Equilíbrio Químico
Profa. Kátia Aquino
O que é?
Um equilíbrio químico é a
situação em que a proporção
entre as quantidades de
reagentes e produtos em uma
reação química se mantém
constante ao longo do tempo.
Foi estudado pela primeira vez
pelo químico francês Claude
Louis Berthollet em seu livro
Claude Louis Berthollet
1748-1822
Essai de Statique Chimique de
1803.
2
http://en.wikipedia.org/wiki/Claude_Louis_Berthollet
Condições para equilíbrio
Sistema fechado.
Reação reversível.
Velocidade da reação direta igual a
velocidade da reação inversa.
Concentrações ou pressões parciais
(no caso gases) constantes com o
tempo.
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Reversibilidade de uma reação
Um exemplo de reação reversível é a da
produção da amônia (NH3), a partir do gás
hidrogênio (H2) e do gás nitrogênio (N2) que
faz parte do Processo de Haber:
N2(g) + 3H2(g)
2NH3(g) ΔH=-22 kcal
Note-se que a seta dupla
significa que a
reação ocorre nos dois sentidos.
4
Graficamente.......
http://pt.wikipedia.org/wiki/Equilbrio_quimico
5
Priincípio de Le Chatelier
Henri Le Chatelier
(1850 - 1936)
Princípio de Le Chatelier:
Se uma pertubação é
aplicada a um sistema em
equílibrio, o equilíbrio irá se
alterar para reduzir o efeito
da pertubação.
www.explicatorium.com/Henri-Le-Chatelier.php
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1.
Fatores que influenciam o
equilíbrio
Concentração
Ácido carboxílico + álcool
éster + água
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Fonte: Química Vol. 2 Ricardo Feltre, editora Moderna
Equilíbrio e o cotidiano I
O efelto da luz
http://www.quimicalizando.com/curiosidades/o-segredo-das-lentes-transictions
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Equilíbrio e o cotidiano II
O efelto da concentração
O odor do peixe
CH3-NH2+ H2O
CH3-NH3+ + OH-
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2. Pressão (para sistemas gasosos)
2NO2(g) ⇄ N2O4 (g)
vermelho incolor
Fonte: Química Vol. 2 Ricardo Feltre, editora Moderna
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3. Temperatura
N2(g) +3H2(g) ⇄ 2 NH3 (g)
∆H=-26,2 kcal
Fonte: Química Vol. 2 Ricardo Feltre, editora Moderna
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4. Efeito do catalisador
O catalisador
não desloca o
equilíbrio
químico
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Constante de equilíbrio
Equação elementar genérica:
aA + bB
yY + zZ
Concentração no
equilíbrio
Kc=Constante de equilíbrio em função da concentração
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Constante para a soma das
reações
2P(g)
+ 3Cl2(g)
2PCl3(g)
PCl3(g) +Cl2(g)
PCl5(g)
PCl3(g) +Cl2(g)
PCl5(g)
2P(g) + 5Cl2(g)
2PCl5(g)
Kc da equação
global
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Quociente de uma reação
química (Qc)
Expressa-se o quociente da reação de forma igual a
expressão da constante de equilíbrio, porém para
pressões parciais ou concentrações dos reagentes e
produtos fora do sistema em equilíbrio.
Se Q < K então a reação está ocorrendo em direção à
formação dos produtos.
Se Q > K então a reação está ocorrendo no sentido
inverso, isto é para os reagentes.
Se Q = K a reação está em equilíbrio, usamos K no
lugar de Q.
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Em outras palavras...
Com estes dados
Com estes dados
calcula-se Kc ou Kp
calcula-se o Qc
(uma reação química
(uma reação química
em equilíbrio só
possui um Qc para
possui um Kc ou Kp)
cada tempo)
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Um exemplo....
Uma mistura de hidrogênio (H2), iodo (I2), e iodeto de hidrogênio (HI),
cada um com concentração de 0,0020 mol L-1, foi introduzida em um
recipiente aquecido a 490°C.
Nesta temperatura o valor de constante de equilíbrio (Kc) é igual a 46
para a seguinte reação:
H2(g) + I2(g)
2 HI(g)
Indique se a reação tem tendência de formar mais HI ou não.
Resposta:
Calculando Qc, chegamos ao valor de Qc=1. Como Q<Kc a reação se processará
na direção da formação dos produtos até atingir o equilíbrio, ou seja,
Qc=Kc
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Equilíbrio gasoso
Em sistemas gasosos também é possível
calcular a constante de equilíbrio em função
das pressões parciais NO EQUILÌBRIO (Kp).
Lembre-se:
Pressão parcial/pressão total = n° mols/n° mols total
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Vamos exemplificar
Em função da concentração
Em função da pressão
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Importante!
Quando o sistema é gasoso (somente gasoso!)
a relação ente Kc e Kp se torna:
Onde Δn = variação do n° de mols na reação balanceada
Partindo da equação de Clapeyron deduza a equação acima
Só a temperatura influencia no valor de Kc ou Kp
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E se o sistema for heterogêneo?
Sólidos não compõem Kc
Só gases compõem Kp
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Outros exemplos de equilíbrio
heterogêneo
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Grau de equilíbrio (α )
GRAU DE EQUILÍBRIO QUÍMICO (α) – Indica a relação
entre o nº de mols de moléculas que reagem até atingir o
equilíbrio (nr) e o n.º de mols de moléculas inicialmente
colocado para entrar em equilíbrio (ni).
α=nr /ni
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Vamos treinar?
Num recipiente de volume constante igual a 1,00 litro,
inicialmente evacuado, foi introduzido 1,00mol de
pentacloreto de fósforo gasoso e puro. O recipiente foi
mantido a 250°C e no equilíbrio final foi verificada a
existência de 0,47 mols de gás cloro. Calcule o valor
aproximado das constantes Kc e Kp do equilíbrio
estabelecido
dentro do cilindro e representado pela seguinte equação
química:
PCl5(g) ↔ PCl3(g) + Cl2(g)
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Vamos continuar?
Em um recipiente de capacidade de 2L são colocados
8 mols de CO e 8 mols de Cl2 para tomarem parte no
seguinte processo da equação abaixo e a temperatura
constante. Sabendo
que o grau de equilíbrio é de 75% calcule o Kc do
processo citado.
CO (g) + Cl2 (g) ↔ COCl2 (g)
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Só mais essa...
N2O4 e NO2, gases poluentes do ar, encontram-se em
equilíbrio, como indicado:
N2O4 (g) ↔ 2NO2(g)
Em uma experiência, nas condições ambientes,
introduziu-se 1,50mol de N2O4 em um reator de 2,0 litros.
Estabelecido o equilíbrio, a concentração de NO2 foi de
0,060mol/L. Qual os valores de Kc e Kp para o sistema ?
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Teorias ácido-base
Arrhenius
Bronsted – Lowry
Lewis
Em solução aquosa
Teoria protônica
Teoria eletrônica
http://crescentok.com/staff/jaskew/ISR/chemistry/class20.htm
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Importante !
Lewis
Bronsted-Lowry
Arrhenius
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Equilíbrio iônico
Constante de ionização ácida (Ka)
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Exemplo de Ka
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E se for um poliácido?
Veja o exemplo do ácido arsênico:
Ka será relacionada com o 1° ionização, com
exceção do ácido sulfúrico
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E como ficam as bases?
Segue o mesmo raciocínio de Ka, ou seja:
B(aq) + H2O(l) → BH+(aq) + OH-(aq)
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Os pares conjugados da
química
Se o ácido é forte, seu par conjugado é fraco e vice-versa
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Equilíbrio iônico da água
Importante:
Ka.Kb=Kw
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Potencial hidrogeniônico (pH)
+
-
[H ] = [OH ] pH=7
[H+] > [OH-] pH < 7
[H+] < [OH-] pH >7
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Lei da Diluição de Ostwald
Wilhelm Ostwald
1824-1903
http://nobelprize.org/nobel_prizes/chemistry/laureates/1909/ostwald-bio.html
Ki = Ka ou Kb
Para ácidos ou
bases fracos,
desconsiderar
o denominador
da equação, ou
seja:
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Como calcular o pH?
AH
[ácido]
H + + A[ácido] α [ácido]α
logo [H+]=[ácido].α
pH=-log[H+]
Usando o mesmo raciocínio
para bases temos:
[OH-]=[base].α
pOH=-log[OH-]
Importante:
pH + pOH = 14
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Vamos tentar?
Uma solução 0,1M de uma monobase fraca,
que possui Kb=10-5, foi preparada à 25°C.
Calcule o pH da solução e o Ka associado à
base.
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Equilíbrio em solução-tampão
O pH não varia
com adição
de um ácido
ou uma base
fortes (até um
limiar)
Nosso sangue
CO2 + H2O <--> H2CO3 (1)
H2CO3 <--> H+ + HCO3- (2)
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Fonte http://hermes.ucs.br/ccet/defq/naeq/material_didatico/textos_interativos_34.htm
Outros exemplos
Tampão ácido:
Ácido acético/acetato de sódio
http://brochierprocouros.com.br/modules.ph
Ácido cianídrico/cianeto de potássio p?mod=prd&act=2&cat=Laborat%F3rio%20&pg=3
Tampão básico:
Hidróxido de amônio/cloreto de amônio
Hidróxido de amônio/sulfato de amônio
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Equação de HendersonHasselbalch
Tente deduzir esta equação utilizando a equação para obtenção
de Ka (slide 29). Faça também a dedução para o cálculo de pH de
uma solução tampão básica, a partir de Kb.
A concentração do ânion [A-] na solução tampão é proveniente do sal
solúvel que constitui a mesma.
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Equilíbrio na dissolução de sais
Hidrólise: o equilíbrio de sais solúveis
Neste equilíbrio o cátion do sal reage com a
hidroxila proveniente da água do sistema
formando a base correspondente. Por outro
lado o ânion do sal reage com o íon hidrogênio
também proveniente da água do sistema para
formar o ácido correspondente. A posterior
ionização do ácido ou dissociação da base
formados, dependerá da força de cada um.
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De forma geral temos:
Kh=constante de hidrólise
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Um exemplo:
Kh=[H+] [NH4OH]
[NH4+]
Formação de ácido forte de base fraca = hidrólise ácida!
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Agora vamos representar as
hidrólises...
a) acetato de sódio
b) cianeto de amônio
c) nitrato de cálcio
http://www.dzoo.uevora.pt/index.php/dzoo/ensino/modulos_
ucs/quimica_organica_geral
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Não esqueça!
Só há o equilíbrio de hidrólise para
sais solúveis
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Relações da constante de
hidrólise e outras constantes de
equilíbrio
Um exemplo:
A constante de hidrólise ácida
é inversamente proporcional
à constante básica da base
formada no processo.
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Usando o mesmo raciocínio:
Para hidrólise básica temos:
Para hidrólise de sais que formam ácidos e bases fracos
temos:
Para sais que não sofrem hidrólise temos:
Kh =Kw
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Vamos exercitar...
(FEI - SP) Os compostos cianeto de sódio (NaCN), cloreto de zinco
(ZnCl2), sulfato de sódio (Na2SO4) e cloreto de amônio (NH4Cl),
quando dissolvidos em água, tornam o meio respectivamente:
a) básico, ácido, ácido, neutro;
b) ácido, básico, neutro, ácido;
c) básico, neutro, ácido, ácido;
d) básico, ácido, neutro, ácido;
e) ácido, neutro, básico, básico.
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Equilíbrio na dissolução de sais
Produto de solubilidade: o equilíbrio dos
sais pouco solúveis
Em uma solução saturada com corpo de chão
de um sal pouco solúvel, existe equilíbrio entre
a concentração (que é muito pequena) dos íons
em solução e o sal sólido depositado no fundo
do recipiente.
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De forma geral:
http://www.umicore.com.br/metaloqProdutos.htm
H2 O
CA(s) ↔
C
+
-
(aq)
+ A (aq)
Kps= constante de equilíbrio para o produto de solubilidade
Kps= [C+] [A-]
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importante!
Quanto maior o Kps mais íons tem-se dissolvidos na
solução.
Kps só é calculado para sais pouco solúveis.
Por se tratar de uma solução saturada, pode-se dizer que
a concentração de íons na solução é comparado com o
coeficiente de solubilidade do sal (Cs).
A solubilidade de sais pouco solúveis pode ser comparada
entre si utilizando o valor de Kps, desde que o número de
íons dos sais que estão sendo comparados seja igual.
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Vamos exercitar?
(UPE-2010) Em um balão volumétrico de 1,0L de capacidade, foram dissolvidos
em água destilada 0,10 mol de íons Cd2+ e 0,010 mol de íons Pb2+, estando o balão
aferido a 1,0L. Adicionam-se ao balão volumétrico, de forma apropriada, gotas de
uma solução de sulfeto de sódio. A percentagem do cátion Cd 2+ em solução, no
instante em que o cátion Pb2+ começa a precipitar, é igual a: (Considere que não
há variação de volume, quando se adicionam as gotas de sulfeto de sódio)
Dados: KPS(CdS) = 1,0X10-28 , KPS( PbS) = 1,0X10-27
A) 0,1%.
D) 0,01%.
B) 2,0%.
E) 1,0%.
C) 10,0%.
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(UPE-2010) O sulfeto de um metal pesado (MS) encontrado
nas águas de rios poluídos tem KPS = 2,5 x 10-53. O volume,
em litro, de uma solução saturada desse sulfeto que contém
um único cátion desse metal é:
Dado: N= 6 x 1023
A) 1/3 x 103
D) 1/25 x 10-8
B) ¼ x 105
E) 1/8 x 10-3
C) 1/10 x 108
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A termoquímica do equilíbrio
químico
No equilíbrio a energia de Gibbs é igual a zero.
Então temos:
Se ΔG°<0, logo K>1.
Se ΔG°=0, logo K=1.
Se ΔG°>0 ,logo K<1.
R =constante dos gases perfeitos (8.314 J/Kmol)
Curiosidade
O Galo que prevê a Chuva
calor
[Co(H2O)6]
2+
(aq)
+ 4 Cl
1-
(aq)
[CoCl4]2-(aq) + 6 H2O(l
www.feiramoderna.net/.../cidi2009_galinho.jpg
:veja.abril.com.br/110608/imagens/guia10.jpg )
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O equilíbrio químico e as cáries
Ca10(PO4)6(OH)2(s) + 8H+(aq) ↔ 10Ca2+(aq) + 6HPO42-(aq) + 2H2O(l)
Esmalte do dente
Analisando o deslocamento de equilíbrio, como açucares e
alimentos ácidos provocam a destruição do esmalte dos
dentes, a hidroxiapatita, no processo conhecido por
desmineralização?
Com o esmalte do dente atacado a bactéria
Streptococcus mutans (mais importante bactéria
envolvida no processo) provoca a cárie dentária.
http://pt.wikipedia.org/wiki/Esmalte_dent%C3%A1rio
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Bons estudos!!!
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