Equilíbrio Apostila

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EQUILÍBRIO QUÍMICO 
 
ESTÁTICO = pratos de uma balança 
DINÂMICO = homem correndo na esteira 
Reação irreversível → consumo total de todos ou um reagente 
CH4 + 2O2 V1 CO2 + H2O 
 ∆ 
Reação reversível → reagente se transforma em produto e produto se 
 transforma em reagente simultaneamente 
 
 
 
 
QUANDO V1 = V2 (à T ºC constante)  REAÇÃO ENTRA EM EQUILÍBRIO 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 NO EQUILÍBRIO (somente para reações reversíveis) 
- Reação direta (Rd) e reação inversa (Ri) continuam ocorrendo com a mesma 
 velocidade; 
- As quantidades dos participantes permanecem constantes, porém não 
 necessariamente iguais; 
- EQ homogêneo → Participantes em fase iguais 
- EQ heterogêneo → Participantes em fases diferente 
- Propriedades macroscópicas ( [ ]; d; m; cor ...) → permanecem constante 
- Propriedades microscópicas (colisão, formação do C.A. ...) → permanecem em 
 evolução, pois o equilíbrio é dinâmico. 
 
 
 GRAU DE EQUILÍBRIO (α ) (rendimento de uma reação) 
 
 α ≈ 1 ou α % ≈ 100% → alto rendimento 
 α ≈ 0 ou α % ≈ 0% → baixo rendimento 
 
 
 
 
H2 + CO2
V1 = DIRETA
V2 = INVERSA
H2O + CO
inicial mol de ºn
reagiu que mol de nº
= α
 CONSTANTE DE EQUILÍBRIO Kc e Kp 
Kc → em função da concentração molar dos R e P líquidos ou gasosos 
Kp → em função da pressão parcial dos R e P gasosos 
 
 DETERMINAÇÃO DE Kc 
 
 
 
 
Rd = reação direta  aA + bB → cC + dD Vd = Kd [A] a . [B] b 
Ri = reação inversa  cC + dD → aA + bB Vi = Ki [C] C . [D] d 
 
NO EQUILÍBRIO → Vd = Vi ∴ Kd [A]a.[B]b = Ki [C]C.[D]d 
 
Ki
Kd
 = 
[ ]
[ ] [ ] b B a A
d D c ]C[
 
tetanconsKi
tetanconsKd
 = Kc constante b]B[a]A[
d]D[c]C[
=Kc reagente
produto
 
 DETERMINAÇÃO DE Kp 
 
 
 
 = 
V
n
 ∴ PV = nRT ∴ P = 
V
n
RT ∴ P = RT ∴  = 
RT
P
 ∴ [ ] = 
RT
P
 ∴ [ ] = P/RT 
 
[A] = pA/RT [B] = pB/RT [C] = pC/RT [D] = pD/RT 
 
[A]a = (pA/RT)a [B]b = (pB/RT)b [C]c = (pC/RT)c [D]d = (pD/RT)d 
 
Kc = 
[ ]
[ ] [ ] b B a A
d D c ]C[
 ∴ Kc = 
b)RT(
b)pB(
a)RT(
a)pA(
d)RT(
d)pD(
c)RT(
c)pC(
 ∴ Kc = b)pB(
b)RT(
a)pA(
a)RT(
×d)RT(
d)pD(
c)RT(
c)pC(
 
b)RT(a)RT(
d)RT(c)RT(
×Kc = b)pB(a)pA(
d)pD(c)pC(
 ∴ b)pB(a)pA(
d)pD(c)pC(
=Kp reagente
produto
 
 
  constante 
 
Kc → participantes no estado líquido e gasoso ( sólido não) 
Kp → participantes no estado gasoso (líquido e sólido não) 
 
Kc e Kp são adimensionais ( sem unidade) 
Kc e Kp SÓ VARIAM COM A TEMPERATURA 
aA + bB cC + dD 
Rd
Ri
REAÇÃO ELEMENTAR R E P NA FASE 
LÍQUIDA OU GASOSA 
REAÇÃO ELEMENTAR R E P NA FASE 
GASOSA 
aA + bB cC + dD 
Rd
Ri
b)pB(
b)RT(
a)pA(
a)RT(
×d)RT(
d)pD(
c)RT(
c)pC(
=Kc
b)pB(a)pA(
d)pD(c)pC(
b)RT(a)RT(
d)RT(c)RT(
×Kc = 
 RELAÇÃO ENTRE Kc e Kp 
 
 
 
 
b]B[a]A[
d]D[c]C[
=Kc PV = nRT ∴ P = V
n
RT ∴ P = RT ∴  = RT
P
 ∴ [ ] = RT
P
 
 
Kc = 
b)RT(
b)pB(
a)RT(
a)pA(
c)RT(
d)pD(
c)RT(
c)pC(
 Kp=b+a)RT(
d+c)RT(
×Kc 
 
Kp = Kc .(RT)(c+d) – (a+b) ou Kc = Kp .(RT) (a+b) – (c+d) 
Kp = Kc .(RT)(P) – (R) Kc = Kp .(RT) (R) – (P) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
REAÇÃO INVERSA OCORRE COM A MESMA 
 INTENSIDADE DA REAÇÃO DIRETA 
 
PARA A REAÇÃO : N2O4 ⇄ 2NO2 
 
REAÇÃO DIRETA OCORRE COM MAIOR 
 INTENSIDADE QUE A REAÇÃO INVERSA 
 
 
Kc = 1 → [R] = [P] 
 
REAÇÃO INVERSA OCORRE COM MAIOR 
 INTENSIDADE QUE A REAÇÃO DIRETA 
 
Kc < 1 → [R] > [P] 
Kc > 1 → [R] < [P] 
aA + bB cC + dD 
Rd
Ri
REAÇÃO ELEMENTAR R E P NA FASE 
GASOSA 
1 
2 
3 
4 
5 
PORQUE A CONCENTRAÇÃO DE UM SÓLIDO NÃO INTERFERE NO CÁLCULO DE Kc 
 
2A (g) + 3B (l) + 2C (s)  2D (s) + 3E (l) (reação elementar) 
 
V = K[A]2.[B]3 [C] → não participa pois é sólido e sua concentração será 
mantida constante se sua temperatura for mantida 
constante 
 
V
n
=]C[ ∴ MM
m
=n ∴ V
1
MM
m
=]C[ ∴ MM
1
V
m
=]C[ ∴ d=V
m
 ∴ MM
d
=]C[ 
d  varia com a temperatura MM  não varia com a temperatura 
Se a temperatura for mantida constante d também será constante 
MM
d
=]C[ tetancons
tetancons
 [C] = constante  fica incorporada à constante da 
 velocidade e por isso não aparece nos cálculos 
 
 
 DESLOCAMENTO DE EQUILÍBRIO 
Princípio de Le Chatellier → Quando se exerce uma ação sobre um sistema 
em equilíbrio, ele será deslocado no sentido que produzirá uma diminuição da 
ação exercida. 
 
 Fatores que alteram o equilíbrio: Concentração 
Pressão 
Temperatura 
- CATALISADOR → não altera o equilíbrio 
- deslocamento do equilíbrio → não necessariamente altera Kc (só temperatura) 
- após a perturbação, o sistema retorna a um novo estado de equilíbrio 
 
 PRESSÃO 
 
 
 
 
 
 
Rd → contração de volume Ri → expansão de volume 
MAIOR pressão MENOR volume → favorece a reação com contração de volume 
MENOR pressão MAIOR volume → favorece a reação com expansão de volume 
 
 TEMPERATURA 
 
MAIOR temperatura → favorece a reação endotérmica 
MENOR temperatura → favorece a reação exotérmica 
3 volumes 1 volume 2 volumes
3 mol 2 mol1 mol
4 volumes 2 volumes
contraçãoexpansão Ri
Rd
3H2(g) + N2(g) 2NH3(g) 
 CONCENTRAÇÃO 
H2 + I2 ⇄ 2HI 
 
 GRÁFICO I GRÁFICO I I 
 
A = a reação caminha para o equilíbrio inicial B = equilíbrio inicial 
C = a reação caminha para o novo equilíbrio D = equilíbrio final 
 
GRÁFICO I  Todas as concentrações mudam em relação ao equilíbrio inicial 
[HI]  aumenta = caracteriza o deslocamento para a direita 
 [I2]  diminui = moléculas de I2 reagem com o H2 adicionado 
[H2]  aumenta = H2 adicionado não é totalmente consumido 
 
GRÁFICO II  Todas as concentrações mudam em relação ao equilíbrio inicial 
[HI]  aumenta = HI adicionado não é totalmente consumido 
 [I2]  aumenta = caracteriza o deslocamento para a esquerda 
[H2]  aumenta = caracteriza o deslocamento para a esquerda 
 
Perturbação 
externa Deslocamento do equilíbrio 
Alteração de 
Kc ou Kp 
Alteração de α 
(rendimento) 
Aumento da 
concentração sentido oposto Não Sim 
Diminuição da 
concentração mesmo sentido Não Sim 
Aumento da 
pressão total sentido de menor volume Não Sim 
Diminuição da 
pressão total sentido de maior volume Não Sim 
Aumento da 
temperatura sentido endotérmico ∆H + Sim Sim 
Diminuição da 
temperatura sentido exotérmico ∆H - Sim Sim 
Adição de 
catalisador não desloca Não Não 
PR R PPR R P
inicial mol de ºn
reagiu que mol de nº
= α
 CONSTANTE DE IONIZAÇÃO Ka e Kb 
α = grau de ionização α = 
inicial mol de ºn
ionizados mol de ºn
 
 
 Ka= constante de ionização do ácido 
 Quanto maior Ka 
 maior a força do ácido 
 maior [ maior [H+] 
 
 Kb = constante de ionização da base 
 Quanto maior Kb 
 maior a força da base 
 maior [OH-] 
 
 
- Tanto Ka como Kb aumentam com o aumento da temperatura 
- No caso de poliácido (ac. poliprótico = mais de um H+), ou polibase a 
 ionização é gradativa, ionizando um H+ ou OH- de cada vez 
 
H3PO4  H+ + H2PO4-1 Ka1 = 7,5.10-3 
H2PO4-1  H+ + HPO4-2 Ka2 = 2,0.10-7 Ka1 > Ka2 > Ka3 
HPO4-2  H+ + PO4-3 Ka3 = 1,0.10-12 
 
 → um α e K para cada etapa 
 
 CONSTANTE EQUILÍBRIO Kc e Kp 
α = grau de equilíbrio 
 
 
Kc → líquido e gasoso 
 Kp → gasoso 
 Só alteram com a temperatura 
 
 
 CONSTANTE DE IONIZAÇÃO Ka e Kb 
α = grau de ionização 
α = 
inicial mol de ºn
ionizados mol de ºn 
Ka → ácidos 
Kb → bases 
 Só alteram com a temperatura 
HA +H
+
A
]HA[
]-[A ]+H[
=Ka
BOH B
+ + OH 
]BOH[
]-[OH ]+B[
=Kb
α .  . α .  
 (1- α) 
Ka = Ka = 
α2  
 1- α 
 LEI DA DILUIÇÃO DE OSTWALD 
 
 α = inicial mol de ºn
ionizados mol de ºn α = 
nHA
+nH α = V/nHA
V/+nH α = ]HA[
]+H[ [HA] =  
 
α = [H+] /  [H+] = [A-] = α .  [H+] = α .  [A-] = α .  
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
]HA[
]-[A ]+H[
=Ka ∴ 
 
 
Para mono ácidos Para mono bases 
 
 
Para ácidos e bases fracas → α é menor 0,05 (tende a zero) 
  1 – α ∴ 1 – 0,05 ∴ 0,995 ≈ 1 
 
Para ácidos fracos Ka = α 2  Para bases fracas Kb = α 2  
 
Lei da diluição → O grau de ionização (α) aumenta tendendo à 100% à medida 
que a solução é diluída (menor ) 
 
K = α 2 .  
 
 Constante grau de ionização quando a solução 
 à tº cste aumenta é diluída 
 
  EFEITO DO ÍON COMUM 
É o deslocamento do equilíbrio, causado pela adição de um sal possuidor de um 
íon comum ao ácido ou à base. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 íons OH– da base neutralizam os íons H+ formado H2O 
 HA H+ A- 
Início  0 0 
Reagiu [H+] 
 Formou [H+] [A-] 
Equilíbrio  - [H+] [H+] [A-] 
 HA H+ A- 
Início  0 0 
Reagiu α .  
 Formou α .  α .  
Equilíbrio 
 - α .  
 (1- α) α .  α .  
Kb = 
α2  
 1- α Ka = 
α 2  
 1- α 
HCN H
+ + CN NaCN Na
+ CN + [ ]CN
Pelo Princípio de Le Chatelier R PR P
H+ + OHNa+NaOHHCN H+ + CN [ ]
Pelo Princípio de Le Chatelier R P R P
 H2O ⇄ H+ + OH– 
1mol 1mol 1mol 
  EQUILÍBRIO IÔNICO DA ÁGUA 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
H2O ⇄ H+ + OH– ]O2H[
]-[OH ]+H[
=Kc experimentalmente α = 1,81.10–9 
 
α ≈ 0 ∴ α = inicial n
 eagiur n
 ) inicial (
) ionizou (
 ∴ ni
nr
=0 ∴ nr = ni ∴ [H2O] → constante 
 
 
Kc . [H2O] = [H+].[OH–] ∴ Kc . [H2O] = constante → Kw Kw = [H+].[OH–] 
 
 
Kw (water) → produto iônico da água  Kc . [H2O] 
 
Assim como Kc, Kp, Ka e Kb, Kw SÓ VARIA COM A TEMPERATURA 
 
EXPERIMENTALMENTE  à 25 oC  Kw = 1,0.10–14 Kw = 10–14 
 
Kw= [H+].[OH–] ∴ [H+].[OH–] = 10–14 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
[H+]=[OH–] ∴ [H+].[OH–]=10–14 
HOH HOH+
+
H O H
H
+ OH 
2H2O H3O
+ + OH ( mais correto) 
(mais usado) OH +H+H2O
H O H H+ + OH 
[H+]= 10–7 se [H+]=[OH–] então [H+] = [OH–]=10–7 
[H+].[ H+]=10–14 ∴ [H+]2 = 10–14 
 EQUILÍBRIO IÔNICO EM SOLUÇÃO AQUOSA 
- Se adicionar ÁCIDO HCl → H+ + Cl– 
 [H+] ∴ solução ácida [H+] >10–7 
 
- Se adicionar BASE NaOH → Na+ + OH– 
 [OH–] ∴ solução básica [OH–] >10–7 
  pH POTÊNCIA HIDROGENIÔNICA 
  pOH POTÊNCIA HIDROXILIÔNICA 
1909 → Sörensen (bioquímico dinamarquês) cria escala de pH 
pH = – log [H+] 
 pOH = – log [OH–] 
 
[H+].[OH–]=10–14 ∴ log[H+].[OH–] = log10–14 ∴ 
 log[H+]+log[OH–] = log10–14 
log[H+]+log[OH–] = –14log10 (x-1) 
 – log[H+]–log[OH–] = 14log10 
– log[H+]–log[OH–] = 14.1 ∴ 
– log[H+] – log[OH–] = 14 
(– log[H+]) + (– log[OH–]) = 14 
pH + pOH = 14 
 
menor [H+]
menor [OH ]
maior [H+]
pH
pOH
0 7 14
0714 [OH ]maior
solução 
ácida
solução 
básica
ou
alcalina
solução
neutra
[H+] [OH ]=
solução ácida
menor pH 
maior [H+]
menor [OH ]
maior pOH
solução básica
maior [OH ]
menor[H+]
menor pOH
maiorpH