Aula equilibrio quimico

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Equilíbrio Químico 
Introdução ao Equilíbrio Químico 
Reagentes ⇄ Produtos 
A + B ⇄ C + D 
 
dinâmico 
Reação direta = reagentes para os produtos 
Reação inversa = produtos para os reagentes 
 
velocidade reação direta = velocidade reação inverso 
Guldberg e Waage  lei da ação das massas 
aA + bB ⇄ cC + dD 
 
onde A, B, C e D subs. diferentes presentes em solução 
a, b, c e d coeficientes estequiométricos 
 
 veloc. reação química  conc. dos reagentes 
 
K1 [C]
c [D]d 
 = 
K2 [A]
a [B]b 
 
[A][B][C][D] mantém-se inalteradas 
tempo equilíbrio 
[R] [P] 
R 
P 
K = K2 / K1 
K  1 reação inversa 
K  1 reação direta 
K = 1 equilíbrio 
 
V1 = K1 [A][B] V2 = K2 [C][D] = 
cte de velocidade 
V1 = V2 
K = 0,01 K = 1 K = 100 = P 
= R 
Nomes para constantes de equilíbrio 
Kp = reações químicas na fase gasosa que usam pressões parciais 
 
Kw = constante de dissociação da água 
 
Ka = constante de dissociação de ácidos 
 
Kb = constante de dissociação de bases 
 
Ksp = produto de solubilidade 
Equilíbrio homogêneo e heterogêneo 
 homogêneo  mesma fase ou estado físico 
 Ex. N2(g) + 3 H2(g) ⇄ 2NH3(g) 
 
 
 heterogêneo  1 subs. está em fase diferente 
 Ex. H2O(l) ⇄ H2O(g) 
Determinação da constante de equilíbrio 
 N2 + 3 H2 ⇄ 2NH3 
Conc. no equil., mol l-1 0,425 0,575 0,150 
 
 [NH3]2 
K = 
 [N2] [H2]3 
 
 [0,150]2 
K = 
 [0,425] [0,575]3 
 
 
= 0,278 
Resposta do equilíbrio às mudanças 
nas condições 
Princípio de Le Chatelier  quando uma 
perturbação é aplicada a um sistema em equilíbrio 
dinâmico, o equilíbrio tende a se ajustar para 
minimizar o efeito desta perturbação 
Fatores que afetam o equilíbrio 
 ∗ Mudança de concentração 
∗ Mudança de pressão 
∗ Mudança de temperatura 
 Mudança de concentração 
SO3(g) + NO(g) ⇄ SO2 + NO2(g) 
 
a) Adição de NO  produtos 
 b) Remoção de SO2  produtos 
 c) Adição de NO2  reagentes 
 Mudança de pressão 
 N2(g) + 3 H2(g) ⇄ 2NH3(g) 
 
 
 pressão; equilíbrio desloca em direção ao produto 
 
 pressão; equilíbrio desloca em direção aos reagentes 
Mudança de temperatura 
 temperatura formação de reagentes 
 
 temperatura formação de produtos 
exotérmica 
endotérmica 
Catalisador não desloca o equilíbrio, apenas 
aumenta a velocidade da reação química sem estar 
sendo consumido por ela 
Definição de ácido e base 
 Arrhenius (1884) 
 
ácido: subs. em solução aquosa produz H+ 
HCl ⇄ H+ + Cl- 
 
base: subs. em solução aquosa produz OH- 
NaOH ⇄ Na+ + OH- 
Bronsted-Lowry (1923) 
ácido: doador de próton 
base: receptor de próton 
H20 + NH3 ⇄ NH4+ + OH- 
pares conjugados 
 
 água age tanto como ácido ou base 
 anfiprótica 
 
Lewis (1930) 
ácido: receptor de um par de elétrons 
base: doador de um par de elétrons 
 
 
teste HNO2(aq) + HPO42-(aq) ⇄ NO2-(aq) + H2PO4-(aq) 
ácidos de Bronsted, HNO2 e H2PO4-; bases, HPO42- e NO2- 
ácido de Lewis, H+; base, HPO42- 
A química de soluções aquosas 
Água  poderoso solvente e amplamente utilizado 
 Eletrólitos 
 Subs. que formam íons dissolvidos em água 
 conduzem corrente elétrica 
 Eletrólitos fortes 
 completamente ionizáveis (NaOH, HClO4) 
 Eletrólitos fracos 
 parcialmente ionizáveis (acetatos, H3PO4) 
Autoprotólise da água 
H20 ⇄ H+ + OH- 
 
 K [H2O] = [H+] [OH-] 
 
 Kw = [H+] [OH-] 
 
 Kw = (1,0 . 10-7) (1,0 . 10-7) = 1,0 . 10-14 
 
 [H+] [OH-] = 1,0 . 10-14 
 
 [H+] [OH-] = Kw = produto iônico da água 
 
 água pura = [H+] = [OH-] = 1,0 . 10-7 
 [H+] [OH-] 
K = 
 [H2O] 
pH = - log [H+] 
pH = - log (1,0 . 10-7) = 7,0 
 
Teste. qual é o pH: 
 a) sangue humano, onde H+ = 4,0 . 10-8 mol l-1 
pH = -log (4,0 . 10-8 ) = 7,40 
 
b) KOH(aq) 0,040 mol l-1 
[H+] = Kw / [OH-] = 1,0 . 10-14 / 0,040 
[H+] = 2,5 . 10-13 ; pH = - log (2,5 . 10-13 ) = 12,60 
 
 
 
 
Escala de pH 
Srensen (1909) 
14,0 
13,0 
12,0 
11,0 
10,0 
9,0 
8,0 
7,0 
7,0 
6,0 
5,0 
4,0 
3,0 
2,0 
1,0 
0 
ACIDEZ AUMENTA 
pH 
pH 
Alcalinidade Aumenta 
Acidez Aumenta 
[H+]  [OH-] 
[OH-]  [H+] 
pOH de soluções 
pOH = - log [OH-] 
pKw = - log Kw = - log (1,0 . 10-14) = 14,00 
 
log [H-] + log [OH-] = log Kw (-1) 
-log [H-] - log [OH-] = - log Kw, que é o mesmo que 
pH + pOH = pKw, onde pKw = 14 
pH + pOH = 14,00 
Constantes de acidez e de basicidade 
força de doação de prótons de um ácido = Ka 
 
força de aceitação de prótons de uma base = Kb 
 
 K  força 
 
 pK, mais fraco será o ácido ou a base 
Gangorra da conjugação 
pKa + pKb = pKw 
 
 
Quanto mais forte é o ácido, mais fraca é sua base 
conjugada (HCl/Cl-); 
 
 
Quanto mais forte é a base, mais fraco é seu ácido 
conjugado (O2-/OH-). 
 
 
antes da dissociação 
 
HA 
após a dissociação no equilíbrio 
H+ A- 
Ácido forte 
HCl + H2O ⇄ H3O+(aq) + Cl-(aq) 
ácido ácido base base 
HCl ⇄ H+(aq) + Cl-(aq) dissolução é 100% 
pH = pCa ou seja: pH = - log [H+(aq)] 
Ex. Calcule o pH de ácido clorídrico 0,1 mol l-1 
 
Ca = 1,0 . 10-1 = [H+(aq)] pH = - log 1,0 . 10-1 = 1,0 
 
Base forte 
NaOH ⇄ OH-(aq) + Na+(aq) 100% dissociável 
pOH = pCb ou seja: pH = - log [OH-(aq)] 
Ex. Calcule o pH de hidróxido de sódio 0,001 mol l-1 
 
Cb = 1,0 . 10-3 = [OH-(aq)] pOH = - log 1,0 . 10-3 = 3,0 
 
pH + pOH = pKw = 14, assim, 
 
pH = 14 – 3,0 = 11,0 
 
antes da dissociação 
 
HA após a dissociação no equilíbrio 
HA 
A- 
Ácido fraco 
H+ 
A dissociação é parcial e, geralmente, de pouca extensão 
Soluções de ácidos fracos 
Porcentagem de deprotonação usamos a igualdade [H3O+] = [A-] 
 
% deprotonada = [H3O+] x 100 
 [HA]inicial 
HA(aq) + H2O(l) ⇄ H3O+(aq) + A-(aq) Ka = [H3O+] [A-] / [HA] 
Ka = x2 / (Ca – x), onde [H3O+] = [A-] = x e [HA] = Ca – x 
Eq. Logarítmica: pH = ½ (-log Ka) + (-log Ca) = (pKa + pCa)/2 
Porcentagem de protonação: 
 
% protonada = [HB+] x 100 
 [B]inicial 
B(aq) + H2O(l) ⇄ HB+ (aq) + OH-(aq) Kb = [HB+] [OH-] / [B] 
Kb = x2 / (Cb – x), onde [HB+] = [OH-] = x e [B] = Cb – x 
Eq. Logarítmica: pOH = ½ (-log Kb) + (-log Cb) = (pKb + pCb)/2 
Soluções de bases fracas 
Porcentagem deprotonada = ([H3O+] / [CH3COOH]inicial) 100% 
 
= (1,3 . 10-3/ 0,10) 100% = 1,3% 
 
 
Teste 2. Calcule o pH e a porcentagem de protonação de uma 
solução de metilamina, CH3NH2(aq) 0, 20 mol l-1, sabendo que 
Kb = 3,6 . 10-4. 
CH3NH2(aq) + H2O(l) ⇄ CH3NH3+(aq) + OH-(aq) Kb = [CH3NH3+] [OH-] 
 [CH3NH2] 
 CH3NH2 ⇄ CH3NH3+ + OH- 
0,20 -x x x 
pOH = - log [OH-] = -log (8,5 . 10-3)  2,1 e então pH = 11,9 
 
3,6 . 10-4 = x2 
 0,20 - x 
Se (x ⋘ 1) 
x = (0,20) (3,6 . 10-4) = 8,5 . 10-3 
Porcentagemprotonada = ([CH3NH3+] / [CH3NH2]inicial) 100% 
 
= (8,5 . 10-3/ 0,20) 100% = 4,2% 
 
 
Ex. Calculando o pH de uma solução de um sal com um cátion 
ácido: NH4Cl(aq) 0, 15 mol l-1 sabendo que Kb = 1,8 . 10-5. 
NH4+(aq) + H2O(l) ⇄ H3O+(aq) + NH3(aq) Ka = [H3O+] [NH3] 
 [NH4+] 
 NH4+ ⇄ H3O+ + NH3 
 0,15 –x x x 
5,6 .10-10 = x2 
 0,15 - x 
 Ka = Kw = 1,0 . 10-4 = 5,6 . 10-10 
 Kb 1,8 . 10-5 
x = (0,15) (5,6 . 10-10) = 9,2 . 10-6 
pH = - log (9,2 . 10-6) = 5,04 
 
Hidrólise de sais 
Reação de um íon proveniente de um ácido fraco ou 
base fraca com água 
Solução de caráter ácido ou básica 
 
NaAc  Na+ + Ac- [OH-]  [H+] 
 H20 ⇄ OH- + H+ solução básica 
 HAc 
 
 
Ac- + H20 ⇄ HAc + OH- [OH-]  [H+] 
NH4Cl  NH4+ + Cl- 
 H20 ⇄ OH- + H+ 
 NH4OH 
 
 
solução ácida 
NH4+ + H20 ⇄ H3O+ + NH3 [OH-] = [H+] 
NH4Ac  NH4+ + Ac- 
 H20 ⇄ OH- + H+ 
 NH4OH HAc Ka = 1,8 . 10-5 
 Kb = 1,8 . 10-5 
 
solução neutra 
Ácido-base poliprótico 
‣ podem doar ou aceitar mais de um próton 
 
‣ sucessivas etapas de deprotonação e protonação 
 
‣ Ka e Kb decrescendo significamente (Ka1 ≫ Ka2 
≫....) 
ácido poliprótico H3A 
 
1a ionização  H3A + H2O ⇄ H3O+ (I)+ H2A- 
 
2a ionização  H2A- + H2O ⇄ H3O+ (II)+ HA2- 
 
3a ionização  HA2- + H2O ⇄ H3O+ (III)+ A3- 
 
[H3O+] total = H3O+ (I) + H3O+ (II) + H3O+ (III) 
[H3O+] total = H3O+ (I) 
 
ácidos polipróticos podem ser considerados monopróticos no 
cálculo de pH de suas sol. aquosas, o mesmo ocorre com as 
bases poliácidas 
Efeito do íon comum 
Ex. Calculando o pH de uma solução de ácido poliprótico: 
H2S(aq) 0, 020 mol l-1 sabendo que Ka = 1,3 . 10-7. 
H2S + H2O ⇄ H3O+ (II)+ HS- 
Ka1 = 1,3 . 10-7 = x2 / 0,020 – x 
 
 
 
x = (0,020) (1,3 . 10-7) = 5,1 . 10-5 
 
pH = 4,3 
tratamos como um ácido monoprótico fraco 
(perde-se somente um próton) 
Teste. Calcule o pH de uma solução de ácido sulfúrico: 
H2SO4(aq) 0,010 mol l-1 sabendo que Ka2 = 0,012. 
H2SO4 + H2O ⇄ H3O+ + HSO4- 
primeira deprotonação completa [H3O+] = 0,010 mol l-1 pH = 2,0 
 
HSO4- + H2O ⇄ H3O+ + SO42- Ka2 = 0,012 
 0,010 0,010 0 
 - x +x + x 
 0,010 – x 0,010 – x x 
 
0,012 = (0,010 + x) x 
 0,010 - x 
Eq. 2o grau x2 + 0,022x – (1,2 .10-4) = 0 x = 4,5 . 10-3 
[H3O+] = 0,010+ x = 0,010 + (4,5 . 10-3) = 1,4 . 10-2 
pH = - log (1,4 . 10-2) = 1,9 
 
Soluções de sais de ácidos poliprótico 
O pH da solução aquosa de um sal anfiprótico é igual 
à média dos pKas do sal e seu ácido conjugado 
 
pH = ½ (pKa1 + pKa2) 
Teste. Estime o pH de a) NaH2PO4(aq) 0,20 mol l-1 
b) Na2HPO4(aq) 0,20 mol l-1. 
a) Ka1 = 7,6 . 10-3 e Ka2 = 6,2 .10-8 
pH = ½ (pKa1 + pKa2) 
pH = ½ (2,12 + 7,21) = 4,66 
b) Ka2 = 6,2 .10-8 e Ka3 = 2,1 . 10-13 
pH = ½ (7,21 + 12,68) = 9,94 
Solução-tampão 
mantém constante a conc. de íons 
 
Composição: 
 ácido fraco e seu sal (HAc/NaAc) 
 base fraca e seu sal (NH3/NH4Cl) 
Sal ácido e sal neutro 
 
 Regula o pH 
 Resiste a variação de pH com a adição de pequenas 
quantidades de ácido ou base forte, e com diluição 
Fonte de prótons 
Sumidouro de prótons 
Solução-tampão 
sumidouro de prótons fornecidos por ácido forte 
fonte de prótons para fornecer a uma base forte 
 
Ação conjunta mantém o pH constante 
pH de uma solução-tampão 
HA(aq) + H2O(l) ⇄ H3O+ (aq) + A- (aq) Ka = [H3O+] [A-] / [HA] 
[H3O+] = Ka [HA] / [A-] (-1) 
 
-log [H3O+] = - log Ka – log [HA] 
 [A-] 
pH = pKa – log [HA] = pKa + log [A-] base inicial 
 [A-] [HA] ácido inicial 
Equação de Henderson-Hasselbalch 
pH = pKa  1 
pOH de uma solução-tampão 
[OH-] = Kb [A-] pOH = - log [OH-] 
 [HA] 
pOH = pKb + log [HA] 
 [A-] 
pOH = pKb  1 
Teste. Calcule a razão das molaridades dos íons CO32- e 
HCO3- requeridos para obter um tampão a pH 9,50. O pKa de 
H2CO3 é 10,25. 
log [CO32-] = pH - pKa = 9,50 – 10,25 = -0,75 
 [HCO3-] 
 [CO32-] = 0,18 
 [HCO3-] 
O antilogaritmo de –0,75 é 0,18 
 Skoog, D. A., Holler, F. J., Nieman, T. A., Principles of instrumental analysis. 5. 
ed., Saunders, Philadelphia, 1998. 
 Baccan,N., Aleixo, L. M., Stein, E., Godinho, O. E. S., Introdução à 
semimicroanálise qualitativa, Azoubel, Univampo, 3a. ed., 1990 
 Voguel, A. I. Química inorgânica quantitativa, Guanabara, 4a. ed ., RJ, 1981 
 Ohlweiler, O. A., Química analítica quantitativa, Livros Técnicos e Científicos, 
2 4a. ed. RJ, 1976, (V1 e2). 
 Bard, J. A. Equilíbrio Químico. Harper & Row Publisherws inc. 1970 
 Atkins, P., Princípios de Química: questionando a vida moderna e o meio 
ambiente. Trad. Ignez Caracelli, et. Al., Porto Alegre: Bookman, 2001. 
 
Referências