Equilibrio_Químico_Kátia_Aquino

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Equilíbrio QuímicoEquilíbrio Químico
Profa. Kátia Aquino
2
O que é?
Um equilíbrio químico é a 
situação em que a proporção 
entre as quantidades de 
reagentes e produtos em uma 
reação química se mantém 
constante ao longo do tempo. 
Foi estudado pela primeira vez 
pelo químico francês Claude 
Louis Berthollet em seu livro 
Essai de Statique Chimique de 
1803.
Claude Louis Berthollet
1748-1822
http://en.wikipedia.org/wiki/Claude_Louis_Berthollet
3
Condições para equilíbrioCondições para equilíbrio
Sistema fechado.
Reação reversível.
Velocidade da reação direta igual a 
velocidade da reação inversa.
Concentrações ou pressões parciais 
(no caso gases) constantes com o 
tempo.
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Reversibilidade de uma reação
Um exemplo de reação reversível é a da 
produção da amônia (NH3), a partir do gás 
hidrogênio (H2) e do gás nitrogênio (N2) que 
faz parte do Processo de Haber:
N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g) ΔH=-22 kcal
Note-se que a seta dupla significa que a 
reação ocorre nos dois sentidos.
5
Graficamente.......
http://pt.wikipedia.org/wiki/Equilbrio_quimico
6
Priincípio de Le ChatelierPriincípio de Le Chatelier
Henri Le Chatelier 
(1850 - 1936)
www.explicatorium.com/Henri-Le-Chatelier.php
Princípio de Le Chatelier: 
Se uma pertubação é 
aplicada a um sistema em 
equílibrio, o equilíbrio irá se 
alterar para reduzir o efeito 
da pertubação.
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Fatores que influenciam o Fatores que influenciam o 
equilíbrioequilíbrio1. Concentração
Fonte: Química Vol. 2 Ricardo Feltre, editora Moderna
Ácido carboxílico + álcool éster + água
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Equilíbrio e o cotidiano IEquilíbrio e o cotidiano I
O efelto da luz
http://www.quimicalizando.com/curiosidades/o-segredo-das-lentes-transictions
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Equilíbrio e o cotidiano IIEquilíbrio e o cotidiano II
O efelto da concentração
CH3-NH2+ H2O CH3-NH3+ + OH- 
O odor do peixe
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2. Pressão (para sistemas gasosos)
2NO2(g) ⇄ N2O4 (g)
vermelho incolor
Fonte: Química Vol. 2 Ricardo Feltre, editora Moderna
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3. Temperatura
N2(g) +3H2(g) ⇄ 2 NH3 ∆H=-26,2 kcal
Fonte: Química Vol. 2 Ricardo Feltre, editora Moderna
(g)
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4. Efeito do catalisador
O catalisador
não desloca o
equilíbrio
químico
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Constante de equilíbrio
aA + bB yY + zZ
Equação elementar genérica:
Kc=Constante de equilíbrio em função da concentração
Concentração no
equilíbrio
14
Constante para a soma das 
reações
2P(g) + 3Cl2(g) 2PCl3(g)
PCl3(g) +Cl2(g) PCl5(g)
2P(g) + 5Cl2(g) 2PCl5(g)
Kc da equação
global
PCl3(g) +Cl2(g) PCl5(g)
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Quociente de uma reação 
química (Qc)
Expressa-se o quociente da reação de forma igual a 
expressão da constante de equilíbrio, porém para
pressões parciais ou concentrações dos reagentes e 
produtos fora do sistema em equilíbrio.
Se Q < K então a reação está ocorrendo em direção à 
formação dos produtos.
Se Q > K então a reação está ocorrendo no sentido 
inverso, isto é para os reagentes.
Se Q = K a reação está em equilíbrio, usamos K no 
lugar de Q.
16
Em outras palavras...
Com estes dados 
calcula-se o Qc 
(uma reação química 
possui um Qc para 
cada tempo)
Com estes dados 
calcula-se Kc ou Kp
(uma reação química 
em equilíbrio só 
possui um Kc ou Kp)
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Um exemplo....
Uma mistura de hidrogênio (H2), iodo (I2), e iodeto de hidrogênio (HI),
cada um com concentração de 0,0020 mol L-1, foi introduzida em um 
recipiente aquecido a 490°C.
Nesta temperatura o valor de constante de equilíbrio (Kc) é igual a 46 
para a seguinte reação:
H2(g) + I2(g) 2 HI(g)
Indique se a reação tem tendência de formar mais HI ou não.
Calculando Qc, chegamos ao valor de Qc=1. Como Q<Kc a reação se processará 
na direção da formação dos produtos até atingir o equilíbrio, ou seja,
Qc=Kc 
Resposta:
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Equilíbrio gasoso
Em sistemas gasosos também é possível 
calcular a constante de equilíbrio em função 
das pressões parciais NO EQUILÌBRIO (Kp).
Lembre-se:
Pressão parcial/pressão total = n° mols/n° mols total
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Vamos exemplificar
Em função da concentração
Em função da pressão
20
Importante!
Quando o sistema é gasoso (somente gasoso!) 
a relação ente Kc e Kp se torna:
Onde Δn = variação do n° de mols na reação balanceada
Partindo da equação de Clapeyron deduza a equação acima
Só a temperatura influencia no valor de Kc ou Kp
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E se o sistema for heterogêneo?
Sólidos não compõem Kc
Só gases compõem Kp
22
Outros exemplos de equilíbrio 
heterogêneo
23
Grau de equilíbrio (α )
GRAU DE EQUILÍBRIO QUÍMICO (α) – Indica a relação
entre o nº de mols de moléculas que reagem até atingir o
equilíbrio (nr) e o n.º de mols de moléculas inicialmente
colocado para entrar em equilíbrio (ni).
α=nr /ni
 
24
Vamos treinar?
Num recipiente de volume constante igual a 1,00 litro,
inicialmente evacuado, foi introduzido 1,00mol de
pentacloreto de fósforo gasoso e puro. O recipiente foi
mantido a 250°C e no equilíbrio final foi verificada a
existência de 0,47 mols de gás cloro. Calcule o valor
aproximado das constantes Kc e Kp do equilíbrio 
estabelecido
dentro do cilindro e representado pela seguinte equação
química:
PCl5(g) ↔ PCl3(g) + Cl2(g)
25
Vamos continuar?
Em um recipiente de capacidade de 2L são colocados
8 mols de CO e 8 mols de Cl2 para tomarem parte no
seguinte processo da equação abaixo e a temperatura 
constante. Sabendo
que o grau de equilíbrio é de 75% calcule o Kc do
processo citado.
CO (g) + Cl2 (g) ↔ COCl2 (g)
26
Só mais essa...
N2O4 e NO2, gases poluentes do ar, encontram-se em
equilíbrio, como indicado:
N2O4 (g) ↔ 2NO2(g)
Em uma experiência, nas condições ambientes,
introduziu-se 1,50mol de N2O4 em um reator de 2,0 litros.
Estabelecido o equilíbrio, a concentração de NO2 foi de
0,060mol/L. Qual os valores de Kc e Kp para o sistema ?
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Teorias ácido-base
Arrhenius
Em solução aquosa
Bronsted – Lowry
Teoria protônica
http://crescentok.com/staff/jaskew/ISR/chemistry/class20.htm
Lewis
Teoria eletrônica
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Importante !
Lewis
Bronsted-Lowry
Arrhenius
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Equilíbrio iônico
Constante de ionização ácida (Ka)
30
Exemplo de Ka
31
E se for um poliácido?
Veja o exemplo do ácido arsênico:
Ka será relacionada com o 1° ionização, com
exceção do ácido sulfúrico
32
E como ficam as bases?
Segue o mesmo raciocínio de Ka, ou seja:
B(aq) + H2O(l) → BH+(aq) + OH-(aq) 
33
Os pares conjugados da 
química
Se o ácido é forte, seu par conjugado é fraco e vice-versa
34
Equilíbrio iônico da água
Importante:
Ka.Kb=Kw
35
Potencial hidrogeniônico (pH)
[H+] = [OH-] pH=7
 [H+] > [OH-] pH < 7
 [H+] < [OH-] pH >7
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Lei da Diluição de Ostwald
Ki = Ka ou Kb
Para ácidos ou
bases fracos,
desconsiderar
o denominador
da equação, ou
seja:
Wilhelm Ostwald
1824-1903
http://nobelprize.org/nobel_prizes/chemistry/laureates/1909/ostwald-bio.html
37
Como calcular o pH?
AH H + + A -
[ácido] [ácido]α [ácido]α
logo [H+]=[ácido].α
pH=-log[H+]
Usando o mesmo raciocínio
para bases temos:
[OH-]=[base].α
pOH=-log[OH-]
Importante:
pH + pOH = 14
38
Vamos tentar?
Uma solução 0,1M de uma monobase fraca, 
que possui Kb=10-5, foi preparada à 25°C. 
Calcule o pH da solução e o Ka associado à 
base.
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Equilíbrio em solução-tampãoEquilíbrio em solução-tampão
Nosso sangueNosso sangue
CO2 + H2O <--> H2CO3 (1)
H2CO3 <--> H+ + HCO3- (2)
Fonte http://hermes.ucs.br/ccet/defq/naeq/material_didatico/textos_interativos_34.htmO pH não varia 
 com adição
 de um ácido 
 ou uma base 
 fortes (até um 
 limiar)
40
Outros exemplos Outros exemplos 
Tampão ácido:Tampão ácido:
Ácido acético/acetato de sódio
Ácido cianídrico/cianeto de potássio
Tampão básico:Tampão básico:
Hidróxido de amônio/cloreto de amônio
Hidróxido de amônio/sulfato de amônio
http://brochierprocouros.com.br/modules.ph
p?mod=prd&act=2&cat=Laborat%F3rio%20&pg=3
41
Equação de Henderson-Equação de Henderson-
HasselbalchHasselbalch
Tente deduzir esta equação utilizando a equação para obtenção 
de Ka (slide 29). Faça também a dedução para o cálculo de pH de
uma solução tampão básica, a partir de Kb.
A concentração do ânion [A-] na solução tampão é proveniente do sal
solúvel que constitui a mesma.
42
Equilíbrio na dissolução de sais
Hidrólise: o equilíbrio de sais solúveis
Neste equilíbrio o cátion do sal reage com a 
hidroxila proveniente da água do sistema 
formando a base correspondente. Por outro 
lado o ânion do sal reage com o íon hidrogênio 
também proveniente da água do sistema para 
formar o ácido correspondente. A posterior 
ionização do ácido ou dissociação da base 
formados, dependerá da força de cada um.
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De forma geral temos:
Kh=constante de hidrólise
44
Um exemplo:
Kh=[H+] [NH4OH]
 
 [NH4+]
Formação de ácido forte de base fraca = hidrólise ácida!
45
Agora vamos representar as 
hidrólises...
a) acetato de sódio
b) cianeto de amônio
c) nitrato de cálcio
http://www.dzoo.uevora.pt/index.php/dzoo/ensino/modulos_
ucs/quimica_organica_geral
46
Não esqueça!
Só há o equilíbrio de hidrólise para 
sais solúveis
47
Relações da constante de 
hidrólise e outras constantes de 
equilíbrio
Um exemplo:
A constante de hidrólise ácida
é inversamente proporcional
à constante básica da base
formada no processo.
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Usando o mesmo raciocínio:
Para hidrólise básica temos:
Para hidrólise de sais que formam ácidos e bases fracos 
temos:
Para sais que não sofrem hidrólise temos:
Kh =Kw
49
Vamos exercitar...
(FEI - SP) Os compostos cianeto de sódio (NaCN), cloreto de zinco 
(ZnCl2), sulfato de sódio (Na2SO4) e cloreto de amônio (NH4Cl), 
quando dissolvidos em água, tornam o meio respectivamente:
 
 a) básico, ácido, ácido, neutro;
 b) ácido, básico, neutro, ácido;
 c) básico, neutro, ácido, ácido;
 d) básico, ácido, neutro, ácido;
 e) ácido, neutro, básico, básico.
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Equilíbrio na dissolução de sais
Produto de solubilidade: o equilíbrio dos 
sais pouco solúveis
Em uma solução saturada com corpo de chão 
de um sal pouco solúvel, existe equilíbrio entre 
a concentração (que é muito pequena) dos íons 
em solução e o sal sólido depositado no fundo 
do recipiente.
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De forma geral:
CA
(s)
 ↔ C+
(aq)
 + A-
(aq)
H
2
O
Kps= constante de equilíbrio para o produto de solubilidade
K
ps
= [C+] [A-]
http://www.umicore.com.br/metaloqProdutos.htm
52
importante!
Quanto maior o Kps mais íons tem-se dissolvidos na 
solução.
Kps só é calculado para sais pouco solúveis.
Por se tratar de uma solução saturada, pode-se dizer que 
a concentração de íons na solução é comparado com o 
coeficiente de solubilidade do sal (Cs).
A solubilidade de sais pouco solúveis pode ser comparada 
entre si utilizando o valor de Kps, desde que o número de 
íons dos sais que estão sendo comparados seja igual.
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Vamos exercitar?
(UPE-2010) Em um balão volumétrico de 1,0L de capacidade, foram dissolvidos 
em água destilada 0,10 mol de íons Cd2+ e 0,010 mol de íons Pb2+, estando o balão 
aferido a 1,0L. Adicionam-se ao balão volumétrico, de forma apropriada, gotas de 
uma solução de sulfeto de sódio. A percentagem do cátion Cd2+ em solução, no 
instante em que o cátion Pb2+ começa a precipitar, é igual a: (Considere que não 
há variação de volume, quando se adicionam as gotas de sulfeto de sódio)
Dados: K
PS
(CdS) = 1,0X10-28 , K
PS
( PbS) = 1,0X10-27
A) 0,1%. D) 0,01%. 
B) 2,0%. E) 1,0%. 
C) 10,0%.
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(UPE-2010) O sulfeto de um metal pesado (MS) encontrado 
nas águas de rios poluídos tem KPS = 2,5 x 10-53. O volume, 
em litro, de uma solução saturada desse sulfeto que contém 
um único cátion desse metal é:
 
Dado: N= 6 x 1023
A) 1/3 x 103 D) 1/25 x 10-8
B) ¼ x 105 E) 1/8 x 10-3
C) 1/10 x 108
A termoquímica do equilíbrio 
químico
No equilíbrio a energia de Gibbs é igual a zero.
Então temos:
Se ΔG°<0, logo K>1.
Se ΔG°=0, logo K=1.
Se ΔG°>0 ,logo K<1.
R =constante dos gases perfeitos (8.314 J/Kmol)
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Curiosidade 
O Galo que prevê a Chuva
:veja.abril.com.br/110608/imagens/guia10.jpg )
www.feiramoderna.net/.../cidi2009_galinho.jpg 
[Co(H2O)6]2+(aq) + 4 Cl1- (aq) [CoCl4]2-(aq) + 6 H2O(l
 
calor
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O equilíbrio químico e as cáries
Ca10(PO4)6(OH)2(s) + 8H+(aq) ↔ 10Ca2+(aq) + 6HPO42-(aq) + 2H2O(l)
Esmalte do dente
Analisando o deslocamento de equilíbrio, como açucares e 
alimentos ácidos provocam a destruição do esmalte dos
 dentes, a hidroxiapatita, no processo conhecido por 
desmineralização?
Com o esmalte do dente atacado a bactéria
 Streptococcus mutans (mais importante bactéria
 envolvida no processo) provoca a cárie dentária.
http://pt.wikipedia.org/wiki/Esmalte_dent%C3%A1rio
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Bons estudos!!!
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