3 Equilíbrio Químico

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Equilíbrio Químico
Disciplina: Química Analítica
Profª: Luciana Mattos
Universidade Federal de Mato Grosso
Campus Universitário Sinop
Instituto de Ciências da Saúde (ICS)
A composição química de soluções aquosas
• A maioria dos solutos que discutiremos são eletrólitos
Formam íons quando dissolvidos 
em água.
Composto iônico
NaCl Na+ + Cl-
A composição química de soluções aquosas
• Essencialmente, os eletrólitos fortes ionizam-se completamente
em um solvente, enquanto os eletrólitos fracos ionizam-se
apenas parcialmente.
NaCl Na+ + Cl-
MgSO4Mg
2+ + SO4
2-
CaCl2 Ca
2+ + 2Cl-
Na2SO4 2Na
+ + SO4
2-
Cargas positivas = cargas negativas
nº de cargas do íon = valência
Dissociação eletrolítica de substâncias
inorgânicas:
A composição química de soluções aquosas
Grau de dissociação de uma substância química
moléculasdetotaln
sdissociadamoléculasden
º
º

0 
 Não há dissociação
1 
 Dissociação Total
A composição química de soluções aquosas
Equilíbrio químico
•Fornece fundamentos, não só para a análise química, mas
também para outras áreas, como a bioquímica, a geologia e a
oceanografia.
Equilíbrio químico
•As reações usadas na química analítica nunca resultam na
completa conversão de reagentes em produtos.
Equilíbrio
Equilíbrio químico
A constante de equilíbrio
Importante: as reações químicas não cessam quando o estado
de equilíbrio químico é atingido. Em vez disso, as quantidades
de reagentes consumidos e produtos formados são constantes,
pois as velocidades das reações direta e inversa são idênticas.
y, z w e x: coeficientes estequiométricos
[Y]: Concentração da espécie Y
Constante de equilíbrio
Obs: K depende da temperatura
A constante de equilíbrio
 Se na reação W for um gás podemos substituir [W] por PW (pressão
parcial de W)
 Se na reação W for um líquido ou um sólido [W] = 1
 As concentrações do soluto devem ser expressas em mol/L e as
pressões dos gases em bar.
A constante de equilíbrio
Exercício
Considerando a reação
N2(g) + 3H2(g)  2NH3(g)
Se as concentrações dos reagentes e produtos são: 0,15M para o
nitrogênio, 1,00M para o hidrogênio e 0,25M para a amônia, calcule a
constante de equilíbrio para o processo.
EXERCÍCIOS
• Adiciona-se iodeto de hidrogênio em um recipiente a 4580C. O HI se 
dissocia formando H2 e I2. Depois de estabelecido o equilíbrio a esta 
temperatura, são tomadas amostras que são analisadas. O [HI] 
encontrado é 0,421molL-1, enquanto [H2] e [I2] são ambos 6,04x10
-2
molL-1. Calcule o valor da constante de equilíbrio para a dissociação 
de HI a 4580C.
A equação do equilíbrio é:
2HI (g)  H2 (g) + I2 (g)
A expressão de Kc é:
Kc = [H2][I2]
[HI]2
Kc = (6,04x10
-2) (6,04x10-2) = 2,06x10-2
(0,421)2
Exercício
Em outra experiência, 1,00 mol de HI é colocado num recipiente
de 5,00 litros a 4580C. Quais são as concentrações de HI, I2 e
H2 depois de estabelecido o equilíbrio a esta temperatura?
Dado:
K para 2HI (g) H2 (g) + I2 (g) é igual a 2,06x10
-2 a 4580C.
Exercício
Imagine que uma mistura de 0,482 mol de N2 e 0,933 mol de O2 é colocada
em um balão de reação de volume 10L e que se forme N2O.
Calcule a concentração no equilíbrio.
Dado: K = 3,2 x 10-28
[N
2
] = 0,0482 mol/L
[O
2
] = 0,0933
[N
2
O] = 2,64 x10-16
Cálculo de Constantes de Equilíbrio
Considere a reação:
HA H+ + A-
H+ + A- H A
𝑘1 =
𝐻
+
[𝐴
−
]
𝐻𝐴
𝑘1′ =
[𝐻𝐴]
𝐻
+
[𝐴
−
]
𝑘1′ =
1
𝑘1
 Se o sentido da reação for invertido, o novo
valor de K é simplesmente o inverso do valor
original de K
Cálculo de Constantes de Equilíbrio
Considere a soma das reações:
HA H+ + A- K1
H+ + C CH+ K2
___________________
HA + C A- + CH+ K3
 Se n reações são adicionadas, a constante de equilíbrio global é o
produto das n constantes de equilíbrio individuais
K3 = K1K2
Exercício
A constante de equilíbrio para a reação H2O H
+ + OH- é Kw= 1,0 x
10-14, a 25ºC. Dado que KNH3 = 1,8 x 10
-5 para a reação NH3(aq) +
H2O NH4
+ + OH-, determine a constante de equilíbrio para a
reação NH4
+ NH3(aq) + H
+
O princípio de Le Châtelier
Quando um sistema em equilíbrio sofre uma perturbação o Princípio
de Le Châtelier diz que a posição de um equilíbrio sempre é
deslocada na direção que alivia a perturbação que é aplicada a um
sistema.
Variações:
 Temperatura
 Pressão
 Concentração
O princípio de Le Châtelier
 Variação de Temperatura
Ex: N2(g) + 3H 2(g)  2NH3(g)
• Reação direta, exotérmica (libera
calor)
• Reação inversa, endotérmica
(absorve calor)
Um aumento de temperatura no sistema em equilíbrio favorecerá a reação 
que absorve calor. 
Uma diminuição de temperatura no sistema em equilíbrio favorecerá a reação 
que libera calor.
O princípio de Le Châtelier
 Variação de Temperatura
O princípio de Le Châtelier
 Variação de Pressão
 Um equilíbrio em fase gás responde à compressão.
 Se aumentarmos a pressão, o equilíbrio irá se deslocar no sentido
da reação capaz de diminuir essa pressão e vice-versa.
 Para sabermos qual será então o sentido do deslocamento,
precisamos analisar primeiro o número de mols de cada
substância envolvida e relacionar com o volume.
O princípio de Le Châtelier
 Variação de Pressão
Ex: 1N2(g) + 3H 2(g)  2NH3(g)
o número de mols dos reagentes é
quatro enquanto que do produto é
dois.
• Significa que há diminuição de volume quando a amônia é formada. 
• Um aumento da pressão favorecerá a formação da amônia.
Deslocamento do equilíbrio para o lado de menor volumeP
P Deslocamento do equilíbrio para o lado de maior volume
O princípio de Le Châtelier
 Variação de Pressão
Ex: 1H2(g) + 1I2(g)  2HI(g)
Cada lado da equação possui o
mesmo número de mols de
reagentes e de produtos, portanto,
não existe variação de volume
quando se forma o HI.
Nessa condição, se ocorrer um aumento de pressão, ambos as reações direta
e inversa serão afetadas, ou seja, a composição da mistura no equilíbrio
químico permanece constante.
O princípio de Le Châtelier
 Variação na concentração
Ex: 1H2(g) + 1I2(g)  2HI(g)
Adicionando-se H2 ao Sistema em
equilíbrio químico, ocorre um
aumento da quantidade de HI
quando o novo equilíbrio químico é
atingido, ou seja, o sistema reagiu
para remover parte do hidrogênio
adicionado e deslocou a posição de
equilíbrio para a formação de HI.
Quando adiciona-se reagentes o equilíbrio é deslocado no sentido de
formação dos produtos.
Quando adiciona-se produtos o equilíbrio é deslocado no sentido de formação
dos reagentes.
Exercício
Determine se reagentes ou produtos são favorecidos pela
compressão em cada um dos seguintes equilíbrios. Se
nenhuma mudança ocorre, então explique por quê.
2O3 (g)  3O2 (g)
4NH3 (g) + 5O2 (g)  4NO(g) + 6H2O(g)
Expressão exata da constante de equilíbrio
A atividade de uma espécie é a medida de sua concentração efetiva.
Um íon em solução fica rodeado de outros íons de carga oposta à
sua. O sistema por assim dizer “sente” uma concentração efetiva que
não é necessariamente igual à concentração real.
Em geral, a atividade é menor que a sua correspondente
concentração analítica.
ax = [X] x aX: atividade da espécie X
[X]: concentração molar
 X: é coeficiente de atividade
Expressão exata da constante de equilíbrio
x
X
w
W
z
Z
y
aa
aa
K
Y

aY, az, aw e ax  são as atividades das espécies
Y, Z, W e X.
Expressão exata da constante de equilíbrio
x
X
w
W
z
Z
yaa
aa
K
Y

aY, az, aw e ax  são as atividades das espécies
Y, Z, W e X.
Expressão exata da constante de equilíbrio
A atividade depende da força iônica da solução.
Estudos sistemáticos têm mostrado que o efeito da adição de
eletrólitos sobre os equilíbrios é independente da natureza química do
eletrólito, mas que depende de uma propriedade da solução
denominada força iônica.
 Por que na maioria das vezes usamos:
 E não:
   
   xw
zy
XW
ZY
K 
x
X
w
W
z
Z
y
aa
aa
K
Y

Expressão exata da constante de equilíbrio
Expressão exata da constante de equilíbrio
Geralmente negligenciamos os coeficientes de atividade e
simplesmente empregamos as concentrações
molares em aplicações da lei do equilíbrio.
Para a maioria dos propósitos, o erro introduzido por considerar- se os
coeficientes de atividade iguais à unidade não é grande o suficiente
para levar a conclusões falsas.
Discrepâncias significativas ocorrem quando a força iônica é alta
(maior ou igual a 0,01 mol L–1) ou quando os íons envolvidos têm
múltiplas cargas.
Ácidos e Bases
Definição
Ácido é uma substância capaz de doar prótons, em
solução aquosa
Base é um substância capaz de receber prótons,
em solução aquosa
Em 1923, dois químicos, J. N. Brønsted da Dinamarca, e J. M.
Lowry da Inglaterra, propuseram independentemente uma
teoria sobre o comportamento ácido-base que é
particularmente útil na química analítica.
Ácidos e Bases
Um aspecto importante do conceito de 
Brønsted-Lowry é a ideia de que quando a espécie 
ácido cede um próton, a espécie base é formada, 
como mostrado pela reação:
Ácido  base + próton
Um ácido que tenha doado um próton torna-se 
uma base conjugada capaz de aceitar um próton 
para regenerar o ácido original.
Ácidos e Bases
Similarmente, toda base produz um ácido 
como resultado de aceitar um próton, ou seja:
Base + próton  ácido
Uma base que tenha recebido um próton torna-se 
um ácido conjugado capaz de doar um próton para 
regenerar o ácido original.
Ácidos e Bases
NH3 + H2O ⇆ NH4
+ + OH-
Base1 Ácido2 Ácido1 Base2
H2O + HNO2 ⇆ H3O
+ + NO2
-
Base1 Ácido 2 Ácido 1 Base 2
H3O
+ é denominado íon hidrônio. Pode apresentar
estrutura mais complexa como H5O2
+ ou H9O4
+.
Uma simplificação de representação: H+
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EXERCÍCIO 1: Escreva a fórmula para a base conjugada de 
cada ácido.
a)H2SO4
b)H3BO3
c)HI 
d)H3O
+
e)NH4
+
f)HPO4
2-
EXERCÍCIO 2: Escreva a fórmula para o ácido conjugado de cada base. 
a)OH-
b)HS-
c)NH3
d)C6H5O
-
e)CO3
2-
f)HCO3
-
Espécies anfipróticas
As espécies que possuem ambas as propriedades ácidas 
e básicas são chamadas anfipróticas. 
Um exemplo é o íon diidrogeno fosfato, H2PO4 
-,
que se comporta como uma base na presença de um doador de 
próton como o H3O
+ :
H2PO4
- + H3O
+ ⇆ H3PO4 + H2O
Base1 ácido2 Ácido1 base2
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Espécies anfipróticas
As espécies que possuem ambas as propriedades ácidas 
e básicas são chamadas anfipróticas. 
Um exemplo é o íon diidrogeno fosfato, H2PO4 
-,
que se comporta como um ácido na presença de um receptor 
de próton como o OH- :
H2PO4
- + OH- ⇆ HPO4
2- + H2O
Ácido1 base2 Base1 ácido2
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Ácidos fortes reagem completamente com
o solvente, não deixando moléculas do soluto
não dissociadas.
Ácidos fortes são eletrólitos fortes, ou seja,
possuem alto grau de dissociação  1
FORÇA DOS ÁCIDOS E BASES
A força do ácido é inversamente relacionada
com a força da sua base conjugada; quanto mais
forte o ácido, mais fraca será sua base conjugada.
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FORÇA DOS ÁCIDOS E BASES
HClO4 + H2O ⇆ H3O
+ + ClO4
-
HCl + H2O ⇆ H3O
+ + Cl-
H3PO4 + H2O ⇆ H3O
+ + H2PO4
–
H3COOH + H2O ⇆ H3O
+ + H3COO
-
H2PO4
- + H2O ⇆ H3O
+ + HPO4
=
NH4
+ + H2O ⇆ H3O
+ + NH3
Ácido forte
Ácido fraco
Base fraca
Base forte
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Ácidos e bases
Qual a concentração de H+ no equilíbrio químico de
uma solução de ácido clorídrico 0,120 molL-1 ?
Qual a concentração de todas as espécies no
equilíbrio químico de uma solução de ácido cloroso
0,120 molL-1 sendo que a constante do ácido a 298K é
1,28x10-2
Qual a concentração de todas as espécies no
equilíbrio químico de uma solução de hidróxido de
amônio 0,120 molL-1 sendo que a constante da base a
298K é 1,75x10-5
PRODUTO IÔNICO DA ÁGUA, Kw
H2O + H2O ⇆ H3O
+ + OH-
base1 ácido2 ácido1 base2
 
3
2
2
H O OH
K
H O
       
3wK H O OH
        
H2O ⇆ H
+ + OH-
PRODUTO IÔNICO DA ÁGUA, Kw
3wK H O OH
        
pH
Logaritmo (na base 10) do inverso da
concentração de íon hidrônio, ou logaritmo da
concentração de H3O
+ tomado com o sinal negativo.
10 3 3log 1/[ ] log[ ]
    pH H O pH H O
 Usado porque a maioria das concentrações são menores que 1 mol L-1;
 10-1 a 10-13 mol L-1 (faixa comum em titulações)
pH + pOH = 14 a 25°C
3wK H O OH
        
3log log
log ( log[ ]) ( log[ ])
 
 
         
    
 
w
w
w
K H O OH
K H OH
pK pH pOH
pH
3wK H O OH
        
3log log
log ( log[ ]) ( log[ ])
 
 
         
    
 
w
w
w
K H O OH
K H OH
pK pH pOH
p-Funções
Frequentemente a concentração de uma espécie é expressa em 
termos de p-função ou p-valor. 
O p-valor é o logaritmo negativo (na base 10) da concentração 
molar da espécie. 
Assim, para a espécie X, pX = - log [X]
Exercícios
Profª Drª Dênia Mendes 50
Calcule as concentrações de íons hidrônio e hidróxido
na água pura a 25°C e a 100°C.
Calcule as concentrações de íons hidrônio e hidróxido e o pH e
pOH de uma solução aquosa de NaOH 0,200 mol L-1, a 25°C.
Calcule o pH de uma solução em que [H3O
+] é 4,0 x 10-5 mol L-1.
Calcule a [H3O
+] que corresponde ao pH = 5,6. (R. 2,5 x 10-6).
Calcule o pH de uma solução de ácido cloroso 0,120 molL-1
sendo que a constante do ácido é 1,28x10-2
Calcule o pH de uma solução de hidróxido de amônio 0,120 
molL-1 sendo que a constante é 1,75x10-5
Referências 
 HARRIS, D. C. Análise Química
Quantitativa. Rio de Janeiro: Livros Técnicos
e Científicos, 2001.
 HIGSON, S. P. J. Química Analítica. São
Paulo: McGraw-Hill, 2009.
 SKOOG, D. A.;WEST, D. M.; HOLLER, F. J.;
CROUCH, S. R. Fundamentos de química
analítica. 8.ed. São Paulo: Pioneira Thomson
Learning, 2006.
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