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
c C + dD
[C]c [D]d
K
[A]a [B]b
4
 Para a reação a seguir, a 460oC:
H2(g) + I2(g)
Inicialmente: 1,00 mol
1,00 mol
No equilíbrio: 0,22 mol
0,22 mol
2HI(g)
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
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 Para a reação de obtenção do HI a partir da reação
do I2 com H2, a expressão da constante de
equilíbrio é:
[HI]2
K
[I2 ][H2 ]
 A 460oC o valor de K para tal reação pode ser
calculado:
2
(0,156mol / L)
K
 50,3
(0,022mol / L)(0,022mol / L)
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 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)
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 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
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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)
[CO 2 ]
K
[O 2 ]
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b) NH3(aq) + H2O(l)
NH4+(aq) + OH-(aq)
[NH 4 ][OH ]
K
[NH3 ]
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.
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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.
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Exemplos:
NO(g) + O3(g)
A
25oC,
[NO 2 ][O 2 ]
KC 
 6 x1034
[NO][O 3 ]
(3/2)O2(g)
A
25oC,
NO2(g) + O2(g)
O3(g)
[O 3 ]
29
KC 

2
,
5
x
10
[O 2 ]3 / 2
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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.
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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”
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Tabela 3.1: Efeito da adição de um reagente ou produto
sobre o equilíbrio e sobre K.
Perturbação
Alteração quando o
Sistema Reacional
Retorna ao
Equilíbrio
Efeito sobre o
Equilíbrio
Efeito sobre
K
 Adição
de

Parte do reagente
adicionado é
consumida

Deslocamento
para a direita

de



reagente
 Adição
produto
Parte do produto
adicionado é
consumido
Deslocamento
para a esquerda
Não há
alteração
Não há
alteração
Fonte: Adaptado de KOTZ & TREICHEL, 2005 : p. 73.
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Tabela 3.2: Efeito da modificação de temperatura sobre o
equilíbrio e sobre K.
Perturbação
Alteração quando o
Sistema Reacional
Retorna ao
Equilíbrio
Efeito sobre o
Equilíbrio
Efeito sobre
K

Elevação de
temperatura

Há consumo de
energia térmica

Deslocamento
no sentido
endotérmico

 Abaixamento



de temperatura
Há desprendimento
de energia térmica
Deslocamento
no sentido
exotérmico
Há
alteração
Há
alteração
Fonte: Adaptado de KOTZ & TREICHEL, 2005 : p. 73.
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Tabela 3.3: Efeito da modificação de volume sobre o
equilíbrio em fase gasosa.
Perturbação
Alteração quando o
Sistema Reacional
Retorna ao
Equilíbrio
Efeito sobre o
Equilíbrio
Efeito sobre
K


A pressão diminui



A pressão aumenta
Redução do
volume,
aumento de
pressão

Expansão do
volume,
diminuição de
pressão
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
Fonte: Adaptado de KOTZ & TREICHEL, 2005 : p. 73.
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4. Água
 Fórmula molecular: H2O.
 Geometria: angular.
(a) Fórmula estrutural (estrutura de Lewis).
(b) Modelo de esferas e bastões.
Fonte: BROWN et al., 2005 : p. 302.
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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.
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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.
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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.
Fonte: BETTELHEIM et al., 2012 : p. 137.
21
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.
Fonte: BARBOSA, 2004 : p. 21.
23
 Exemplo 2:
Fonte: BARBOSA, 2004 : p. 22.
24
 Exemplo 3:
Ligações de hidrogênio entre moléculas de
ácido carboxílico.
Fonte: BARBOSA, 2004 : p. 22.
25
4. Água
 Excelente solvente (solvente universal).
 Capaz de dissolver diferentes compostos iônicos e
moleculares.
- Exemplo: dissolução do NaCl (sólido iônico) em H2O.
Fonte: BETTELHEIM et al., 2012 : p. 169.
26
 Interação Íon-Dipolo:
Fonte: BARBOSA, 2004 : p. 17.
27
4. Água
 Etanol, glicose e ácido ascóbico ou vitamina C, são exemplos de compostos moleculares solúveis em água.
Glicose
Etanol
Vitamina C
Fonte: BROWN et al., 2005 : p. 453.
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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.
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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.
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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.
Fonte: BROWN et al., 2005 : p. 453.
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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.
Fonte: BARBOSA, 2004 : p. 23.
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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)
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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
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 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.
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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
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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
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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.
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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.
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6. Bibliografia Consultada
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.
40