Equilíbrio Químico
•
O equilíbrio químico é a situação que a velocidade da reação direta é igual à velocidade da reação inversa, assim as
concentrações dos reagentes e dos produtos não se modificam.
=
•
]
]
é a constante de equilíbrio ou constante de dissociação e não depende das
concentrações iniciais de reagentes e produtos.
+
•
•
[
[
⇄ + =
[ ] .[ ]
[ ] .[ ]
Quanto maior a constante de equilíbrio, maior é a tendência de formar produtos.
Grau de equilíbrio
,
=
#
!", # ,
!",
é
! #
!í
Exemplo: Em um recipiente de 1L são introduzidos 5 mol de &' () que se transformam em &(' :&' () (,) ⇄ 2&(' (,) .
Uma vez atingido o equilíbrio, resta no sistema 1,3 mol de reagentes. Calcule
equilíbrio.
na temperatura desse experimento e o grau de
Solução: &' () (,) ⇄ 2&(' (,)
início
5QRS/\
reagiu
1
formou
5 − 1 = 1,3 ∴ 1 = 3,7
[6789:;8]
=
[<=>,=?;=]
=
('@)A
BC@
= 42
21
@
no
equilíbrio
•
5−1
E = = 0,74
B
21
G (constante
de equilíbrio em função das pressões parciais) é análoga a
substancias gasosas.
, no entanto só é aplicado o
G
para
( ) +
( ) ⇄ ( ) + ( ) H
=
(
(
) .(
) .(
)
)
Obs.: Pressão parcial de um composto I
J
=
J .
K
•
Relação entre
G
K
!
!
e
H
=
( K)∆
sendo ∆M = MºOPQRSTORUVROWXR − MºOPQRSTORVPYZPMXP
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Princípio de Le Chatelier: ”se uma perturbação é aplicada a um sistema em equilíbrio, o equilíbrio irá se alterar para
reduzir o efeito da perturbação”.
Quando há alguma perturbação do equilíbrio, há um deslocamento do equilíbrio, seja ela direita ou esquerda.
Efeito concentração:
Aumento da concentração dos reagentes → equilíbrio deslocado para direita
Aumento da concentração dos produtos → equilíbrio deslocado para esquerda
Diminuição da concentração dos reagentes → equilíbrio deslocado para esquerda
Diminuição da concentração dos reagentes → equilíbrio deslocado para direita
Efeito pressão:
Aumento da pressão → equilíbrio deslocado para o lado de menor volume
Diminuição da pressão → equilíbrio deslocado para o lado de maior volume
Obs.: sólidos e líquidos devem ser ignorados nesse tipo de análise.
Efeito temperatura:
Aumento da temperatura → equilíbrio deslocado no sentido endotérmico
Diminuição da temperatura → equilíbrio deslocado no sentido exotérmico
Exemplo:
Obs.: o aumento da temperatura gera um aumento da constante de equilíbrio para reações
endotérmicas (∆^ > 0) e diminuição para exotérmicas (∆^ < 0).
Efeito catalisador:
O catalisador não desloca o equilíbrio.
•
Constante de ionização:
Quanto maior o valor da constante de ionização de um ácido( > ) ou de uma base( a ), maior é à força desse ácido ou
dessa base.
Obs.: existem ácidos que apresentam mais de um hidrogênio ionizável, quando isso é possível, pode-se escrever uma
expressão de constante de equilíbrio para cada etapa da ionização desse ácido:
d
1ª ETAPA: ^' b() (>c) ⇄ ^(>c)
+ ^b()C (>c)
2ª ETAPA:
d
^b()C (>c) ⇄ ^(>c)
+ b()'C (>c) l
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>
m
>
n
e
=
'
=
[f g ][fhijk ]
[fA hij ]
[f g ][hijAk ]
[fhijk ]
>⋯>
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•
Grau de ionização
#
#
=
Um ácido fraco apresenta:
E ≤ 5%P
> OYRVOPQOP10
CB
p
"" !q
=
[rd ]
Uma base fraca apresenta:
RWQPMRV
E ≤ 5%P
> OYRVOPQOP10
CB
RWQPMRV
Um ácido forte apresenta:
Uma base forte apresenta:
E ≅ 100%
E ≅ 100%
Obs.: Ácidos orgânicos apresentam baixo grau de ionização. O ácido acético, por exemplo, apresenta E ≅ 3%
•
Efeito do íon comum:
“Adição de um íon comum diminui o grau de ionização de um ácido ou de uma base em solução”.
•
Efeito do íon não-comum:
“É possível deslocar um equilíbrio iônico mesmo sem adicionar um íon comum. Para isso basta que o íon adicionado
reaja com um dos participantes do equilíbrio, o que diminui sua concentração.”
•
pH e pOH
rm v(!) ⇄ rd (
C
#) + vr( #)
Equilíbrio de autoionização da água
w
= [rd ] . [vrC ] = l. lxCly ( mz° )
Expressão do produto iônico da água
- Meio neutro:[^ d ] = [(^ C ]
- Meio ácido:[^ d ] > [(^ C ]
- Meio Básico:[^ d ] < [(^ C ]
- Hr + Hvr
= ly
- Se o pH diminui, o pOH aumenta e vice-versa
- Potencial hidrogeniônico (pH) de uma solução:
Hr = −!
[rd ]
- Potencial hidroxiliônico (pOH) de uma solução:
Hvr = −!
- Meio neutro: U^ = 7
- Meio ácido: U^ < 7
- Meio básico: U^ > 7
[vrC ]
Bibliografia
Peruzzo, Miragaia Francismo; Canto, Eduardo Leite do. Química na abordagem do cotidiano 2 (Físico-Química). 4ª Edição. São Paulo. Editora Moderna, 2006.
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