Profs: Cláudio de Freitas Renato Acconcia

Apresentação em tema: "Profs: Cláudio de Freitas Renato Acconcia"— Transcrição da apresentação:

1 Profs: Cláudio de Freitas Renato Acconcia
Equilíbrio Químico Profs: Cláudio de Freitas Renato Acconcia

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

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.

5

6 CARACTERÍSTICAS DO EQUILÍBRIO
1 - Os sistemas caminham espontaneamente para o equilíbrio 2 – NO EQUILÍBRIO vdireta = vinversa 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 Velocidade V1 Reação Direta Para Direita Tempo

10 Velocidade Reação Inversa (Reação Para Esquerda) V2 Tempo

11 Velocidade V1 = V2 Tempo Equilíbrio

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 [Reagentes] [Reagentes] [Produtos] [Produtos] Equilíbrio Tempo

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

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

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

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

20 Exemplo de uma expressão de KC:
3H2 + N2 === 2NH3 Kc = [NH3]2 [H2]3 . [N2] H2 N2 NH3 Reagentes Produtos

21 Atenção: C(s) + O2(g) = CO2(g) Kc = [CO2] [O2] C O2 CO2
Sólidos não entram no Kc.

22 CONSTANTE DE EQUILÍBRIO EM FUNÇÃO DE PRESSÕES PARCIAIS Kp
Dada a reação: aA(g) + bB(s) === cC(g) a 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 H2 e 1 mol de Br2 , em um sistema de volume 10 litros a uma temp. 5750C. 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: [H2] = 1/10 = 0,1 mol/l [Br2] = 1/10 = 0,1 mol/l [HBr] = 0,2/10 = 0,02 mol/l

26 Segundo: Equacionar a reação: Kc = [HBr]2 [H2].[Br2] H2 + Br2 === 2HBr
Depois montar a fórmula de Kc: Kc = [HBr]2 [H2].[Br2]

27 0,01Mol/l 0,01Mol/l 0,02Mol/l 0,09Mol/l 0,09Mol/l
1H2 1Br2 2 HBr INICIO 0,1 MOL/L REAGE FORMA EQUIL. 0,02MOL/L 0,01Mol/l 0,01Mol/l 0,02Mol/l 0,09Mol/l 0,09Mol/l

28 Usando a fórmula: Kc = [HBr]2 [H2].[Br2] Kc = [0,02] = 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: Calcular o “lado” de menor volume
Dada a reação: N2O4(g) ==== 2 NO2(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: Exo
N2O4(g) ==== 2 NO2(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. Exo Endo

33

34

35 Concentração: Dada a reação: N2O4(g) ==== 2 NO2(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).

36

37 Gráficos de Deslocamento:
Ex:

38

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 1Br2 2 HBr 0,1 MOL/L 0,02 mol/l x 2x Mais ou menos X? INICIO REAGE
FORMA 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 1Br2 2 HBr 0,1 MOL/L 0,02 mol/l x 2x 0,01 + x
INICIO 0,1 MOL/L 0,02 mol/l REAGE FORMA x 2x EQUIL. 0,01 + x 0,02 - x

45 Quociente Eq < Kc 1H2 1Br2 2 HBr 0,1 MOL/L 0,02 mol/l x 2x 0,01 - x
INICIO 0,1 MOL/L 0,02 mol/l REAGE FORMA 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 = 1,0.107 HCN H+ + CN- Kc = 4,

47 Kc = [H+] . [Cl-] [HCl] Kc = [H+] . [CN-] [HCN]
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: H2SO4 === H+ + HSO4- K1 HSO4- === H+ + SO42- K2
Onde K1 >>> K2 Sendo K2 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 (1 - ) Fórmula Então Ka = 2 . M Para ácidos fracos :
[H+] =  . Mácido Então Ka = 2 . M (1 - ) Para ácidos fracos :

53 Então veja: Ka = 2 . M

54 Auto ionização da água:
H2O + H2O H3O+ + OH- ou simplificando: H2O H+ + OH-

55

56 Constante da Água: Kc = [H+] . [OH-] [H2O] Constante

57 Kw = [H+] . [OH-] Temos [H+] = [OH-] = 10-7 M Kw = [H+] . [OH-]= 10-14
E a 25º C os valores das concentrações são: [H+] = [OH-] = M Kw = [H+] . [OH-]= 10-14

58 Neutro: Meio neutro: [H+] = [OH-]
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: Meio Ácido: [H+] > [OH-]
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, Meio básico: [H+] < [OH-]

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 = 10-4 M Então seu pH = 4

63

64

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: Mais Ácido Mais Alcalino 14 7 Neutro

68 Indicadores: Suco do repolho roxo.

69 Cotidiano: Efeito da chuva ácida.

70 Aumento de concentração de A-
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 Deslocamento Ácido mais fraco Aumento de concentração de A-

71

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

73 Hidrólise Salina:

74 (Reação contrária a de Neutralização)
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: NH4OH – Solúvel e Fraca

80 Exemplos:

81

82 Hidrólise de um sal de ácido forte e base fraca:
NH4Cl + H2O == HCl + NH4OH NH4+ + Cl- + H2O = H+ + Cl- + NH4OH Eletrólitos Fortes.

83 Conclusão: NH4+ + Cl- + H2O = H+ + Cl- + NH4OH NH4+ + H2O = H+ + NH4OH
A hidrólise desse sal deixa o meio ácido pois produz íons H+.

84 Hidrólise de um sal de ácido fraco e base forte:
KCN + H2O == HCN + KOH K+ + CN- + H2O == HCN + K+ + OH- Eletrólitos Fortes.

85 Conclusão: K+ + CN- + H2O == HCN + K+ + OH- CN- + H2O == HCN + OH- A hidrólise desse sal torna o meio básico pois produz OH- .

86 Hidrólise de um sal de ácido e base fracos:
NH4CN + H2O = NH4OH + HCN NH4+ + CN- + H2O = NH4OH + 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 10-10, a 25º C.

90 Resolução: a-) Constante de hidrólise:
Kh = Kw/Ka = 1 x 10-14/ 4 x 10-10 Kh = 2,5 x 10-5

91 b-) Grau de hidrólise:

92 Kh = [HCN] . [OH-] = 2, = x . x [CN-] ,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 h = quantidade em mols hidrolisada
X2 = 2,5 x 10-5 1,0 X = 5,0 x 10-3 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%

94 c-) pH: [OH-] = 5,0 x 10-3 M pOH = - log [OH-] = - log 5,0 x 10-3
pOH = -(log 5,0 + log 10-3) = -( 0,70 - 3) = 2,3 pH = 11,7

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

96

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

98

99 Onde: pKa = - log Ka

100

101 Produto de Solubilidade(KPS)
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 KPS = [B+].[A-] Obs: Quanto maior o KPS maior a solubilidade da substância.

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

104 Aumento de concentração de A-
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 Deslocamento precipitação Aumento de concentração de A-