EQUILÍBRIO QUÍMICO
-INTRODUÇÃO
-CARACTERÍSTICAS DO EQUILÍBRIO
-ANÁLISE GRÁFICA DO EQUILÍBRIO
-CONSTANTE DE EQUILÍBRIO
-PRINCÍPIO DE LE CHATELIER
-DESLOCAMENTO DO EQUILÍBRIO
-EXERCÍCIOS
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A+B
C+D
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V1 = V2
O que existe, na verdade, são duas reações opostas que ocorrem com a
mesma velocidade.
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(c) [Produtos] X Tempo
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[P]>[R]
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[R]>[P]
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[R]>[P]
[P]>[R]
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A
B
KEq = [ B ]
[A]
KEq > 1 = [ B ] > [ A ]
KEq < 1 = [ A ] > [ B ]
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1.888
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Consideremos o efeito da variação de concentração na mistura
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em equilíbrio cloro e água. A equação de equilíbrio é:
Cl2 + 2 H2O
HOCl + H3O+ + Cl-
Esquerda
Direita
Esquerda
Direita
Esquerda
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Exemplo:
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N2(g) + 3 H2(g)
1mol
3 mols
2 NH3(g)
2 mols
O lado esquerdo da reação representa 4 mols de gás combinando-se
para dar 2 mols no lado direito.
Um aumento na pressão total do sistema desloca o equilíbrio para a
direita.
Exemplo:
N2(g) +
O2(g)
2 NO(g)
1mol
1 mol
2 mols
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O calor pode ser considerado um reagente em reações
endotérmicas ou um produto em reações exotérmicas.
Portanto, a temperatura é análoga à concentração, ao se
aplicar o Princípio de Le Chatelier aos efeitos do calor em
uma reação química.
Exemplo1:
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C(s) + CO2(g) + calor
2 CO(g)
A reação é endotérmica e, como pode ser visto, o equilíbrio
desloca-se para a direita em temperaturas mais elevadas.
Exemplo2:
PCl3(l) + Cl2(g)
PCl5(s) + 88 kJ
Neste caso a reação é exotérmica. O calor fará com que o
produto PCl5, se decomponha, regenerando o PCl3 e o Cl2.
Portanto, o calor desloca o equilíbrio para a esquerda.
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Keq varia com a temperatura
Exemplos:
N2 + 3H2
2NH3
t°C
Keq
200
0,4
300
4.10-3
400
2.10-4
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Kp : Constante de equilíbrio
gasoso
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Nas reações em fase gasosa, as concentrações dos
reagentes e dos produtos também podem ser expressas
em termos das suas pressões parciais
Para seguinte sistema em equilíbrio.
N2O4 (g)  2 NO2 (g)
Podemos escrever
P 2 NO 2
KP 
PN 2O 4
Onde PNO2 e PN2O4 são respectivamente, as pressões
parciais (em atm) de NO2 e N2O4 no equilíbrio.
KP significa que as concentrações de equilíbrio estão
expressas em termos de pressão.
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Relação entre KC e KP
K P  Kc ( RT )
n
Em que :
R = 0,0821 L.atm/K. mol
∆n = moles de produtos no estado gasoso – moles de reagentes
no estado gasoso
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1) Escrever a expressão da constante de equilíbrio (Keq)
para as seguintes reações genéricas de equilíbrios
homogêneos:
a)2A + 3B
a)X
C + 4D
2Y + M
[C ].[D] 4
K eq 
[ A] 2 [ B]3
[Y ]2 .[M ]
Keq 
[X ]
2) Em determinadas condições de pressão e temperatura, um
frasco fechado contém 0,4 mol/L de O3(g) em equilíbrio com
0,2 mol/L de O2(g), de acordo com a seguinte equação:
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3 O2
2 O3
Determine o valor de Keq.
[O3 ]2 0,42
0,16
Keq 


 20
3
3
[O2 ] 0,2
0,008
3- Sabendo-se que no equilíbrio H2(g) + I2(g)  2 HI(g) a pressão
parcial do hidrogênio é 0,22 atm, a do iôdo é 0,22 atm e a do gás
iodídrico é 1,56 atm, qual o valor da constante de equilíbrio Kp?
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Solução
Como temos um sistema envolvendo gases podemos
trabalhar direto em função de pressões parciais


pHI 
1,56
Kp 

 50,2
 pH2  pI2  0,220,22
2
2
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4- Quais sãos os valores de Kp e Kc para a reação
H2O(l)  H2O(g), a 25ºC, considerando que a pressão do
vapor-d´agua é igual a3,17kp.
 Solução
Kp = pH2O = 3,17 kPa
Kc  KpRT 
 n
Kc  KpRT 
1
Kc  3,178,314.298
1
3
Kc  1,28.10 mol/ L
3,17
Kc 
8,314.298
05 – Suponha que, para o sistema representado pela Prof. MSc. Edemir F. Garcia
equação abaixo, as concentrações no equilíbrio são: [SO2]
=[O2]=0,10 mol/L e [SO3] = 0,20. Calcule Kc.
2SO3 g 
 2SO2 g  O2 g
Solução
[ SO2 ]2 [O2 ]
Kc 
[ SO3 ]2
0,102.0,10
Kc 
0,202
Kc  0,025
6- Considere o equilíbrio representado pela equação abaixo.
Suponha que comecemos com HI puro a uma concentração
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de 0,100 M. A concentração no equilíbrio é 0,010 M. Calcule:
a) [I2] ; b [H2] c) Kc para a reação.
Reação: 2HI(g)  H2(g) + I2(g)
 Solução:
2HI(g)  H2(g) + I2(g)
[ ] inicial
Variação
Equilíbrio
0,100
0
- 2x
+x
0,01
x
0
+x
x
Cálculo de x  0,100 – 2x = 0,01; x = 0,045
[H2] = x = 0,045 M
[I2] = x = 0,045M
[ H 2 ].[I 2 ]
Kc 
[ HI ]2
0,045.0,045
Kc 
 20,25Mols / L
2
(0,01)
Equilíbrio Iônico da água
Objetivos:
Demonstrar o produto iônico da água
pH
Estudar
Indicadores
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Equilíbrio Iônico da água
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Água como ácido:
NH3 + H2O  NH4+ + OHácido
Água como base:
HCl + H2O  H3O+ + Clbase
E o que a água
tem com isso?
H2O + H2O  H3O+ + OHbase
ácido
Por comportar-se
como ácido e base,
existe um equilíbrio
mesmo na água
pura:
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H2O  H+ + OH-
Equilíbrio Iônico da água
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Constante de equilíbrio:
H2O  H+ + OH[H+] . [OH-]
Ki =
[H2O]
[H2O] é constante
Ki . [H2O] = [H+] . [OH-]
Kw = [H+] . [OH-]
Equilíbrio Iônico da água
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Constante de equilíbrio é influenciada pela temperatura
Kw = [H+] . [OH-]
Temperatura (ºC)
10
Kw
0,3x10-14
20
0,7x10-14
25
1,0x10-14
30
1,5x10-14
40
2,9x10-14
Usaremos Kw a 25 ºC
Equilíbrio Iônico da água
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As concentrações de H+ e OH- são iguais:
H2O  H+ + OHKw = [H+] . [OH-]
Kw = [H+]2
1,0x10-14 = [H+]2
[H+] = 10-7
[OH-] = 10-7
Medidas de pH
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Na água pura a [H+] é igual a [OH-], portanto a solução é
neutra
Soluções ácidas:
[H+] > [OH-]
Soluções básicas:
[H+] < [OH-]
Medidas de pH
Transformar as concentrações em uma escala tornaria
mais fácil classificar um meio em ácido ou básico
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Escala de pH
ácido
0
básico
14
100 mol/L
7
neutro
[OH-]
10-14 mol/L
ácido
10-6 mol/L
10-7 mol/L
10-9 mol/L
10-8 mol/L
10-7 mol/L
10-5 mol/L
ácido
Neutro
básico
10-14 mol/L
100 mol/L
básico
[H+]
Meio
Medidas de pH
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[H+]
100 mol/L
[OH-]
10-14 mol/L
Meio
ácido
10-6 mol/L
10-7 mol/L
10-9 mol/L
10-8 mol/L
10-7 mol/L
10-5 mol/L
ácido
Neutro
básico
10-14 mol/L
100 mol/L
básico
Medidas de pH
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pH = potencial hidrogeniônico
pH = -log [H+]
pOH = -log [OH-]
pH + pOH = 14
Qual o pH de uma solução de [H+] = 10-4 mol/L
pH = -log 10-4
pH = -(-4) log 10
pH = 4
Medidas de pH
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[H+]
100 mol/L
[OH-]
10-14 mol/L
Meio
ácido
pH
0
pOH
14
10-6 mol/L
10-7 mol/L
10-9 mol/L
10-8 mol/L
10-7 mol/L
10-5 mol/L
ácido
Neutro
básico
6
7
9
8
7
5
10-14 mol/L
100 mol/L
básico
14
0
Propriedades:
pH = -log 100
log a = b  a = 10b
log (a.b) = log a + log b
log (a/b) = log a - log b
log ab = b . log a
pH = -(0) log 10
pH = 0
0 + pOH = 14  14
Indicadores
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Substâncias que tem cores diferentes em meio ácido ou básico.
Um dos mais usados é a fenolftaleína
meio ácido  Incolor
meio básico  Vermelha
Azul de Bromotimol
meio ácido  Laranja
meio básico  Azul
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Peagâmetro
 medidor de pH acoplado a um eletrodo de
pH. O medidor de pH é um milivoltímetro
com uma escala que converte o valor de
tensão do eletrodo de pH em unidades de
pH. Este tipo de eletrodo é chamado "íon
seletivo"
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Grau de Ionização e Lei de Ostwald
Força de um eletrólito
 = ni x 100
nd
ni – Número de moléculas ionizadas
nd – Número de moléculas dissolvidas
Ki = M. 2
1-
se
  1, Ki = M. 2 e ainda
[H+] = . [ ]
6 - O vinagre pode ser considerado uma solução de concentração 0,72 M
em relação ao ácido acético. Esse ácido é fraco e possui constante de
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-5
0
ionização Ka igual a 1,8 .10 , a 25 C. Determine:
•a) o grau de ionização do ácido nesta temperatura;
•b) a concentração molar de íons H+ do vinagre.
Solução
Dados do
Exercício
Sabemos
que:
M  0,72M

5
K

1
,
8
.
10
 a
Ka = M.α2
[H+] =M α
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a) =
b)
Ka
M
=
1,8.10 5
0,72
= 5.10-3 = 0,5%
[H+] = M = 0,72 . 0,005 = 3,6 .10-3 mol/L
Observação muito importante:
Repare que não foi usada a expressão completa da
constante de ionização. Como a constante tem um
valor muito pequeno da ordem de 10-5, desprezamos
1- . Se o exercício trazer um grau de ionização > ou
= 5%, devemos fazer uso da expressão completa.
M 2
Ki 
1 
ou
Ki = M 2
7- (PUC-Campinas) Uma área agrícola foi adubada com amônia,
nitrato e fosfato de amônio. Na amostra das água residuais da Prof. MSc. Edemir F. Garcia
irrigação dessa área verifica-se que a concentração de íons OH- é
igual a 8.10-5 mol/L. Qual o pH da amostra? (dados: log 8 =0,9)
OH-8.10-5  pOH = -log OH-
pOH = -log 8.10-5 pOH = 5 – log 8 pOH =4,1
pH + pOH = 14  pH = 14 – 4,1 pH = 9,9
Atenção!Como o exercício deu OH-, mostrando
que a solução é básica, calculamos primeiro o
pOH, para depois calcularmos o pH