GERALMENTE, PREPARADAS MISTURADANDO-SE UM ÁCIDO FRACO COM UM SAL DESSE ÁCIDO OU, ENTÃO, UMA BASE FRACA COM UM SAL DESSA BASE.
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Exemplo: 
SOLUÇÃO-TAMPÃO DE ÁCIDO FRACO
IONIZAÇÃO DO ÁCIDO.
SOLUÇÃO-TAMPÃO DE BASE FRACA
NH4OH
NH4Cl
DISSOCIAÇÃO DO SAL.
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CALCULANDO pH e pOH DE UMA SOLUÇÃO TAMPÃO.
Sendo pH + pOH = pKw
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