Equilíbrio Químico

Prévia do material em texto

13/5/2013
1
Prof. Carlos Eduardo S. de Oliveira
Equilíbrio de Sistemas Homogêneos
Curso de Farmácia
Química Analítica Qualitativa
A água pura não conduz corrente elétrica, porém quando 
adicionamos ácidos, bases ou sais nessa, podemos observar a 
condução de eletricidade em maior ou menor grau, por um 
processo conhecido como eletrólise.
A teoria da dissociação eletrolítica desenvolvida por Arrhenius
em 1887, explica que as moléculas ou compostos iônicos dos 
eletrólitos quando dissolvidas em água, se dissociam em íons que 
conduzem corrente elétrica por migração.
Podemos classificar as soluções aquosas de duas 
maneiras, conforme sua composição por diferentes solutos de 
duas maneiras distintas, de acordo com a propriedade de 
condução de eletricidade:
Eletrólitos Fortes, Fracos e Não-eletrólitos
13/5/2013
2
Soluções eletrolíticas: Formadas por eletrólitos (fortes ou fracos) que
conduzem eletricidade devido à presença de íons em solução. Ex:
ácidos, bases e sais.
Equação de dissociação do cloreto de sódio (NaCl)
NaCl → Na+ + Cl-
Equação de ionização do ácido clorídrico (HCl)
HCl → H+ + Cl-
Soluções não-eletrolíticas: Não conduzem eletricidade, pois são formadas
por compostos moleculares que não se ionizam quando dissolvidos em
solução aquosa (não-eletrólitos). Exemplos: glicose, acetona,
Eletrólitos Fortes, Fracos e Não-eletrólitos
Consiste na razão entre a quantidade de moléculas ionizadas em
relação a quantidade total de moléculas em solução.
Grau de ionização ou Coeficiente α
α = quantidade de moléculas ionizadas (mol)
quantidade total de moléculas (mol)
α = 0 não há ionização α = 1 há ionização total das moléculas
O grau de ionização pode ser representado na forma de porcentagem (αx100).
Exemplo: 0,01 mol de HCl foi dissolvido em 1L de água, sendo formado 0,01 mol de íons
H+ e Cl-, conforme a equação abaixo:
HCl → H+ + Cl-
13/5/2013
3
A partir do grau de ionização de diferentes substâncias podemos
realizar uma classificação qualitativa dessas:
•Eletrólitos fortes: Se ionizam/dissociam completamente em solução (α=1).
Exemplos: Ácidos fortes, bases fortes e a maior parte dos sais solúveis.
•Eletrólitos fracos: Se ionizam/dissociam parcialmente em solução
liberando uma pequena quantidade de íons, pois parte da substância está
na forma molecular. Exemplos: Ácido e bases fracos, e sais pouco solúveis.
•Não-eletrólitos: Não se ionizam em solução (α=0). Exemplos:
glicose, etanol, sacarose.
Grau de ionização
• Ácido fortes: ionizam completamente (α = 1 ou 100%)
•Ex: HCl (ácido clorídrico), H2SO4 (ácido sulfúrico), HNO3 (ácido
nítrico)
•Ácidos fracos: ionizam parcialmente. Ex: Ácido cítrico, ácido
fórmico (HCOOH), ácido acético (H3CCOOH), maioria dos ácidos
orgânicos
•Bases fortes: dissociam completamente. Ex: NaOH (hidróxido de
sódio), KOH (hidróxido de potássio)
•Bases fracas: dissociam parcialmente. Ex: Ba(OH)2 (hidróxido de
bário), Al(OH)3 (hidróxido de
alumínio), aminas, cafeína, nicotina, uréia.
Ácidos e Bases – grau de ionização
13/5/2013
4
Teoria ácido-base de Arrhenius (1886)
Essa define o ácido como uma substância que libera H+ em solução
aquosa, enquanto a base libera OH-- em solução. Assim temos os
exemplos clássicos:
HCl(aq) → H+(aq) + Cl-(aq)
NaOH(aq) → Na+(aq) + OH-(aq)
Teorias de Ácidos e Bases
Teoria de Brønsted-Lowr (1923)
Os ácidos são doadores de prótons (H+), enquanto as bases são
receptoras de prótons. O próton solvatado (H3O
+) foi chamado por
Brønsted de hidrônio.
HCl(aq) + H2O(l) → H3O
+
(aq) + Cl
-
(aq)
Teorias de Ácidos e Bases
Ácido
conjugado
H3CCOOH(aq) + H2O(l) H3O+(aq) + H3CCOO- (aq)
Ácido Base Base
conjugada
Ácido
conjugado
NH3(aq) + H2O(l) NH4+(aq) + OH- (aq)
ÁcidoBase Base
conjugada
13/5/2013
5
Exemplos de Ácidos fracos
Exemplos de Bases fracas
13/5/2013
6
Em 1867, Cato Maximillian Guldberg e Peter Waage
publicaram na França os resultados do trabalho relativo às reações
químicas que “não se completavam”, ou Lei de ação das massas. Essa
explica o comportamento das espécies químicas que não se ionizam
completamente de maneira quantitativa quando a reação atinge o
equilíbrio.
Equilíbrio químico em solução aquosa
Nas transformações reversíveis ocorre a formação dos
produtos (C e D) (reação direta) como a formação dos reagentes (A e
B) (reação direta) simultaneamente.
Equilíbrio químico em solução aquosa
V1
aA + bB cC + dD
V2
Em um determinado momento observa-se que as
concentrações dos produtos e reagentes permanecem
constantes, devido as velocidade das reações direta e inversa se
igualarem (V1 = V2) estabelecendo o equilíbrio dinâmico.
13/5/2013
7
Os equilíbrios químicos são alcançados espontaneamente no
sentido de combinar as tendências de diminuição de energia do sistema e
aumento da entropia (AG=0).
V1 = K1 [A]a . [B]b V2 = K2 [C]c . [D]d
Sabendo que a velocidade de uma transformação química é diretamente
proporcional às concentrações das espécies químicas.
Pode-se obter a expressão da constante de equilíbrio: 
K = [C]c . [D]d
[A]a.[B]b
K é constante quando a temperatura, pressão ou força iônica não variam.
Equilíbrio químico em solução aquosa
Em 1884 Henri Louis Le Chatelier descreveu qualitativamente o
modo pelo qual uma reação em equilíbrio reage às perturbações:
“Quando alguma condição que determina o equilíbrio é modificada, o 
sistema responde, no sentido de amenizar a perturbação sofrida”.
As principais perturbações sofridas por um sistema em equilíbrio são:
•Variações na temperatura ou pressão do sistema;
•Adição de alguma espécie em comum a aquelas presentes no equilíbrio;
•Efeito do íon em comum: Limitação da ionização/dissociação das espécies 
pela adição de íons comuns;
•A alteração do pH ([H3O+]) do meio pode variar o grau de ionização das 
espécies.
Princípio de Le Chatelier