apostila equilibrio quimico e a o das massas

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Farmácia 3° período 
Química Analítica qualitativa Professora: Anne Dayse 
1. EQUILÍBRIO QUÍMICO 
Quando certas substâncias são colocadas para reagir, o que ocorre mais 
frequentemente é a reação não se completar. Na verdade, à medida que a reação vai ocorrendo 
as concentrações dos reagentes vão diminuindo até atingir um ponto em que permanecem 
constantes. Este estado em que as concentrações dos reagentes permanecem constantes é 
chamado de estado de equilíbrio. 
Considere que a seguinte reação: 
 
Onde A e B são os reagentes e C e D são os produtos da reação. Suponha que todas as espécies 
são solúveis no meio em que a reação é realizada. Agora, vamos imaginar uma experiência onde 
misturamos A e B num frasco. A concentração inicial de A é definida, dependente do número de 
mols de A e do volume do frasco. Com o tempo, a concentração de A diminui, a princípio 
rapidamente e depois mais vagarosamente para, finalmente, estabilizar-se, tornando-se 
constante. A concentração de B varia do mesmo modo, não sendo, porém necessário que tenha 
um valor inicial igual ao de A. As concentrações iniciais de C e D são iguais a zero. Com o tempo, 
C e D vão sendo formados e suas concentrações aumentam rapidamente a princípio e depois 
estabilizam-se. No tempo t, todas as concentrações se tornam essencialmente constantes (Figura 
1). 
 
Após o estabelecimento do equilíbrio, a reação pode ser descrita como: 
 
A interpretação correta das concentrações aparentemente constantes dos reagentes e 
produtos após um dado tempo envolve o reconhecimento de que os produtos alcançam uma 
concentração onde sua velocidade de reação para tornar a formar as substâncias reagentes, em 
outras palavras, a reação inversa ocorre tão rapidamente quanto à reação direta: 
 
O resultado exato é que os produtos da reação direta (v1) são formados com a mesma 
velocidade com que eles desaparecem na reação inversa (v2). Esta situação é expressa 
matematicamente como: 
 
 
 
Uma vez estabelecido o estado de equilíbrio, este persiste indefinidamente, se 
não for perturbado (Figura 2). 
 
Quando uma reação química pode ocorrer em extensão apreciável tanto na direção direta 
quanto na direção inversa, diz-se que é uma reação reversível. 
Sendo assim, temos: 
 
2. Lei da ação das massas 
O conceito que descreve o equilíbrio químico foi proposto por Cato Guldberg e 
Peter Waage em 1864. Guldberg e Waage observaram que a concentração molar dos reagentes 
e produtos em uma reação química em equilíbrio sempre obedecia a certa relação. Esta relação 
era característica para cada tipo de reação e dependente apenas da temperatura, a qual eles 
denominaram de constante de equilíbrio. Sendo assim, propuseram a lei da ação das massas 
para resumir suas conclusões, cujo enunciado é: 
Figura 2. 
 
O fator importante na determinação da velocidade ou taxa de uma reação química não é 
apenas a quantidade de reagente, mas sim a quantidade de reagente por unidade de volume 
(concentração). Para uma reação do tipo aA (g) + bB (g) ↔ cC (g) + dD (g) , podemos escrever o 
quociente da reação como: 
 
Onde Kc é a constante de equilíbrio expressa em concentrações molares. 
Na expressão acima os símbolos entre colchetes representam concentrações em mols por 
litro ou pressões parciais (atm) e os expoentes representam os coeficientes na reação. A 
constante Kc é chamada constante de equilíbrio, a qual é característica para uma reação e varia 
apenas com a temperatura. A condição de equilíbrio dada pela expressão acima é chamada lei do 
equilíbrio químico. 
As regras para escrever as constantes de equilíbrio são: 
1º) As concentrações ou pressões parciais dos produtos são sempre colocadas no numerador; 
2º) As concentrações ou pressões parciais são sempre colocadas no denominador; 
3º) Expressar as concentrações dos gases como pressões parciais, P, e das espécies dissolvidas 
em concentrações molares, [ ]; 
4º) As pressões parciais ou concentrações são elevadas às potências dos coeficientes 
estequiométricos da reação balanceada; 
5º) Elimine os sólidos ou líquidos puros e qualquer solvente da expressão. 
 
O valor da constante de equilíbrio indica a extensão com que a reação química favorece os 
reagentes ou os produtos no equilíbrio químico. 
a) Valores elevados de K > 103: O equilíbrio favorece fortemente os produtos. 
b) Valores intermediários de K (entre 10-3 e 103): Os reagentes e produtos estão presentes no 
equilíbrio em quantidades iguais. 
c) Valores pequenos de K < 10-3: O equilíbrio favorece fortemente os reagentes. 
A Figura 3 exemplifica os diferentes valores da constante de equilíbrio, em 
relação às concentrações dos reagentes e dos produtos. 
 
 
 
Figura 3: Diferentes valores da constante de equilíbrio em relação às concentrações dos 
reagentes e dos produtos. 
 
EXEMPLO 1. Um químico misturou nitrogênio e hidrogênio e deixou-os reagir a 500 K até a 
mistura atingir o equilíbrio com o produto final, amônia. Quando analisou a mistura, encontrou 
0,796 mol/L de NH3, 0,305 mol/L de N2 e 0,324 mol/L de H2 no equilíbrio, a 500 K. Qual é a 
constante de equilíbrio (Kc) para a reação? 
 
SOLUÇÃO: A equação química é mostrada abaixo. 
N2 + 3 H2 ↔ 2 NH3 
 
Agora, substituindo as concentrações molares na expressão da constante de equilíbrio. 
Eleve cada concentração a uma potência igual a coeficiente estequiométrico da espécie na 
reação química. Sendo assim, temos: 
 
 
 
 
3. O PRINCÍPIO DE LE CHATELIER 
O princípio de Le Châtelier, postulado por Henri Louis Le Châtelier (1850-1936), um 
químico industrial francês, estabelece que: 
 
 
3.1. FATORES QUE INTERFEREM NO ESTADO DE EQUILÍBRIO DE UMA 
REAÇÃO QUÍMICA 
a) Efeito da concentração 
As variações nas concentrações as diversas espécies que intervém no 
equilíbrio químico pode alterá-lo. O princípio de Le Chatelier explica este fato considerando que, 
para um sistema em equilíbrio químico, a variação da concentração de um dos componentes 
constitui uma força. Por exemplo, se adicionamos H2(g) ao sistema em equilíbrio. 
 
Este tende a se ajustar de modo a anular o efeito do hidrogênio adicionado. Isto acontece 
quando o H2 se combina com o I2 para formar moléculas de HI, deslocando o equilíbrio para a 
direita no sentido dos produtos. Isto significa que a [HI] aumenta e a [I2] diminui. Por outro lado, se 
retiramos um dos componentes do sistema, por exemplo, H2 no sistema abaixo. 
 
 
O princípio de Le Chatelier prediz que o sistema se ajustará para fugir do efeito causado 
pela remoção de H2. Parte do HI se decompõe para formar H2, para substituir o que foi retirado. O 
efeito obtido é a diminuição da concentração de HI e o aumento da concentração de I2. O 
equilíbrio agora se desloca para a esquerda no sentido dos reagentes. 
 
b) Efeito da pressão 
As mudanças de pressão podem exercer considerável efeito sobre a posição de equilíbrio, 
ou quase nenhum efeito em absoluto. Por exemplo, um aumento na pressão de um sistema em 
que ocorre o seguinte equilíbrio: 
 
A reação se deslocará para o lado com menor número de mols de gás, a fim de atenuar a 
elevação da pressão. Por outro lado, se a pressão diminui, a reação se deslocará para o lado com 
maior número de mols de gás para ajudar a não reduzir a pressão. Quando a reação alcança o 
equilíbrio, um aumento da pressão faz com que a reação prossiga no sentido do N2O4, pois isso 
reduz os mols totais de gás presentes e, consequentemente, a pressão. 
 
c) Efeito da temperatura 
Se no sistema onde acontece uma reação eleva-se a temperatura, a reação se deslocará 
para o lado que absorvacalor (reação endotérmica). Por outro lado, se a temperatura diminui, a 
reação se deslocará para o lado que desprenda calor (reação exotérmica). Voltemos ao exemplo 
anterior. No sentido da esquerda para a direita, a reação é exotérmica, e no sentido contrário, é 
endotérmica, pois precisa romper uma ligação no dímero. Assim sendo, se T aumenta, a reação 
ocorrerá do produto ao reagente, e se T diminui, a reação ocorrerá no sentido contrário. 
 
Se a reação de esquerda para direita fosse endotérmica, dever-se-ia inverter a direção das 
setas. 
c) Ação de catalisadores 
O princípio de Le Chatelier ignora a presença do catalisador. O que acontece é que a 
velocidade de reação aumenta com a ação do catalisador porque ele abrevia o tempo necessário 
para que o sistema alcance o equilíbrio. Ele não modifica a posição de equilíbrio, pois tanto a 
reação direta como a inversa são catalisadas na mesma extensão, já que ele não sofre uma 
transformação permanente no curso da reação. O catalisador participa da reação formando 
substâncias intermediárias que reagem imediatamente fazendo com que ele seja regenerado. 
 
 
 
A Tabela 4.2 resume o efeito das perturbações sobre o equilíbrio. 
 
4.3.2. RELAÇÃO ENTRE A CONSTANTE DE IONIZAÇÃO E A EXTENSÃO DE IONIZAÇÃO DE 
ELETRÓLITOS FRACOS 
 O comportamento dos eletrólitos fracos é descrito pelo grau de dissociação (ou extensão 
de ionização). Vamos estudar agora como a extensão de ionização está relacionada com a sua 
constante de ionização. A extensão da ionização (ou grau de dissociação) é a fração do número 
total de mols do eletrólito fraco que se ioniza ou dissocia. É representada pela letra grega α e 
pode ser obtido a partir da equação abaixo. 
 
Consideremos como exemplo o ácido fraco CH3COOH. Seu equilíbrio de ionização é 
representado por: 
 
Aplicando a lei da ação das massas a este equilíbrio, temos: 
 
Onde Ka é a constante de equilíbrio do sistema e é conhecida como constante de ionização 
ácida ou dissociação do ácido fraco CH3COOH. Em uma solução C molar deste ácido, temos que: 
 
A partir da equação da reação podemos assumir que números iguais dos íons CH3COO
- e H+ são 
produzidos. Então podemos escrever o seguinte: 
 
Quando as relações acima são substituídos nas expressão do Ka, obtemos: 
 
Para os valores de α < 0,1 ou Ka/C < 0,01, podemos considerar que (1 - α) ≅ 1. Sendo assim, 
podemos obter a seguinte equação aproximada: 
 
 
EXEMPLO 5. A extensão de ionização de um ácido HA numa solução 0,05 M é 5,8%. Qual é a 
extensão de ionização deste ácido numa solução 0,2 M? 
 
Logo, a extensão de ionização mais concentrada de HA é 2,9%.