equilíbrio químico e auto ionização da água

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FCAV/ UNESP 
 
Assunto: Equilíbrio Químico e 
Auto-ionização da Água 
 
Docente: Profa. Dra. Luciana M. Saran 
1 
1. Introdução 
 Existem dois tipos de reações: 
 
 a) aquelas em que, após determinado tempo, 
 pelo menos um dos reagentes foi totalmente 
 consumido; 
 
 Ex.: Zn(s) + 2HCl(aq) ZnCl2(aq) + H2(g) 
 
 b) aquelas que, após determinado tempo, 
 apresentam quantidades de reagentes que não 
 variam mais; 
2 
Ex.: H2(g) + I2(g) 2HI(g) 
No caso da reação acima, após determinado 
tempo, atingi-se o Equilíbrio Químico, isto é: 
 
 as quantidades de reagentes deixam de 
 diminuir, permanecendo constantes; 
 
 as quantidades de produtos deixam de aumentar, 
 também permanecendo constantes. 
 
 
3 
2. A Constante de Equilíbrio 
 As quantidades de reagentes e produtos 
 existentes no equilíbrio, a uma dada temperatura, 
 se relacionam através de uma grandeza 
 denominada constante de equilíbrio, K. 
 
 Para a equação simbólica a seguir: 
 
 aA + bB cC + dD 
 
 
 
 
ba
dc
]B[]A[
]D[]C[
K 
4 
 Para a reação a seguir, a 460oC: 
 
 H2(g) + I2(g) 2HI(g) 
 
 Inicialmente: 1,00 mol 1,00 mol 
 
 No equilíbrio: 0,22 mol 0,22 mol 1,56 mols 
 
 Supondo-se que o recipiente reacional tem um 
 V = 10,0 L, as concentrações de equilíbrio são: 
 
 [HI]eq = 0,156 mol/L; 
 [H2]eq = [I2]eq = 0,022 mol/L 
5 
 Para a reação de obtenção do HI a partir da reação 
 do I2 com H2, a expressão da constante de 
 equilíbrio é: 
 
 
 
 A 460oC o valor de K para tal reação pode ser 
 calculado: 
 
]H][I[
]HI[
K
22
2

3,50
)L/mol022,0)(L/mol022,0(
)L/mol156,0(
K
2

6 
 Cada reação possui uma constante de equilíbrio 
 característica, cujo valor depende da temperatura. 
 
 O valor de K, depende dos coeficientes 
 estequiométricos da equação química balanceada; 
 por isso todo valor de constante de equilíbrio 
 deve ser acompanhado da equação química a que 
 se refere. 
 
 Por exemplo, no caso da reação de obtenção do 
 HI, K = 50,3, para a equação química balanceada 
 escrita como: 
 H2(g) + I2(g) 2HI(g) 
7 
 Se a equação anterior for multiplicada por 2, isto é: 
 
 2H2(g) + 2I2(g) 4HI(g) 
 
 K = (50,3)2 = 2,53x103 
 
 
 Se a equação for dividida por 2, isto é: 
 
 (1/2)H2(g) + (1/2)I2(g) HI(g) 
 
 K = (50,3)1/2 = 7,09 
8 
2.1. Expressões da Constante de Equilíbrio para 
 Reações que Envolvem Sólidos e Água 
 
 Na expressão da constante de equilíbrio não devem 
 ser incluídas substâncias no estado sólido ou 
 líquido. 
 
 Exemplos: 
 
 a) C(s) + O2(g) CO2(g) 
 
 
 ]O[
]CO[
K
2
2
9 
 b) NH3(aq) + H2O(l) NH4
+(aq) + OH-(aq) 
 
]NH[
]OH][NH[
K
3
4


2.2. Expressão da Constante de Equilíbrio 
 
 É bastante comum que na expressão da constante 
 de equilíbrio se exprimam as concentrações em 
 mol/L e por isso o símbolo K recebe o índice c 
 (de concentração) e torna-se Kc ou simplesmente 
 K. 
10 
2.3. O Significado da Constante de Equilíbrio 
 O valor da constante de equilíbrio mostra se a 
 reação é favorável aos produtos ou aos reagentes. 
 
 Quanto maior o valor da constante de equilíbrio, 
 maior o rendimento da reação. 
 
 K > 1: A reação é favorável aos produtos; as 
 concentrações dos produtos no equilíbrio são 
 maiores do que as dos reagentes. 
 
 K < 1: A reação é favorável aos reagentes; as 
 concentrações dos reagentes no equilíbrio são 
 maiores do que as dos produtos. 
11 
Exemplos: 
NO(g) + O3(g) NO2(g) + O2(g) 
 
A 25oC, 
 
 
34
3
22
C 10x6
]O][NO[
]O][NO[
K 
(3/2)O2(g) O3(g) 
 
A 25oC, 
29
2/3
2
3
C 10x5,2
]O[
]O[
K 
12 
3. Perturbação do Equilíbrio Químico: 
 Princípio de Le Chatelier 
Há três maneiras comuns de perturbar o 
equilíbrio de um sistema reacional: 
 
 alteração da temperatura; 
 
 alteração da concentração de reagente ou 
 produto; 
 
 alteração de volume. 
13 
Princípio de Le Chatelier: 
 
“Quando qualquer um dos fatores que determinam 
 as condições de equilíbrio de um sistema reacional 
 sofre uma modificação, o sistema altera o seu 
 estado de maneira a reduzir ou contrabalançar 
 o efeito da modificação” 
 
 
14 
Perturbação Alteração quando o 
Sistema Reacional 
Retorna ao 
Equilíbrio 
Efeito sobre o 
Equilíbrio 
Efeito sobre 
K 
 Adição de 
reagente 
 
 
 Adição de 
produto 
 Parte do reagente 
adicionado é 
consumida 
 
 Parte do produto 
adicionado é 
consumido 
 Deslocamento 
para a direita 
 
 
 Deslocamento 
para a esquerda 
 Não há 
alteração 
 
 
 Não há 
alteração 
Tabela 3.1: Efeito da adição de um reagente ou produto 
sobre o equilíbrio e sobre K. 
15 
Fonte: Adaptado de KOTZ & TREICHEL, 2005 : p. 73. 
Perturbação Alteração quando o 
Sistema Reacional 
Retorna ao 
Equilíbrio 
Efeito sobre o 
Equilíbrio 
Efeito sobre 
K 
 Elevação de 
temperatura 
 
 
 Abaixamento 
de temperatura 
 Há consumo de 
energia térmica 
 
 
 Há desprendimento 
de energia térmica 
 Deslocamento 
no sentido 
endotérmico 
 
 Deslocamento 
no sentido 
exotérmico 
 Há 
alteração 
 
 
 Há 
alteração 
Tabela 3.2: Efeito da modificação de temperatura sobre o 
equilíbrio e sobre K. 
16 
Fonte: Adaptado de KOTZ & TREICHEL, 2005 : p. 73. 
Perturbação Alteração quando o 
Sistema Reacional 
Retorna ao 
Equilíbrio 
Efeito sobre o 
Equilíbrio 
Efeito sobre 
K 
 Redução do 
volume, 
aumento de 
pressão 
 
 
 Expansão do 
volume, 
diminuição de 
pressão 
 A pressão diminui 
 
 
 
 
 
 A pressão aumenta 
 
 
 
 Deslocamento 
no sentido do 
menor número de 
moléculas de gás 
 
 
 Deslocamento 
no sentido do 
maior número de 
moléculas de gás 
 Não há 
alteração 
 
 
 
 
 Não há 
alteração 
Tabela 3.3: Efeito da modificação de volume sobre o 
equilíbrio em fase gasosa. 
17 
Fonte: Adaptado de KOTZ & TREICHEL, 2005 : p. 73. 
4. Água 
  Fórmula molecular: H2O. 
 
 Geometria: angular. 
(a) Fórmula estrutural (estrutura de Lewis). 
(b) Modelo de esferas e bastões. 
18 Fonte: BROWN et al., 2005 : p. 302. 
4. Água 
 
 Molécula de H2O: apresenta ligações H-O polares. 
 A molécula de H2O é polar (µ = 1,85 D). 
Fonte: BETTELHEIM et al., 2012 : p. 82. 
19 
4. Água 
 Entre as moléculas de H2O ocorre um tipo de interação 
 denominada ligação de hidrogênio. 
 
 
 Ligação de hidrogênio: força de atração, não covalente, 
 entre a carga parcial positiva de um átomo de H ligado a 
 um átomo de elevada eletronegatividade (geralmente O ou 
 N) e carga parcial negativa de um oxigênio ou nitrogênio 
 próximos. 
20 
4. Água 
H 
(a) (b) (c) 
Duas moléculas de água unidas por ligação de hidrogênio. (a) 
Fórmulas estruturais. (b) Modelos de esferas e bastões. (c) Mapas 
de densidade eletrônica. 
21 
Fonte: BETTELHEIM et al., 2012 : p. 137. 
4. Água 
Ligações de hidrogênio entre 
moléculas de água. 
22 
4. Água 
 Ligações de hidrogênio não se restringem à água. Formam-se entre duas moléculas sempre que uma delas 
 tem um átomo de hidrogênio ligado ao O ou N, e a outra, 
 um átomo de O ou N com carga parcial negativa. 
 
 Exemplo 1: 
Ligação de hidrogênio entre a 
molécula de um éter e da água. 
23 
Fonte: BARBOSA, 2004 : p. 21. 
 
 Exemplo 2: 
24 
Fonte: BARBOSA, 2004 : p. 22. 
 
 Exemplo 3: 
Ligações de hidrogênio entre moléculas de 
ácido carboxílico. 
25 
Fonte: BARBOSA, 2004 : p. 22. 
4. Água 
 Excelente solvente (solvente universal). 
 
 Capaz de dissolver diferentes compostos iônicos e 
 moleculares. 
 
 - Exemplo: dissolução do NaCl (sólido iônico) em H2O. 
26 
Fonte: BETTELHEIM et al., 2012 : p. 169. 
 Interação Íon-Dipolo: 
27 
Fonte: BARBOSA, 2004 : p. 17. 
4. Água 
 Etanol, glicose e ácido ascóbico ou vitamina C, são exem- 
 plos de compostos moleculares solúveis em água. 
Etanol 
Glicose 
Vitamina C 
28 
Fonte: BROWN et al., 2005 : p. 453. 
Exercício 1: determine se cada uma das seguintes substâncias 
apresenta maior probabilidade de se dissolver em tetracloreto 
de carbono (CCl4) ou em água: 
 
(a) hexano, C7H16; 
 
(b) sulfato de sódio, Na2SO4; 
 
(c) cloreto de hidrogênio, HCl; 
 
(d) iodo, I2. 
29 
Exercício 2: coloque as substâncias a seguir, em ordem 
crescente de solubilidade em água: 
 
(a) pentano, C5H12; 
 
(b) pentan-1-ol, C5H10OH; 
 
(c) pentano-1,5-diol, C5H10(OH)2; 
 
(d) 1-cloropentano, C5H11Cl. 
30 
Exercício 3: dada a seguir, a fórmula estrutural da vitamina A, 
explique por que essa vitamina é solúvel em solventes apolares 
e nos tecidos gordurosos (que são apolares) e “insolúvel” em 
água. 
31 
Fonte: BROWN et al., 2005 : p. 453. 
Exercício 4: dadas a seguir, as fórmulas estruturais dos álcoois 
butan-1-ol, pentan-1-ol e undecan-1-ol, coloque-os em ordem 
de solubilidade crescente: (a) em água; (b) hexano (C6H14). 
Justifique sua resposta. 
32 
Fonte: BARBOSA, 2004 : p. 23. 
5. Auto-ionização da Água 
 
 Água Pura: considerada, em geral, não condutora de 
 eletricidade. 
 
 Na realidade, já foi demonstrado por medidas precisas 
 que a água apresenta uma condução pequena de 
 eletricidade, que decorre da sua auto-ionização, isto é: 
 
 H2O(l) + H2O(l) H3O+(aq) + OH-(aq) 
 
 ou 
 
 H2O(l) H+(aq) + OH-(aq) 
 
33 
5. Auto-ionização da Água 
  A expressão que representa o equilíbrio de 
 auto-ionização da água é a seguinte: 
 
 Kw = [H+].[OH-] ou Kw = [H3O+].[OH-] 
 
 Kw: constante do produto iônico da água 
 
 
 A 25ºC, o valor das concentrações dos íons é: 
 
 [H3O+] = [OH-] = 1,0x10-7 mol/L e portanto, 
 
 Kw = (1,0x10-7 mol/L) x (1,0x10-7 mol/L) 
 
 Kw = 1,0x10-14 mol2/L2 
34 
 Condições para que uma solução seja considerada 
 ácida, neutra ou alcalina (básica): 
 
 se [H3O+] = [OH-]  a solução é neutra; 
 
 se [H3O+] > [OH-]  a solução é ácida; 
 
 se [H3O+] < [OH-]  a solução é alcalina ou básica. 
 
 A água pura é neutra, pois apresenta concentrações 
 iguais de H3O+ e OH-. Conforme já visto, a 25ºC , tais 
 concentrações são iguais a 1,0x10-7 mol/L. 
 
 A equação referente a ionização da água é importante 
 porque se aplica não só à água pura, mas também a 
 qualquer solução aquosa. 
 
 
35 
EXERCÍCIO 5: O corpo humano contém 
aproximadamente 70% de água em massa. Na 
temperatura normal do corpo humano, 37C, a 
concentração do íon H+ em água pura é 1,54x10-7 mol/L. 
Qual o valor de Kw nesta temperatura? 
 
 
Resp.: 2,37x10-14 
36 
EXERCÍCIO 6: A 50C o produto iônico da água, Kw, é 
5,5x10-14 mol2/L2. Calcule [H3O
+] e [OH-] numa solução 
neutra a 50C? 
 
Resp.: 2,35x10-7 mol/L 
37 
EXERCÍCIO 7: explique como é afetado o equilíbrio de 
auto-ionização da água, pela adição de HCl. Considere a 
adição de 0,010 mol de HCl a 1L de água pura e calcule a 
concentração molar de OH- na solução resultante. 
38 
EXERCÍCIO 8: explique como é afetado o equilíbrio de 
auto-ionização da água, pela adição de NaOH. Considere a 
adição de 0,010 mol de NaOH a 1L de água pura e calcule a 
concentração molar de H3O
+ na solução resultante. 
39 
40 
BARBOSA, L. C. de A. Introdução à química orgânica. 1. ed. São Paulo: 
Prentice Hall, 2004. 
 
BETELLHEIM, F. A.; BROWN, W. H.; CAMPEBELL, M. K.; FARRELL, S. O. 
Introdução à química geral. 9. ed. São Paulo:Cengage Learning, 2012. 
 
BROWN, T. L.; LEMAY, H. E.; BURSTEN, B. E.; BURDGE, J. R. Química a 
ciência central. 9. ed. São Paulo:Pearson Prentice Hall, 2005. 
 
KOTZ, J. C.; TREICHEL Jr., P. M. Química geral 2 e reações químicas. 5. 
ed. São Paulo:Pioneira Thomson Learning, 2005. 
 
6. Bibliografia Consultada