Aula 5 - Equilíbrio Químico

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EQUILÍBRIO QUÍMICOEQUILÍBRIO QUÍMICO
Prof. Mariano Vieira
Fortaleza - CE
1. Introdução
2
2. Conceito de Equilíbrio
3
3. A Constante de Equilíbrio
� Lei da Ação da Massa (1864) 
Cato Maximilian e Peter Waage
� Ordem de grandeza de Keq
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3. A Constante de Equilíbrio
N2O4(g) 2NO2(g)
46.6
42
2
ON
2
NO
==
P
P
Keq 46.6
1155.02
NO
ON
2
42
===
P
P
Keq
2NO2(g) N2O4(g)
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42ON NO2
2N2O4(g) 4NO2(g)
2
ON
4
NO
42
2
P
P
Keq =
4. Relação entre Kp e Kc
Exercício 4 : A 25 oC, o Kp da reação abaixo tem um valor de 
0,140. Calcule o valor de Kc.
N2O4(g) 2 NO2(g)
p
5. Quociente reacional
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5. Quociente reacional
N2 + 3 H2(g) 2 NH3(g)
Q > Keq - formação de reagentes
Q < Keq - formação de produtos
Q = Keq - Equilíbrio
6. Equilíbrio Heterogêneo
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7. Princípio de Le Châtelier
Quando uma perturbação exterior é aplicada a um sistema
em equilíbrio dinâmico tende a se ajustar a neutralizar essa
perturbação.
�Adição ou Remoção de Reagentes
� Volume e Pressão
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� Volume e Pressão
� Temperatura
� Catalisador 
Henri Le Châtelier 
1850-1936
7.1. Adição ou Remoção de Reagentes
N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g)
�Adição de H2 (perturbação)
�Consumo de H2 (resposta)
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2 
� N2 NH3
� Relação entre Keq e Q
7.2. Volume e Pressão
N2O4(g) 2NO2(g)
�A redução do volume : desloca o
equilíbrio no sentido do menor número de
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equilíbrio no sentido do menor número de
moléculas gasosas.
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7.3. Temperatura
� Endotérmica: Reagente + Calor Produtos
� Exotérmica: Reagente Produtos + Calor
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– se ∆H > 0, a adição de calor favorece a reação direta.
– se ∆H < 0, a adição de calor favorece a reação inversa.
7.3. Temperatura
� Equação de van’t Hoff:
Exemplo: A constante de equilíbrio K da síntese da amônia é
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Exemplo: A constante de equilíbrio K da síntese da amônia é
6,8.105 a 298K. Prediga seu valor a 400K.
Dados: ∆Hf = - 46,11 KJ/mol
R = 8,3145 J mol-1 K-1
13
N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g)
7.4. Catalisador:
N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g)
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8. Equilíbrio Ácido-Base
� Definição de Ácidos e Bases:
- Arrhenius
- Bronsted-Lowry
HCl + H2O H3O+ + Cl-
(Caráter anfótero)
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- Lewis
H2O(l) + CO2(g)→ H2CO3(aq)
NH3 + CH3OH NH4+ + CH3O-
CH3OH + HNO2 CH3OH2+ + NO2-
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Base
ÁcidoBase
Ácido Ácido conjugado Base conjugada
Ácido conjugado Base conjugada
Força de ácidos e bases
HClO4 + H2O H3O
+ + ClO4
-
HCl + H2O H3O
+ + Cl-
H3PO4 + H2O H3O
+ + H2PO4
–
H COOH + H O H O+ + H COO-
Ácido mais forte
totalmente
1%
8. Equilíbrio Ácido-Base
H3COOH + H2O H3O
+ + H3COO
-
H2PO4
- + H2O H3O
+ + HPO4
=
NH4
+ + H2O H3O
+ + NH3
Base mais forte
Ácidos fortes (reagem completamente com o solvente, não deixando
moléculas do soluto não dissociadas)
Ácidos fracos→ não se dissociam completamente.
1%
0,01%
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9. Autoprotólise da água
H2O(l) + H2O(l) H3O+(aq) + OH-(aq)
� Produto iônico da água:
2
2
-
3
]OH[
]OH][OH[ +
=eqK
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14-
3
-
3
2
2
2
100.1]OH][OH[
]OH][OH[]OH[
−+
+
×==
=×
w
eq
K
K
Assim, soluções ácidas: [H+] > 1,00 x 10-7 mol L-1
soluções básicas: [H+] < 1,00 x 10-7 mol L-1
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10. Escala de pH
]OHlog[pOH ]Hlog[]OHlog[pH -3 −=−=−= ++
� Em água neutra a 25 °C, pH = pOH = 7,00.
� Em soluções ácidas, a [H+] > 1,0 × 10-7, então o pH < 7,00.
� Em soluções básicas, a [H+] < 1,0 × 10-7, então o pH > 7,00
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� Em soluções básicas, a [H+] < 1,0 × 10-7, então o pH > 7,00
( )
14pOHpH
14]OHlog[]Hlog[
14]OH][H[logpK
100.1]OH][H[
-
-
w
14-
=+
=−−∴
=−=
×==
+
+
−+
wK
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� Constantes de Dissociação
O equilíbrio ácido-base mais comum ocorre em água.
HA + H2O H3O+ + A-
HA H+ + A-
Ácido forte: [HA] - muito pequeno – Ka muito grande
[ ]a
H A
K
HA
+ −      
=
11. Equilíbrio de dissociação ácido-base
a
(dissociação completa)
HA H+ A-
Antes da dissociação Após dissociação
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• Constantes de Dissociação
Ácido fraco: [HA] é considerável. Ka pequeno (dissociação
incompleta) Antes da 
dissociação
Após 
dissociação
HA
HA
11. Equilíbrio de dissociação ácido-base
H+ A-
O mesmo pode ser realizado para uma base BOH dissociada
em água: BOH B+ + OH-
[ ]b
B OH
K
BOH
+ −      
=
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• Relação entre as Constantes de Dissociação para Pares
Conjugados Ácido/Base
[ ]
+ −      
=
4
3
b
NH OH
K
NH
[ ] +
+
  
=
 
3 3
a
NH H O
K
NH
NH3 + H2O NH4
+ + OH-
NH4
++ H2O NH3 + H3O
+
11. Equilíbrio de dissociação ácido-base
+
=
  4
aK NH
[ ]
[ ] ω
+ + −
+ −
+
              = =     
3 3 4
3
34
NH H O NH OH
x H O x OH K
NHNH
NH4 + H2O NH3 + H3O
Ka x Kb=
Ka x Kb= Kw
Um ácido forte terá uma base conjugada fraca
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11. Equilíbrio de dissociação ácido-base:
Ácidos polipróticos:
• Os prótons são removidos em etapas.
H2SO3(aq) H+(aq) + HSO3-(aq) Ka1 = 1.7 x 10-2
HSO3-(aq) H+(aq) + SO32-(aq) Ka2 = 6.4 x 10-8
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• É sempre mais fácil remover o primeiro próton em um ácidopoliprótico do que os demais.
• Conseqüentemente, Ka1 > Ka2 > Ka3 etc.
HSO3-(aq) H+(aq) + SO32-(aq) Ka2 = 6.4 x 10-8
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12. Efeito do íon/comum:
A ionização de um eletrólito fraco diminui com a adição de
um eletrólito forte no qual há um íon comum.
H3COOH(aq) H+ + H3CCOO-(aq)
H3COONa(aq) Na+ + H3CCOO-(aq) Íon Comum
13. Solução-tampão:
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13. Solução-tampão:
Mistura de eletrólitos fracos resistentes a variação de pH.
Mistura de ácido fraco com sua base conjugada.
Mistura de uma base fraca com seu ácido conjugado.
13. Solução-tampão:
� Capacidade do tampão
� Equação de Henderson Hasselbalch:
]X[
]HX[loglog]Hlog[
-
−−=−
+
aK
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� O tampão é geralmente mais efetivo na faixa de pKa ±1
]HX[
]X[logpKpH
]X[
loglog]Hlog[
-
a
-
+=∴
−−=− aK
14. Titulação ácido forte-base forte
� Adição de uma solução de
concentração conhecida
(titulante), a uma solução que
contém a amostra (analito).
� Utiliza-se indicadores ácido-
base.
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base.
� Progresso da titulação: curva
de titulação.
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15. Titulação ácido fraco–base forte
� Solução do ácido fraco tem pH
maior que do ácido forte.
� A variação de pH na parte de
crescimento mais rápido da
curva próximo ao ponto de
equivalência é menor no ácido
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equivalência é menor no ácido
fraco.
� O pH está acima de 7 na
titulação ácido fraco-base forte
e abaixo de 7 na titulação base
fraca-ácido forte.
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16. Hidrólise
� Ions reagem com água: íons H+ ou OH-
� O pH de uma solução aquosa de sal pode ser previsto
considerando-se os íons dos quais o ácido é composto.
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considerando-se os íons dos quais o ácido é composto.
� A base conjugada de um ácido forte não abstrai um próton
da água e o íon não afeta solução.
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16. Hidrólise
� A base conjugada de um ácido fraco reage com a água para
produzir íons –OH: pH
� O ácido conjugado de uma base fraca reage com a água para
produzir íons H O+: pH
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produzir íons H3O+: pH
� Quando uma solução contém tanto uma base conjugada de
um acido fraco quanto um acido conjugado de uma base
fraca, o íon com maior constante de ionização tem a maior
influência de pH.
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17. Equilíbrio de solubilidade
][MA
]][A[M
K
(s)
-
aqaq
+
=
]][A[M]MA[K -aqaq(s) +=×
]][A[MK -+=
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MA(s)
MA(aq)
MA(aq)M+
M+M
+
M+
M+
A-
A-
A-A-
A- BaSO4(s) Ba2+(aq) + SO42-(aq)
]][A[MK -aqaqps +=
28
]SO][Ba[ -242+=psK