EQUILÍBRIO QUÍMICO.

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1 EQUILÍBRIO QUÍMICO

2 Verifica-se experimentalmente que, quando substâncias capazes de reagir são postas em contato, a conversão dos reagentes em produto é freqüentemente incompleta. A medida que a reação ocorre a concentração dos reagentes diminui até estabilizar, tornando-se constante, nesse caso a reação atingiu o equilíbrio.

3 1. Reações Reversíveis Ocorrem simultaneamente em dois sentidos.
N2 + 3 H NH3 Sentido 1: reação direta Sentido 2: reação inversa

4 2. Equilíbrio Químico para Sistemas Homogêneos
Seja a reação genérica aA + bB cC + dD Uma reação atinge o equilíbrio quando: V1 = V2

5 aA + bB cC + dD a) Velocidade da reação direta (V1)
V1 = K1 . [A]a . [B]b b)Velocidade da reação inversa (V2) V2 = K2 . [C]c . [D]d c) No equilíbrio teremos: V1 = V2

6 K1 . [A]a . [B]b = K2 . [C]c . [D]d Ou Lei de Guldberg-Waage

7 (mol/L)2 /((mol/L) *(mol/L)3)
EXEMPLO Ex.: N2(g) H2(g) NH3(g) (determine a expressão do Kc e a sua unidade) RESPOSTA UNIDADE (mol/L)2 /((mol/L) *(mol/L)3) LOGO: (mol/L)-2

8 3. Representação Gráfica
a) Velocidade da reação direta

9 b) Velocidade da reação inversa

10 c) No equilíbrio teremos:

11 d) Concentração  Tempo
N2O NO2

12 4. Grau de equilíbrio ()  =  100% Obs.: ,  rendimento

13 EXEMPLO (UFPA) Em um recipiente de 1 L, colocou-se 1,0 mol de PC5. Suponha um sistema homogêneo e em temperatura tal que o PC5 esteja 80% dissociado. A constante de equilíbrio para esse sistema é: PC5(g) ↔ PC3(g) + C2(g)

14 RESOLUÇÃO PC5(g) ↔ PC3(g) + C2(g) [PCℓ5 ] [PCℓ3 ] [Cℓ2]
Quantidade inicial 1 Mols ionizados 1 x 0,8=0,8 0,8 Equilíbrio 0,2 Molaridade O,2 O,8

15 LOGO: KC =[PCℓ3].[Cℓ2] / [PCℓ5] Então: KC =0,8.0,8 / 0,2
KC = 3,2 mol / L

16 5. Constante de equilíbrio em termos de pressões parciais
Seja a reação genérica: a . A(g) + b . B(g) c . C(g) + d . D(g) Teremos: KP =

17 EXEMPLO Ex.: N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g)
(determine a expressão do Kp e a sua unidade) RESPOSTA UNIDADE atm2 /( atm x atm3 ) LOGO: atm-2

18 Relação entre KC e KP KP = KC . (RT)n Onde:
R = Constante universal dos gases T = Temperatura (K) n = (soma dos coeficientes dos produtos) – (soma dos coeficientes dos reagentes)

19 EXEMPLO (UFMG) Para a reação em equilíbrio: PC5(g) ↔ PC3(g) + C2(g)
as pressões parciais de equilíbrio, a 250 °C, são: PC5 = 1 atm, PC3 = 1,33 atm e C2 = 1,33 atm. Nestas condições a constante de equilíbrio será igual a:

20 LOGO: Kp =PPCℓ3.PCℓ2 / PPCℓ5 Então: Kp =1,33.1,33 / 1 Kp = 1,77 atm

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23 6. Equilíbrio Heterogêneo
Ex.: Determine a expressão de KC e KP para os sistemas abaixo. 2 C(S) + O2(g) CO(g) CaCO3(S) CaO(s) + CO2(g)

24 RESPOSTA

25 7. Deslocamento do Equilíbrio
Toda e qualquer alteração da velocidade da reação direta ou da reação inversa, provocando modificações nas concentrações das substâncias e levando o sistema a um novo estado de equilíbrio. Princípio de Le Chatelier: Quando um fator externo age sobre um sistema em equilíbrio, ele se desloca, procurando minimizar a ação do fator aplicado.

26 Fatores que deslocam o equilíbrio.
a) Concentração ou pressão parcial dos participantes da reação.  [ ]  consumo  [ ]  formação b) Pressão total P  contração do volume ( nº mol) P  expansão do volume ( nº mol) c) Temperatura  T  endotérmico  T  exotérmico

27 Exemplo geral N2(g) + 3 H2(g) NH3(g) (H = – 109,5 kJ)

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29 EXEMPLO 2 NO N2O4

30 Co2+ Co2+ . n H2O

31 Ca5(PO4)3OH + 4 H+ 5 Ca2+ + 3 HPO4 2- + H2O
BULIMIA Ca5(PO4)3OH + 4 H Ca HPO H2O HIDROXIAPATITA Ca5(PO4)3OH + F Ca5(PO4)3F + OH- FLUORAPATITA

32 8. Equilíbrio iônico É o caso particular dos equilíbrios químicos em que aparecem íons. Dos equilíbrios iônicos em solução aquosa, um dos mais importantes é o que ocorre na ionização de ácidos e base.

33 EXEMPLO I-HCN H+ + CN– II-HC H+ + C-

34 É importante notar que:  K  o eletrólito é forte
A maior ou menor extensão dessas reações pode ser constatada pela condutividade elétrica da solução. É importante notar que:  K  o eletrólito é forte  K  o eletrólito é fraco A constante de equilíbrio é usada, em geral, para eletrólitos fracos e em soluções diluídas, logo os valores usuais de Ka e Kb são muito pequenos, tornando-se usual expressa-los através de logaritmos.

35 a) Lei da diluição de Ostwald
HA H+ + A– [HA] [H+] [A-] Quantidade inicial n (10) Mols ionizados n x  (10x0.6=6) Equilíbrio n(1 - ) (10-6=4) (6) Molaridade V nx

36 para eletrólitos fracos  é pequeno, então 1 –   1
Kc=[H+].[A-]/[HA] Logo: KC= Então: KC= para eletrólitos fracos  é pequeno, então –   1 Então: Kc = ( n/V) . 2 ou Kc = molaridade . 2

37 EXEMPLO (UFPA) O grau de dissociação iônica do hidróxido de amônio em solução 2 molar é 0,283% a 20 °C. A constante de ionização da base, nesta temperatura, é igual a: Resolução: Kc = molaridade . 2 Então: Kc = 2 . (0,00283)2 Kc = 1,

38 b) Efeito do íon comum HCN H ++ CN–
Supondo que seja adicionado à solução o sal NaCN NaCN Na + + CN–

39 9. Equilíbrio iônico na água ( pH e pOH )
A água pura se ioniza segundo a reação H2O H+ + OH– Sendo que: KC =

40 (Produto Iônico da Água)
Logo: KC . [H2O] = [H+] . [OH–] constante ou KW = [H+] . [OH–] (Produto Iônico da Água)

41 a) Influência da Temperatura
Kw= (mol/L)2 → T=25 °C Como: KW = [H+] . [OH–] Logo: [H+] = [OH-] = 10-7

42 ÁGUA [H+] = 10-7 [OH-] = 10-7 SOLUÇÃO ÁCIDA [H+] > 10-7 [OH-] < 10-7 SOLUÇÃO BÁSICA [H+] < 10-7 [OH-] >10-7

43 b) Conceitos de pH e pOH pH = – log[H+] (potência hidrogeniônica)
pOH = – log[OH-] (potência hidroxiliônica) Aplicando o logaritmo a expressão do KW, teremos:

44 Log KW = Log [H+] + Log [OH-] (como a 25ºC KW = 10–14)
KW = [H+] . [OH-] Log KW = Log [H+] + Log [OH-] (como a 25ºC KW = 10–14) Log = Log [H+] + Log [OH-] -14 Log 10 = Log [H+] + Log [OH-] – 14 = Log [H+] + Log [OH-] 14 = –Log [H+] – Log [OH-] Logo: 14 = pH + pOH

45 Água pura [H+] = [OH–] = 10–7 
Log [H+] = log 10–7  Log [H+] = – 7  – Log [H+] = 7 ou pH = 7 pH = pOH = 7 II. Soluções ácidas [H+] > 10–7  Log [H+] > log 10–7 Log [H+] > – 7  – Log [H+] < 7 ou pH < 7 [OH–] < 10–7  pOH > 7 III. Soluções básicas [H+] < 10–7  pH > 7 [OH–] > 10–7  pOH < 7

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47 Medida do pH Peagâmetros: medem a condutividade elétrica da solução.

48 EXEMPLO (PUC-RJ) Dada uma solução 1, M de um ácido forte HX, é correto afirmar que esta solução tem: HX ↔ H+ + X- a) pH = 1,0 e [X-] = 10-4 M. b) pH = 4,0 e [X-] = 1,0 M. c) pH = 4,0 e [X-] = 10-1 M. d) pH = 4,0 e [X-] = 10-4 M. e) pH = 1,0 e [X-] = 1,0 M.

49 Solução Tampão É a solução que praticamente não sofre variação de pH, quando adicionamos uma pequena quantidade de ácido ou base, mesmo que sejam fortes. Ex.: sangue, pH  7,5. Nos laboratórios, as soluções-tampão são em geral: I-solução de um ácido fraco e um sal correspondente; II-solução de uma base fraca e um sal correspondente. Ex: Ácido fraco: CH3COOH H+ + CH3COO– Sal: CH3COONa Na+ + CH3COO–

50 EXEMPLO OH- H+ Ácido fraco: CH3COOH H+ + CH3COO–
Sal: CH3COONa Na+ + CH3COO– OH- H+

51 10. Hidrólise de sais 1º caso: hidrólise de um sal de ácido forte e base fraca. Ex.: NH4C + H2O HC + NH4OH ou NH4+ + C- + H2O H+ + C- + NH4OH NH H2O H+ + NH4OH

52 LEMBRANDO Base forte → metal da família 1A e 2A. Ácido forte
Hidrácidos Fortes  HC, HBr, HI Moderados  HF Fracos  demais Oxi-ácidos HX AY OZ  m = z – x m = 3 (super forte) m = 2 (forte) m = 1 (moderado) m = 0 (fraco)

53 2º Caso: Hidrólise de um sal de ácido fraco e base forte
KCN + H2O HCN + KOH Ou CN- + H2O HCN + OH-

54 3º Caso: Hidrólise de um sal de ácido e base ambos fracos
NH4CN + H2O HCN + NH4OH Ou NH4 + + CN– + H2O HCN + NH4OH

55 4º Caso: Hidrólise de um sal de ácido e base ambos fortes
NaC + H2O NaOH + HC Ou H2O H+ + OH-

56 11. Produto de solubilidade (Kps)
É o produto das concentrações em mol/L dos íons existentes em uma solução saturada, estando cada concentração elevada à potência igual ao coeficiente do íon na equação iônica correspondente.

57 Exemplo Ex.: FeS (s) Fe2+ + S2- KPS = [Fe+2] . [S–2]
Para a reação genérica: BA B+ + A KPS = [B+ ] . [A-] Temos: [B+ ] . [A-] < KPS  solução insaturada [B+ ] . [A-] = KPS  solução saturada [B+ ] . [A-] > KPS  ocorre precipitação

58 Kps=[Pb2+ ].[SO4 2- ] Então:
Exemplo (MACK-SP) A concentração mínima de íons SO4 2- necessária para ocorrer a precipitação de PbSO4, numa solução que contém –3 mol/L de íons Pb2+ deve ser: (Dado: Kps PbSO4 = 1,3 . 10–8, a 25 °C) Resolução: PbSO4↔ Pb2+ + SO Logo: Kps=[Pb2+ ].[SO4 2- ] Então: 1,3 . 10–8 = –3 .[SO4 2- ] [SO4 2- ]=1,3. 10–5 mol/ L