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Equilíbrio Químico Profs: Cláudio de Freitas Renato Acconcia.

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1 Equilíbrio Químico Profs: Cláudio de Freitas Renato Acconcia

2 Introdução Lei da Diluição de Ostwald Deslocamento do Equilíbrio Equilíbrio Iônico Hidrólise Salina Solução Tampão Efeito do íon Comum Produto de Solubilidade Auto Ionização da água e pH e pOH

3 REAÇÕES REVERSÍVEIS Muitas reações não chegam a se completar totalmente, isto está relacionado com o conceito de equilíbrio químico

4 CONCEITO Equilíbrio químico é uma reação Reversível na qual a velocidade da reação direta é igual a da reação inversa e, as concentrações de todas as substâncias participantes Permanecem constantes.

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6 CARACTERÍSTICAS DO EQUILÍBRIO 1 - Os sistemas caminham espontaneamente para o equilíbrio 2 – NO EQUILÍBRIO v direta = v inversa 3 – As concentrações de todas as substâncias permanecem constantes no equilíbrio.

7 4 – O equilíbrio é dinâmico 5 – Se o equilíbrio for afetado por modificações externas, o sistema caminha para uma nova situação de equilíbrio

8 REPRESENTAÇÃO GRÁFICA DO EQUILÍBRIO

9 Reação Direta Para Direita V1V1 Velocidade Tempo

10 Velocidade Tempo V2V2 Reação Inversa (Reação Para Esquerda)

11 Velocidade Tempo Equilíbrio V 1 = V 2

12 IMPORTANTE: QUANDO O EQUILÍBRIO É ATINGIDO AS CONCENTRAÇÕES DAS SUBSTÂNCIAS NÃO SOFREM MAIS ALTERAÇÃO, ISTO NÃO SIGNIFICA QUE ELAS TENHAM QUE SER IGUAIS. VEJAMOS NOS GRÁFICOS A SEGUIR:

13 Reações de baixo Rendimento Concentração [] = mol/l TempoEquilíbrio [Reagentes] [Produtos] [Reagentes]

14 Obs: Atenção: = [Produtos][Reagentes] Porém, após o equilíbrio, permanecem constantes

15 Reações de alto Rendimento Concentração [] = mol/l TempoEquilíbrio [Reagentes] [Produtos]

16 Reações de médio Rendimento Concentração [] = mol/l TempoEquilíbrio [Reagentes][Produtos]

17 EQUILÍBRIOS HOMOGÊNEOS QUANDO TODOS OS PARTICIPANTES SE ENCONTRAM NUMA MESMA FASE EQUILÍBRIOS HETEROGÊNEOS QUANDO OS PARTICIPANTES ENCONTRAM-SE EM FASES DIFERENTES, FORMANDO UM SISTEMA HETEROGÊNEO.

18 A NATUREZA E SEUS EQUILÍBRIOS

19 A constante de equilíbrio em função das concentrações: Kc Kc = [Prod] Coef Balan [Reag] Coef Balan A CONSTANTE DE EQUÍLIBRIO Obs: Sólidos não aparecem na fórmula da constante !!! Possuem concentração constante!!

20 Exemplo de uma expressão de K C : 3H 2 + N 2 === 2NH 3 Kc = [NH 3 ] 2 [H 2 ] 3. [N 2 ] H2H2 N2N2 NH 3 ReagentesProdutos

21 Atenção: C(s) + O 2 (g) = CO 2 (g) Kc = [CO 2 ] [O 2 ] O2O2 CO 2 C Sólidos não entram no Kc.

22 CONSTANTE DE EQUILÍBRIO EM FUNÇÃO DE PRESSÕES PARCIAIS Kp a Dada a reação: aA(g) + bB(s) === cC(g) Kp = (pC) c (pA) a Obs: Sólidos e líquidos não entram em Kp

23 Conversão de Kp em Kc: Kp = Kc(RT) n Onde n = (soma do coeficientes de balanceamento dos produtos) – (soma dos coeficientes dos reagentes)

24 COMO CALCULAR O Kc, DA REAÇÃO: DADOS: No inicio foram misturados 1mol de H 2 e 1 mol de Br 2, em um sistema de volume 10 litros a uma temp C. Após o equilíbrio encontrou-se 0,20 mol de HBr. CALCULE O VALOR DE Kc NESTA TEMPERATURA.

25 Primeiro: Calcular a concentração em mol/l: [H 2 ] = 1/10 = 0,1 mol/l [Br 2 ] = 1/10 = 0,1 mol/l [HBr] = 0,2/10 = 0,02 mol/l

26 Segundo: Equacionar a reação: H 2 + Br 2 === 2HBr Depois montar a fórmula de Kc: Kc = [HBr] 2 [H 2 ].[Br 2 ]

27 1H2 1H2 1Br 2 2 HBr INICIO 0,1 MOL/L REAGE FORMA EQUIL. 0,02MOL/L 0,02Mol/l0,01Mol/l 0,09Mol/l 0,09Mol/l

28 Usando a fórmula: Kc = [HBr] 2 [H 2 ].[Br 2 ] Kc = [0,02] 2 = 0,049 [0,09].[0,09]

29 Deslocamento do Equilíbrio: Lei de Le Chatelier: Quando um sistema em equilíbrio químico é perturbado por uma ação externa, o próprio sistema tende a contrariar a ação que o perturba, a fim de restabelecer a situação de equilíbrio.

30 Pressão: Dada a reação: N 2 O 4(g) ==== 2 NO 2(g) Calcular o lado de menor volume Aumento de pressão desloca o equilíbrio para o lado de menor volume Diminuir a pressão desloca o equilíbrio para o lado de maior volume.

31 Obs1: Se o volume for igual dos dois lados não haverá deslocamento por efeito da modificação da pressão. Obs2: Líquidos e Sólidos não entram no cálculo de volume (desprezível).

32 Temperatura: Dada a reação: N 2 O 4(g) ==== 2 NO 2(g) H = + 58 kJ Determinar o lado Endotérmico e o Exotérmico Aumento de Temperatura desloca o equilíbrio para o lado Endotérmico Diminuir a Temperatura desloca o equilíbrio para o lado Exotérmico. Endo Exo

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35 Concentração: Dada a reação: N 2 O 4(g) ==== 2 NO 2(g) Seguir a Lei de Le Chatelier: Retirar um dos participantes = Produzir mais (Desloca para o mesmo lado) Aumentar a concentração = Consumir (Desloca para o lado oposto).

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37 Gráficos de Deslocamento: Ex:

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39 Simulação de Deslocalemento

40 Obs1: Sólidos tem a concentração constante, portanto não podem deslocar o equilíbrio. Obs2: Catalisadores aceleram a reação direta e inversa na mesma proporção, portanto não deslocam o equilíbrio químico.

41 Cálculo do quociente de equilíbrio: Caso o exercício forneça dados de reagentes e produtos colocados no recipiente ao mesmo tempo, o valor da Kc e seja necessário saber para que lado se desloca o equilíbrio devemos calcular o grau de equilíbrio: Veja:

42 1H2 1H2 1Br 2 2 HBr INICIO 0,1 MOL/L 0,02 mol/l REAGE FORMA x x 2x EQUIL. Mais ou menos X?

43 quociente de Eq = [Prod] [Reag] Se quociente Eq > Kc Reação desloca para Esquerda Se quociente Eq < Kc Reação desloca para Direita

44 Quociente Eq > Kc 1H2 1H2 1Br 2 2 HBr INICIO 0,1 MOL/L 0,02 mol/l REAGE FORMA x x 2x EQUIL. 0,01 + x 0,02 - x

45 Quociente Eq < Kc 1H2 1H2 1Br 2 2 HBr INICIO 0,1 MOL/L 0,02 mol/l REAGE FORMA x x 2x EQUIL. 0,01 - x 0,02 + x

46 Equilíbrio Iônico: A constante de equilíbrio quando aplicada a reações de ionização, nos ajudam a saber se um ácido é forte ou fraco. Vejamos: HCl H + + Cl - Kc = 1, HCN H + + CN - Kc = 4,

47 Então se: Kc = [H + ]. [Cl - ] [HCl] Kc = [H + ]. [CN - ] [HCN] Alta tendência a liberar H + Baixa tendência a liberar H +

48 Portanto : Quanto maior o valor da constante de ionização de um ácido (Ka), maior será a força desse ácido.

49 Obs: Quando um ácido apresentar mais de um H + ionizável, podemos escrever uma constante para cada etapa de ionização.

50 Veja: H 2 SO 4 === H+ + HSO 4 - K 1 HSO 4 - === H+ + SO 4 2- K 2 Onde K 1 >>> K 2 Sendo K 2 na maioria dos exercícios desprezível.

51 Lei da Diluição de Ostwald: Um eletrólito fraco tem grau de ionização próximo de zero. No entanto, quando sua solução é diluída, o aumenta, procurando aproximar-se de 1, mas o ácido fica cada vez mais fraco. Esse fato é conhecido como a Lei da Diluição de Ostwald.

52 Fórmula [H + ] =. M ácido Então K a = 2. M (1 - ) Para ácidos fracos : K a = 2. M

53 Então veja: K a = 2. M

54 Auto ionização da água: H 2 O + H 2 O H 3 O + + OH - ou simplificando : H 2 O H + + OH -

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56 Constante da Água: Kc = [H + ]. [OH - ] [H 2 O] Constante

57 Temos Kw = [H + ]. [OH - ] E a 25º C os valores das concentrações são : [H + ] = [OH - ] = M Kw = [H + ]. [OH - ]=

58 Neutro: Determina-se experimentalmente que, na água pura, [H + ] = 1, mol/l Já que [H + ] = 1, mol/l Então [OH - ] = 1, mol/l Assim 1, x 1, = 1, Meio neutro: [H + ] = [OH - ]

59 Ácido: Determina-se experimentalmente que, no vinagre, [H + ] = 1, mol/l Já que [H + ] = 1, mol/l Então [OH - ] = 1, mol/l Assim 1, x 1, = 1, Meio Ácido: [H + ] > [OH - ]

60 Básico: Meio básico: [H + ] < [OH - ] Determina-se experimentalmente que, no limpador multi-uso, [H + ] = 1, mol/l Já que [H + ] = 1, mol/l Então [OH - ] = 1, mol/l Assim 1, x 1, = 1,

61 pH e pOH: Para melhorar os métodos de controle de qualidade da cerveja Sorensen criou o conceito de pH: pH = - log[H + ]

62 Veja: [H + ]Cerveja = M Então seu pH = 4

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65 pOH: Para bases: pOH = - log[OH - ] Obs: bases liberam OH - em meio aquoso

66 Produto iônico da água: Aplicando log no produto iônico da água: [H + ]. [OH - ]= temos pH + pOH = 14

67 Escala de pH: Neutro Mais Alcalino Mais Ácido

68 Indicadores: Suco do repolho roxo.

69 Cotidiano: Efeito da chuva ácida.

70 Efeito do íon Comum: É a diminuição da ionização de um ácido ou base fraca, por influência de um seu sal. Ex: HA = H + + A - BA = B+ + A - Íon Comum Aumento de concentração de A - Deslocamento Ácido mais fraco

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72 Convém lembrar que há íons não comuns a um equilíbrio iônico, mas que também podem deslocá-lo HA = H + + A - BOH = OH - +B + Formar água Deslocamento do Equilíbrio

73 Hidrólise Salina:

74 Hidrólise de Sais: É a reação entre o sal e a água produzindo o ácido e a base correspondentes. (Reação contrária a de Neutralização)

75 Esquematicamente: Sal + Água Ácido + Base

76 Lembrando que: Um sal é sempre iônico (portanto um eletrólito forte se solúvel) A água é predominantemente molecular

77 Lembrando também que: Eletrólitos fortes: Separam-se em íons (permanecem dissociados ou ionizados) Eletrólitos fracos: não separar em íons (praticamente não sofrem dissociação e nem ionização)

78 Revisão Eletrólitos: Ácidos: Hidrácidos : HCl, HI e HBr = Fortes Outros = Fracos Oxiácidos: n = nº O – nº H + se n = 3 ou 2 = forte n = 1 ou 0 = fraco

79 Bases: Solúveis = fortes (formadas por IA e IIA) Insolúveis = Fracas (Outras e Be(OH) 2 e Mg(OH) 2 ) Obs: NH 4 OH – Solúvel e Fraca

80 Exemplos:

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82 Hidrólise de um sal de ácido forte e base fraca: NH 4 Cl + H 2 O == HCl + NH 4 OH NH Cl - + H 2 O = H + + Cl - + NH 4 OH Eletrólitos Fortes.

83 Conclusão: NH Cl - + H 2 O = H + + Cl - + NH 4 OH NH H 2 O = H + + NH 4 OH A hidrólise desse sal deixa o meio ácido pois produz íons H +.

84 Hidrólise de um sal de ácido fraco e base forte: KCN + H 2 O == HCN + KOH K + + CN - + H 2 O == HCN + K + + OH - Eletrólitos Fortes.

85 Conclusão: K + + CN - + H 2 O == HCN + K + + OH - CN - + H 2 O == HCN + OH - A hidrólise desse sal torna o meio básico pois produz OH -.

86 Hidrólise de um sal de ácido e base fracos : NH 4 CN + H 2 O = NH 4 OH + HCN NH CN - + H 2 O = NH 4 OH + HCN A acidez do meio depende do Kh do ácido ou da Base; Kh ácido > Kh base == ácido Kh Base > Kh Ácido == Básico

87 Hidrólise de um sal de ácido e base fortes: Não existe hidrólise. Meio fica Neutro.

88 Relação Kh e Ki: Kh = Kw Ki(a ou b)

89 Exemplo de Exercício: Calcular a constante de hidrólise, o grau de hidrólise e o pH de uma solução 1,0 M de NaCN, sabendo-se que a constante de ionização do ácido cianídrico é 4 x , a 25º C.

90 Resolução: a-) Constante de hidrólise: Kh = Kw/Ka = 1 x / 4 x Kh = 2,5 x 10 -5

91 b-) Grau de hidrólise:

92 Kh = [HCN]. [OH - ] = 2, = x. x [CN - ] 1,0 - x Como a constante de hidrólise é muito pequena, a quantidade em mols que hidrolisa (x) é suficientemente pequena para que possamos fazer 1,0 - x = 1,0 Resulta então:

93 X 2 = 2,5 x ,0 X = 5,0 x M = [OH - ] O grau de hidrólise é dado por: h = quantidade em mols hidrolisada quantidade em mols dissolvida h = 5 x = 5,0 x ou x 100 = 0,5% 1,0

94 c-) pH : [OH - ] = 5,0 x M pOH = - log [OH - ] = - log 5,0 x pOH = -(log 5,0 + log ) = -( 0,70 - 3) = 2,3 pH = 11,7

95 Solução Tampão: pH = pK a + log [Sal] [Ácido] Henderson-Hasselbach(ácidos):

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97 Solução Tampão: pH = 14 – pK b - log [Sal] [Base] Henderson-Hasselbach(Bases):

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99 Onde: pK a = - log K a

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101 Produto de Solubilidade(K PS ) Uma solução saturada apresenta dois processos espontâneos: A dissolução: BA (s) B + + A - A Precipitação: B + + A BA (s)

102 Como todo equilíbrio obedece a Lei da Ação das Massas, os sólidos não aparecem, então temos: BA (s) ==== B + + A - Kc = [B + ].[A - ] ou K PS = [B + ].[A - ] Obs: Quanto maior o K PS maior a solubilidade da substância.

103 Previsão das reações de precipitação. Se : [íons] = K PS = Solução saturada [íons] < K PS = Solução insaturada Obs: o Efeito do íon comum pode provocar a precipitação de uma substância se [íons] K PS

104 Efeito do íon Comum: É a precipitação de uma substância pelo deslocamento do equilíbrio provocado por um íon comum. Ex: BA(s) = H + + A - HA = H + + A - Íon Comum Aumento de concentração de A - Deslocamento precipitação


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