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Aula 13:
Equilíbrio químico
Disciplina: Química Fundamental
Turma: E e F
Prof. Dr. Bruno Henrique Vilsinski

Nos livros...
Capítulo 15 Capítulo 10 Capítulo 14
Observação: QUEM EMBASA SEUS ESTUDOS APENAS EM SLIDES NÃO SERÁ APROVADO!
Leiam os livros didáticos!

A primeira grande guerra (1914-1918)

A busca por nitrato
Utilizado na agricultura como fertilizantes, mas também na fabricação de explosivos.
A trinitroglicerina (TNT)
Formas de ressonância do íon nitrato
Jazidas no Chile eram as principais fontes de nitrato para o mundo
inteiro → problema para a tríplice aliança!

Fritz Haber
Fritz Haber 1868-1964
Realizou a otimização da síntese da
amônia, deslocando o equilíbrio
químico para a formação de mais
amônia.
3
H
2
(
g
)
+
N
2
(
g
)
2
N
H
3
(
g
)

Reações no equilíbrio
3
H
2
(
g
)
+
N
2
(
g
)
2
N
H
3
(
g
)
Reação direta Reação inversa

A reversibilidade das reações
Sentido direto
3
H
2
(
g
)
+
N
2
(
g
)
2
N
H
3
(
g
)
Sentido inverso
3
H
2
(
g
)
+
N
2
(
g
)
2
N
H
3
(
g
)
Equilíbrio Químico
3
H
2
(
g
)
+
N
2
(
g
)
2
N
H
3
(
g
)

Equilíbrio químico e velocidade de reação
Reação direta: A→ B; Vdireta= Vd = kd[A]
Reação inversa: B→ A; Vinversa= Vi = ki [B]
No equilíbrio: Vd=Vi
kd[A]=ki[B]
𝐾 =
𝑘𝑑
𝑘𝑖
=
[𝐵]
[𝐴]
A
(
g
)
B
(
g
)

O Equilíbrio e a lei da ação das massas
PSO2 / bar PO2 / bar PSO3 / bar Keq
0,660 0,390 0,0840 0,0415
0,0380 0,220 0,00360 0,0409
0,110 0,110 0,00750 0,0423
0,950 0,880 0,180 0,0408
1,44 1,98 0,410 0,0409
Tabela. Dados de equilíbrio e a constante de equilíbrio da reação a 1000 K
Keq média = 0,0413
2
S
O
2
(
g
)
+
O
2
(
g
)
2
S
O
3
(
g
)

Relação encontrada:
𝐾 =
𝑃𝑆𝑂3
𝑃0
2
𝑃𝑆𝑂2
𝑃0
2. (
𝑃𝑂2
𝑃0 )
𝐾 =
𝑃𝑆𝑂3
2
𝑃𝑆𝑂2
2 . 𝑃𝑂2
P0 = pressão de referência = 1 bar

Lei da ação das massas – Lei de Guldberg-Waage
A composição da mistura da reação pode ser expressa em termos de uma
constante de equilíbrio.
aA + bB cC + dD
𝐾𝑒𝑞 =
(𝑃𝐶)𝑐
. (𝑃𝐷)𝑑
(𝑃𝐴)𝑎. (𝑃𝐵)𝑏
A constante de equilíbrio é adimensional
Cato Maximilian Guldberg (1836-
1902) e Peter Waage (1833-1900)

Constante de equilíbrio
𝐾 = {
𝑝𝑟𝑒𝑠𝑠ã𝑜 𝑝𝑎𝑟𝑐𝑖𝑎𝑙 𝑑𝑜𝑠 𝑝𝑟𝑜𝑑𝑢𝑡𝑜𝑠
𝑝𝑟𝑒𝑠𝑠ã𝑜 𝑝𝑎𝑟𝑐𝑖𝑎𝑙 𝑑𝑜𝑠 𝑟𝑒𝑎𝑔𝑒𝑛𝑡𝑒𝑠
}
𝐾𝑝 =
(𝑃𝐶)𝑐
. (𝑃𝐷)𝑑
a
A
(
g
)
+
b
B
(
g
)
c
C
(
g
)
+
d
D
(
g
)

Resumo do trabalho de Waage
Independentemente da composição inicial de uma mistura de reação,
a composição tende a se ajustar até que as atividades levem a um valor
característico de K, em determinada temperatura.
Keq = f(T)

Atividade
Substância Atividade Forma
simplificada
Gás ideal aJ = PJ/P0 aJ = PJ
Soluto em uma
solução diluída
aJ=[J]/c0 aJ=[J]
Um sólido ou um
líquido puros
aJ=1 aJ=1
𝑲𝒆𝒒 =
(𝒂𝑪)𝒄
. (𝒂𝑫)𝒅
(𝒂𝑨)𝒂. (𝒂𝑩)𝒃
a
A
(
g
)
+
b
B
(
g
)
c
C
(
g
)
+
d
D
(
g
)

Constante de equilíbrio
Líquidos puros ou sólidos não devem parecer na constante de
equilíbrio.
𝐾𝑒𝑞 = 𝑃𝐶𝑂2
𝐾𝑒𝑞 =
𝐻3𝑂+ . [𝐹−]
[𝐻𝐹]
C
a
C
O
3
(
s
)
C
a
O
(
s
)
+
C
O
2
(
g
)
H
F
(
a
q
)
+
H
2
O
(
l
) H
3
O
+
(
a
q
)
+
F
-
(
a
q
)

E na reação de esterificação?
𝐾𝑒𝑞 =
é𝑠𝑡𝑒𝑟 . [𝐻2𝑂]
á𝑐𝑖𝑑𝑜 . [á𝑙𝑐𝑜𝑜𝑙]
HC
O
OH
+ HO CH3 HC
O
O CH3
+ H2O

No equilíbrio químico...
•As reações atingem um equilíbrio dinâmico;
•A velocidade da reação inversa se iguala à reação
direta;
•No equilíbrio há ausência de transformações
macroscópicas.

Equilíbrio heterogêneo
As substâncias envolvidas na reação em equilíbrio estão presentes em
estados físicos diferentes.
𝐾𝑒𝑞 =
𝑎𝐶𝑎+2. 𝑎𝑂𝐻−
2
𝑎𝐶𝑎 𝑂𝐻 2
= 𝐶𝑎+2
. 𝑂𝐻− 2
aCa(OH)2 = 1
C
a
(
O
H
)
2
(
s
)
C
a
+
2
(
a
q
)
+
2
O
H
-
(
a
q
)

Equilíbrio heterogêneo
Como obter Keq?
𝐾𝑒𝑞 =
[𝑍𝑛𝐶𝑙2]
[𝐻𝐶𝑙]2
Zn (s) + 2HCl(aq) ZnCl2 (aq)

Características
•Toda reação química tem uma constante de
equilíbrio característica;
•A constante de equilíbrio depende apenas da
temperatura.

Exercício 1
Determine as expressões para a constante de equilíbrio
para as seguintes reações:

Exercício 2
Uma solução aquosa de ácido acético tem as seguintes
concentrações no equilíbrio, na temperatura de 25oC.
[HC2H3O2] = 1,65x10-2 molL-1; [H+]=5,44x10-4 molL-1 e
[C2H3O2
-] = 5,44x10-4 molL-1. Calcule a constante de
equilíbrio para a ionização deste ácido a 25oC.
Resposta: 1,79x10-5

Exercício 3
Uma mistura de hidrogênio e nitrogênio em um recipiente de
reação atinge o equilíbrio a 472oC. A mistura de gases em
equilíbrio foi analisada e descobriu-se que ela continha 7,38 atm
de H2, 2,46 atm de N2 e 0,166 atm de NH3. A partir destes dados
calcule a constante de equilíbrio, Keq, para:
N
2
(
g
)
+
3
H
2
(
g
)
2
N
H
3
(
g
)
𝐾𝑒𝑞 =
(𝑃𝑁𝐻3)2
𝑃𝑁2. (𝑃𝐻2)3
= 2,79𝑥10−5

Exercício 4
O trióxido de enxofre decompõe-se a altas temperaturas em um recipiente sedado
conforme a equação química abaixo. Inicialmente o recipiente é abastecido a 1000K com
SO3 (g) a uma pressão parcial de 0,500 atm. No equilíbrio a pressão parcial é de 0,200
atm. Calcule o valor de Keq nestas condições.
2
S
O
3
(
g
)
2
S
O
2
(
g
)
+
O
2
(
g
)
pSO3 pSO2 pO2
Inicio 0,500 0 0
Variação -0,300 +0,300 +0,150
Final 0,200 0,300 0,150
𝐾𝑒𝑞 =
𝑝𝑂2. 𝑝𝑆𝑂2
2
𝑝2𝑆𝑂3
2 =
0,150 . (0,300)2
(0,200)2
= 0,375

Atenção!
• Quando temos o número de mols de um reagente no estado gasoso,
podemos obter as pressões dos gases para determinar a constante de
equilíbrio. Para isso, basta utilizarmos da equação dos gases ideais!
𝑃 =
𝑛. 𝑅. 𝑇
𝑉
P = pressão
T = temperatura
R= constante dos gases
Unidades Valores numéricos
L atm mol-1 K-1 0,08206
J mol-1 K-1 8,314
cal mol-1 K-1 1,987
m3 Pa mol-1 K-1 8,314
L torr mol-1 K-1 62,36
Tabela. Valores numéricos da constante dos gases, R, em várias
temperaturas.

Grau de avanço de uma reação
A magnitude da constante de equilíbrio nos dá uma noção do grau de avanço
de uma reação química em equilíbrio
H
2
(
g
)
+
C
l
2
(
g
)
2
H
C
l
(
a
q
)
Keq= 4,0x1018, 500K
N
2
(
g
)
+
O
2
(
g
)
2
N
O
(
g
)
Keq= 3,4x10-21, 800K

Direção da reação
a
A
(
g
)
+
b
B
(
g
)
c
C
(
g
)
+
d
D
(
g
)
𝑄 =
( 𝐶 𝑐. 𝐷 𝑑)
( 𝐴 𝑎. 𝐵 𝑏)
❑ Se Q<Keq → ∆G<0 → Reação processada na direção dos produtos;
❑ Se Q=Keq → ∆G=0 → Reação no equilíbrio químico;
❑ Se Q>Keq → ∆G>0 → Reação processada na direção dos reagentes;
Keq=
( 𝐶 𝑐. 𝐷 𝑑
)
( 𝐴 𝑎. 𝐵 𝑏
)

Direção da Reação
Q< K → Reação se procederá no sentido
direto
Q>K → Reação se procederá
no sentido inverso

Direção da Reação
Q = K → Equilíbrio químico!

Exercício 5
A 448oC a constante de equilíbrio, Keq, para a reação é 51.
Determine como a reação prosseguirá para atingir o equilíbrio
nesta temperatura se começarmos com 2,0x10-2 mol de HI,
1,0x10-2 mol de H2 e 3,0x10-2 mol de I2 em um recipiente de
2,00L.
H
2
(
g
)
+
I
2
(
g
)
2
H
I
(
g
)
Resposta = 1,3

Energia Livre e equilíbrio
Equilíbrio deslocado para os produtos Equilíbrio deslocado para os
reagentes
O equilíbrio é atingido muito
rapidamente!

Relação entre Kc e Kp
a
A
(
g
)
+
b
B
(
g
)
c
C
(
g
)
+
d
D
(
g
)
K =
(𝑎𝐶)𝑐.(𝑎𝐷)𝑑
(𝑎𝐴)𝑎.(𝑎𝐵)𝑏
𝐾𝑝 =
(𝑃𝐶)𝑐
. (𝑃𝐷)𝑑
Kc=
( 𝐶 𝑐. 𝐷 𝑑
)
( 𝐴 𝑎. 𝐵 𝑏
)

Relação entre Kp e Kc
• Considerando o comportamento do gás como sendo do gás ideal:
𝐾𝑝 =
(𝑃𝐶)𝑐
. (𝑃𝐷)𝑑
𝑃𝐽 =
𝑛𝐽. 𝑅. 𝑇
𝑉
𝑃𝐽 = (𝑅. 𝑇)
𝑛𝐽
𝑉
Como nJ/V = [J], temos:
𝑃𝐽 = 𝑅. 𝑇 [𝐽] 𝐾𝑝 =
𝑅𝑇 𝐶 𝑐. 𝑅𝑇 𝐷 𝑑
𝑅𝑇 𝐴 𝑎. 𝑅𝑇 𝐵 𝑏
Substituindo em Kp, temos:

Relação entre Kc e Kp
𝐾𝑃 = (𝑅. 𝑇)∆𝑛
𝐾𝑐
Onde Δn = (c+d) – (a+b)

Exercício 6
Em 400oC, a constante de equilíbrio Kp da reação abaixo é
3,1x104. Qual o valor de Kc nesta temperatura? Use R=
8,3145x10-2 bar.L.K-1.mol-1
2
S
O
2
(
g
)
+
O
2
(
g
)
2
S
O
3
(
g
)
Resposta = 1,7x106

Propriedades da constante de equilíbrio
H
2
(
g
)
+
I
2
(
g
) 2
H
I
(
g
)
𝐾𝐶1 =
[𝐻𝐼]2
𝐻2 .[𝐼2]
=54
Multiplicando toda a reação por dois:
2
H
2
(
g
)
+
2
I
2
(
g
) 4
H
I
(
g
)
𝐾𝐶2 =
[𝐻𝐼]4
𝐻2
2
. 𝐼2
2=2,9x103
KC2=(KC1)2
Multiplicar a equação por um fator n equivale a elevar o valor da constante de
equilíbrio pelo mesmo fator.

2
H
I
(
g
)
H
2
(
g
)
+
I
2
(
g
)
A reação inversa da formação do ácido iodídrico:
𝐾𝐶
−1
=
𝐻2 . [𝐼2]
[𝐻𝐼]2
=
1
54
= 0,019
A constante de equilíbrio da reação inversa é o
inverso matemático da constante de equilíbrio da
reação direta

2
P
(
g
)
+
3
C
l
2
(
g
) 2
P
C
l
3
(
g
)
2
P
C
l
3
(
g
)
+
2
C
l
2
(
g
) 2
P
C
l
5
(
g
)
2
P
(
g
)
+
5
C
l
2
(
g
)
2
P
C
l
5
(
g
)
Etapa 1
𝐾𝐶1 =
[𝑃𝐶𝑙3]2
[𝑃]2. [𝐶𝑙2]3
Etapa 2
𝐾𝐶2 =
[𝑃𝐶𝑙5]2
[𝑃𝐶𝑙3]2. [𝐶𝑙2]2
Reação Global
𝐾𝐶3 =
[𝑃𝐶𝑙5]2
[𝑃]2. [𝐶𝑙2]5
KC1 x KC2 = KC3
(
[𝑃𝐶𝑙3]2
[𝑃]2.[𝐶𝑙2]3)𝑥
[𝑃𝐶𝑙5]2
[𝑃𝐶𝑙3]2.[𝐶𝑙2]2 =
[𝑃𝐶𝑙5]2
[𝑃]2.[𝐶𝑙2]5
A constante de equilíbrio da reação global é o produto da constante de
equilíbrio das etapas consecutivas.

Exercício 7
• Considere a equação química e a constante de equilíbrio da síntese da amônia, a
25oC.
N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g) Keq= 5,6x105
Calcule a constante de equilíbrio para a reação a seguir, a 25,0oC.
NH3(g) 1/2N2 (g) + 3/2 H2 (g)
Keq= 1,3x10-3

Exercício 8
• Considere a equação química e a constante de equilíbrio, a 25,0oC
observadas a seguir:
2COF2 (g) CO2(g) + CF4(g) Keq = 2,2x106
Calcule a constante de equilíbrio para a reação a seguir:
C
O
2
(
g
)
+
C
F
4
(
g
)
2
C
O
F
2
(
g
)
Resposta: 4,54x10-7

Exercício 9
• Preveja a constante de equilíbrio para a primeira reação, mostrada a seguir,
dadas as constantes de equilíbrio para as segunda e terceiras reações.
CO2(g) + 3H2(g) C H3OH(g) + H2O Keq = ?
CO(g) + H2O(g) CO2 (g) + H2(g) K2= 1,0x105
CO(g) + 2H2 (g) CH3OH K3=1,4x107
Resposta= 140

Exercício / composição no equilíbrio
• Considere a reação de decomposição do sulfeto de hidrogênio.
2H2S(g) 2H2(g) + S2(g)
Kc= 1,67x10-7, 800oC
Um recipiente de reação de 0,500 L inicialmente contêm 0,0125 mol de H2S, a 800oC. Determine a
concentração de equilíbrio do H2 e do S2.
[H2S] [H2] [S2]
Inicio 0,0250 0 0
Variação -2x +2x +x
Equilíbrio 0,0250-2x 2x x
𝐾𝑒𝑞 = 1,67𝑥10−7
=
𝑝𝐻2
2
. 𝑝𝑆2
𝑝𝐻2𝑆2
=
(2𝑥)2
. 𝑥
(0,0250 − 2𝑥)2
Pela aproximação, 2x resulta em um valor muito
pequeno... então: x=2,97x10-4 mol.L-1
pH2= 5,94x10-4
pS2= 2,97x10-4

Exercício / composição no equilíbrio
• As pressões parciais iniciais de nitrogênio e hidrogênio em um vaso rígido
selado são 0,010 e 0,020 bar, respectivamente. A mistura é aquecida até uma
temperatura em que Keq= 0,11 para a reação abaixo. Quais as pressões
parciais de cada substância na mistura da reação em equilíbrio.
N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g)
Resposta pN2≈0,010 bar
pH2≈0,020 bar
pNH3=9,38x10-5 bar

Próxima aula
• Fatores que afetam o equilíbrio químico.

Aula 14: Fatores
que afetam o
equilíbrio
Químico
Disciplina: Química Fundamental
Turma: E e F
Prof. Dr. Bruno Henrique Vilsinski

A decomposição do calcário
C
O
2
(
g
)
+
C
a
C
O
3
(
s
)
+
H
2
O
(
l
)
C
a
+
2
(
a
q
)
+
2
H
C
O
3
-
(
a
q
)
O processo de dissolução de rochas de carbonato origina as cavernas
A dissolução extrema do carbonato em águas do oceano com excesso de CO2
prejudica os corais

Resposta dos equilíbrios a mudanças de condições
Henri Le Chatelier (1850-1936)
Quando uma perturbação exterior é
aplicada a um sistema em equilíbrio
dinâmico, ele tende a se ajustar para
reduzir ao mínimo o efeito da
perturbação
Chatelier estudou a influência da
pressão, concentração de reagentes e
produtos, bem como temperatura no
equilíbrio químico

O experimento de Haber
3
H
2
(
g
)
+
N
2
(
g
)
2
N
H
3
(
g
)

Adição e remoção de reagentes e produtos
3
H
2
(
g
)
+
N
2
(
g
)
2
N
H
3
(
g
)
Se um sistema está em equilíbrio e adicionamos uma substância
(reagente ou produto), a reação se deslocará de tal forma a
restabelecer o equilíbrio pelo consumo de parte da substância
adicionada. Contrariamente, a remoção de uma substância fará com
que a reação se mova no sentido de formar mais daquela substância.

Adição de H2 → Deslocará o equilíbrio para a formação de mais NH3
3
H
2
(
g
)
+
N
2
(
g
)
2
N
H
3
(
g
)

57
GENERALIZANDO:
• A adição de um reagente ou produto desloca o equilíbrio para o lado oposto da
reação;
• A remoção de um reagente ou produto desloca o equilíbrio para o mesmo lado
da reação em que foi retirado.
Produtos
Portanto, para otimizar a quantidade de produto no equilíbrio, precisamos inundar o
recipiente de reação com reagentes e continuamente remover os produtos (Le Châtelier).
Reagentes

Formação industrial da amônia
Temperaturas de ebulição:
H2= -253oC
N2=-196oC
NH3=-33oC (Liquefaz-se
primeiro)

Sistema hemoglobina-oxigênio
Hb + O2(g) HbO2
Nos Pulmões, a [O2] é elevada:
Equilíbrio se desloca para a direita
Nos músculos a concentração de oxigênio é baixa;
Hb + O2(g) HbO2
Equilíbrio deslocado para a esquerda

É importante ter em mente que o valor da constante de equilíbrio não muda,
apenas a composição no equilíbrio!

Exercício 1
• Para a reação abaixo, explique o efeito sobre cada concentração em
equilíbrio sob os seguintes processos:
• Adição de N2;
• Remoção de NH3;
• Remoção de água;
• Adição de água.
4
N
H
3
(
g
)
+
3
O
2
(
g
) 2
N
2
(
g
)
+
6
H
2
O
(
g
)

Variação de volume e da pressão
• Apenas reações em fase gasosa serão influenciadas pela variação na
pressão;
• A pressão varia o volume total do recipiente;
• Compressão → Diminui o volume;
• Expansão → Aumenta o volume.

Variação de volume e da pressão
• O aumento da pressão (redução do volume), deslocará o equilíbrio no
sentido da formação de produtos que consistem em número reduzido de
moléculas de gás.
Aumento da pressão / diminuição do volume
Diminuição na pressão / aumento do volume
N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g)
2 mol
1 mol de N2 + 3 mol de H2 = 4 mol

Exercício 2
• Explique como se dá a alteração no equilíbrio para a reação abaixo considerando
os seguintes processos:
• Aumento da pressão;
• Diminuição da pressão.
I
2
(
g
)
2
I
(
g
)

Efeito da variação da temperatura
[
C
o
(
O
H
2
)
6
]
+
2
(
a
q
)
+
4
C
l
-
(
a
q
)
[
C
o
C
l
4
]
-
2
(
a
q
)
+
6
H
2
O
(
l
)
∆Hreação > 0 processo endotérmico
A constante de equilíbrio depende da temperatura. Logo, a variação da
temperatura causa uma alteração na constante de equilíbrio.
Endotérmica:
Exotérmica:

Dias quentes e secos
Dias frios e úmidos
Ambiente Quente Frio

N
2
O
4
(
g
)
2
N
O
2
(
g
)

Constante de equilíbrio e temperatura
Temperatura / K Kp Kc
298 0,15 6,1x10-3
400 47,9 1,44
500 1,7x103 41
N
2
O
4
(
g
)
2
N
O
2
(
g
)
Tabela. Valores de KC e KP para a reação de decomposição do tetróxido de dinitrogênio em
diferentes temperaturas
Neste caso, o aumento da temperatura induz a um
aumento na constante de equilíbrio. Reação
endotérmica no sentido direto.

Efeito do catalisador
• Um catalisador é uma substância que altera a velocidade das
reações;
• Catalisadores atuam alterando o caminho da reação, fornecendo um
mecanismo alternativo, mais facilmente alcançado.

Efeito do catalisador
Figura. Energia de ativação de reações catalisadas e não catalisadas.

Próxima aula
Equilíbrio Ácido-base

Aula 15:
Equilíbrio ácido-
base
• Disciplina: Química
Fundamental
• Turma: F e F
• Prof. Dr. Bruno Henrique
Vilsinski

Nos livros...
Capítulo 16 Capítulo 11 Capítulo 15
Observação: QUEM EMBASA SEUS ESTUDOS APENAS EM SLIDES NÃO SERÁ APROVADO
Leiam os livros didáticos!

Ácidos comuns
Nome (Fórmula) Usos
Clorídrico (HCl) Limpeza de metais, refino de minérios, preparação de
alimentos, componente principal do ácido presente no
estômago;
Sulfúrico (H2SO4) Manufatura de fertilizantes e explosivos, produção de
corantes e colas, baterias de automóveis, etc
Nítrico (HNO3) Manufatura de fertilizantes e explosivos, produção de
corantes e colas
Acético (HC2H3O2) Manufatura de plásticos e borrachas, preservativos de
alimentos, vinagre;
Cítrico (H3C2H3O7) Presente em frutas cítricas como limão e laranja;
Carbônico (H2CO3) Bebidas carbonatadas
Fluorídrico (HF) Limpeza de metais, produção de vidro fosco e gravação
de vidro
Fosfórico (H3PO4) Produção de fertilizantes, tamponamento biológico;
Tabela. Ácidos mais comuns e suas principais utilizações.

Bases comuns
Nome Usos
Hidróxido de sódio (NaOH) Processamento de petróleo; Fabricação de sabão e
de plástico
Hidróxido de potássio (KOH) Processamento de algodão; Eletrodeposição;
Produção de sabão e Baterias
Bicarbonato de sódio (NaHCO3) Antiácido, ingrediente do fermento químico; fonte
de CO2
Carbonato de sódio (CaCO3) Fabricação de vidros e sabão; Artigos de limpeza
em geral; Amaciante
Amônia (NH3) Detergente; Fertilizante e fabricação de explosivos;
Produção de fibras sintéticas
Tabela. Bases mais comuns e suas principais utilizações.

Química ácido base
• Definição organoléptica
Ácido: sabor azedo
→ Queima a pele quando tocado;
→ Corrói metais e a pele;
→ Deixa o papel tornassol vermelho;
Bases: Sabor adstringente
→ Ao tocar se sente algo
viscoso;
→ Tornam o papel de
tornassol azul;

Definição de Arrhenius
Svante Arrhenius (1859-1927)
H
C
l
(
a
q
)
H
+
(
a
q
)
+
C
l
-
(
a
q
)
H
2
O
H
2
O
N
a
O
H
(
a
q
)
N
a
+
(
a
q
)
+
O
H
-
(
a
q
)
Ácidos: produzem H+ em água
Bases: produzem OH- em água
Principal limitação: Restrito a soluções aquosas

Ácidos e bases de Bronsted - Lowry
Ácido de Bronsted: doador de próton
Base de bronsted: receptora do próton
H
2
O
(
l
)
+
N
H
3
(
a
q
)
N
H
4
+
(
a
q
)
+
O
H
-
(
a
q
)
H
F
(
g
)
+
H
2
O
(
l
)
H
3
O
+
(
a
q
)
+
F
-
(
a
q
)
Não existe um ácido sem a presença de uma base no conceito de Bronsted

Ácidos e bases de Bronsted - Lowry
NH3(aq) + H2O(aq) NH4
+
(aq) + OH-
(aq)
Base de Bronsted Ácido de
Bronsted
Ou seja: a água tem um caráter anfiprótico! Ora se
comporta como um ácido, ora como uma base!
Base de Bronsted Ácido de
Bronsted
O2
-2
(aq) + H2O(l) 2OH-
(aq)

Pares ácido-base conjugados
H
X
(
a
q
)
+
H
2
O
(
l
)
X
-
(
a
q
)
+
H
3
O
+
(
a
q
)
Ácido de
Bronsted
(doa H+)
Base de
Bronsted
(recebe H+)
Base de
Bronsted da
reação
INVERSA
(Recebe H+)
Ácido de Bronsted da
reação INVERSA
(doa H+)
Base conjugada
Ácido conjugado

Exercícios
1) Qual é a base conjugada de cada um dos ácidos: (a)
HClO4; (b) H2S; (c) PH4
+; (d) HCO3
- ?
2) Qual é o ácido conjugado de cada uma das bases: (a) CN-
; (b) SO4
2; (c) H2O; (d) HCO3
-.

Força relativa de ácidos e bases
• Um ácido forte está completamente desprotonado em
solução. Ex: HCl;
• Um ácido fraco está parcialmente desprotonado em
solução. Ex: HCN;
• Uma base forte está completamente protonada em
solução. Ex: O2
-2
• Uma base fraca está parcialmente protonada em solução.
Ex:NH3

Par ácido-base conjugado
•Um ácido fraco tem uma base conjugada forte;
•Um ácido forte tem uma base conjugada fraca;
•Uma base fraca tem um ácido conjugado forte;
•Uma base forte tem um ácido conjugado fraco.

Forças relativas de ácidos e bases

Ácido acético e ácido fórmico...
Estes seriam ácidos fortes ou fracos?
ÁCIDO ACÉTICO
ÁCIDO FÓRMICO

Auto-ionização da água
O
H
H
O
H
H
+
O
H
H
H
+
+
O
H
-
H
2
O
(
l
)
+
H
2
O
(
l
)
H
3
O
+
(
a
q
)
+
O
H
-
(
a
q
)
𝐾𝑒𝑞 = [𝐻3𝑂+
]. [𝑂𝐻−
]
Constante do produto iônico da água (Kw)
Kw= [H3O+].[OH-] = 1,0x10-14 (25oC)
A água PURA é boa condutora de corrente elétrica?

Constante de auto-ionização da água
Temperatura / oC KW / x10-14
10 0,29
15 0,45
20 0,68
25 1,01
30 1,47
50 5,48
Tabela. Valores de Kw em diferentes temperaturas

Relações de concentração e meio
[H3O+]=[OH-] = 1,0.10-7 molL-1 = meio neutro
[H3O+] > 1,0.10-7 molL-1 = meio ácido
[H3O+] < 1,0.10-7 molL-1 = meio básico

Exercício
3) Calcule os valores da concentração do íon
hidrônio e do íon hidróxido em uma solução
aquosa neutra, a 25oC.
Resposta: 1,0x10-7 molL-1
𝐾𝑊 = [𝐻3𝑂+
]. [𝑂𝐻−
] = 1,0 x10-14

Exercício
4) Indique se as soluções com cada uma das
seguintes concentrações iônicas é neutra, ácida ou
básica.
A) [H3O+]= 4,0x10-9 molL-1
B) [OH-] = 1,0 x10-7 molL-1
C) [OH-] = 7,0x10-23 molL-1

A escala de pH
pH = -log [H+]
pH = -log (1,0 x10-3) = -(-3,00) = 3,00
A [H3O+] nas soluções varia de 1,0x10-14 à 1,0 molL-1
Soren Sorensen (1868-1939)
Potencial hidrogeniônico

Exercício:
5) Em uma amostra de suco de limão, a
concentração de H+ é 3,8x10-4 molL-1. Qual é o pH?
B) Uma solução para limpar janelas comumente
disponível tem concentração de H+ de 5,3x10-9
molL-1. Qual é o pH?
Respostas: a) 3,42 e b) 8,28

Outras escalas de “p”
pOH = -log [OH-]
[H3O+].[OH-]=Kw
-log[H3O+]+(-log[OH-]) = -log Kw
Aplicando-se o log dos dois lados da
equação...
pH + pOH = 14

Exercício
6) Como se calcula o pH de uma solução na qual a
concentração de OH- equivale a 2,0x10-8 molL-1?

Exercício
7) Quais são as concentrações de íons H3O+ e OH- para uma
solução aquosa de Ba(OH)2 a 0,0030 molL-1, a 25,0oC.
Ba(OH)2 (s) Ba+2
(aq) + 2OH-
(aq)
Assumindo que o Ba(OH)2 seja uma base forte:
[Ba+2] = 0,0030 molL-1
[OH-] = 0,0060 molL-1
Assume-se que a concentração de H3O+ e de OH- que surge da auto-
protólise da água é insignificante (≈10-7 molL-1)
[𝐻3𝑂+
] =
𝐾𝑊
[𝑂𝐻−]
=
1,0𝑥10−14
0,0060
= 1,7𝑥10−12
𝑚𝑜𝑙𝐿
− 1

Medindo o pH
• Como proceder para a leitura do pH?
pHmetros
Fitas de pH Medidor de pH de bolso

Medindo o pH
•Hortênsia - Hydrangea macrophylla
Meio ácido (pH abaixo de 6,5) Meio básico (pH acima de 6,5)

Indicadores ácido-base
• Menos precisos, mas são muito importantes! Ex: fenolftaleína.

8) Considerando a temperatura de 25 ºC, calcule a concentração de H+
(aq) em (a) uma solução
na qual [OH-] é 0,010 mol/L; (b) uma solução na qual [OH-] é de 1,8 x10-9 mol/L.
EXERCÍCIO:
(a)
(b)
2) Calcule o pH e o pOH para as duas soluções (a e b) do exercício anterior.
(a)
(b)

9) Calcule a concentração de OH-
(aq) em uma solução na qual (a) [H+]= 2x10-6
mol/L; (b) [H+] = [OH-].
Resp.: (a) 5 x 10-9 mol/L; (b) 1,0 x10-7 mol/L.
10) (a) Em uma amostra de suco de limão a [H+] é 3,8 x10-4 mol/ L. Qual é seu
pH? (b) Uma solução para limpar janelas comumente disponível tem [H+] de 5,3
x10-9 mol/ L. Qual é seu pH?
Resp.: (a) 3,42; (b) 8,28.
11) Uma amostra de suco de maçã que foi espremido recentemente tem pH de
3,76. Calcule a [H+].
12) Uma solução formada pela dissolução de um comprimido antiácido tem pH
de 9,18. Calcule [H+]. Resp.: [H+] = 6,6 x 10-10 mol/L

Ácidos e bases fortes
• Ácidos e bases fortes são eletrófilos fortes, existindo em água
inteiramente como íons.
Ácidos fortes: HCl,HBr, HI, HNO3, HClO3, HClO4, H2SO4, etc;
Bases Fortes: LiOH, NaOH, KOH, Sr(OH)2, Ca(OH)2, etc;
H
N
O
3
(
a
q
)
+
H
2
O
(
l
) H
3
O
+
(
a
q
)
+
N
O
3
-
(
a
q
)
H
C
l
(
a
q
)
+
H
2
O
(
l
) H
3
O
+
(
a
q
)
+
C
l
-
(
a
q
)
Ácidos Fortes
Bases Fortes
N
a
O
H
(
a
q
)
+
H
2
O
(
l
)
N
a
+
(
a
q
)
+
O
H
-
(
a
q
)
C
a
(
O
H
)
2
(
a
q
)
+
H
2
O
(
l
)
C
a
+
2
(
a
q
)
+
2
O
H
-
(
a
q
)

Como calcular o pH de um ácido forte?
• Qual é o pH de uma solução 0,060 molL-1 de HCl?
H
C
l
(
a
q
)
+
H
2
O
(
l
)
H
3
O
+
(
a
q
)
+
C
l
-
(
a
q
)
Tenha em mente que um ácido forte se ioniza completamente. Ou
seja, após o equilíbrio a concentração de HCl é 0 e a de H3O+ é 0,060
molL-1.
Logo, pH = - log [H+] = - log 0,060 = 1,22

E como se calcula o pH de uma base forte?
• Qual é o pH de uma solução 0,0022 molL-1 de Ca(OH)2?
C
a
(
O
H
)
2
(
a
q
)
+
H
2
O
(
l
)
C
a
+
2
(
a
q
)
+
2
O
H
-
(
a
q
)
Tenha em mente que uma base forte se dissocia completamente, logo após o
equilíbrio a concentração de Ca(OH)2 é 0 e a de OH- é 4,4x10-3 molL-1.
pOH = -log[OH-] = - log 4,4x10-3 molL-1 = 2,35
pH + pOH = 14. Logo, pH = 14 - 2,35 = 11,65

Exercícios
13) Uma solução aquosa de HNO3 tem pH de 2,34. Qual a
concentração do ácido?
Resposta: 0,0046 molL-1
14) Qual é a concentração de uma solução de a) KOH para qual o pH
é 11,89; b) Ca(OH)2 para qual o pH 11,68?
a) 7,8 x10-3 molL-1; b) 2,4x10-3 molL-1.

Ácidos fracos
4,15 a 4,41 g de HAc por 100 mL de
vinagre
Ácido fórmico HCOOH
Não se ionizam completamente em solução aquosa!

Ácidos fracos
HA(aq) + H2O(l) H3O+(aq) + A-(aq)
HA(aq) H+(aq) + A-(aq)
]
HA
[
]
A
][
O
H
[ -
3
+
=
a
K
]
HA
[
]
A
][
H
[ -
+
=
a
K
Ka = constante de dissociação ácida
Quanto menor o Ka, mais fraco é o ácido... Ácidos fortes tem Ka>>>1

Exercício
15) Um estudante preparou uma solução 0,10 molL-1 de ácido fórmico
(HCHO2) e mediu o seu pH usando um medidor de pH. Constatou-se que
o pH a 25,0oC era 2,38. a) Calcule o Ka para o ácido fórmico nesta
temperatura. B) Qual a porcentagem de ácido ionizado nesta solução a
0,10 molL-1.
H
C
H
O
2
(
a
q
)
+
H
2
O
(
l
)
C
H
O
2
-
(
a
q
)
+
H
3
O
+
(
a
q
)
pH = -log [H+]
2,38 = -log[H+]
[H+] = 4,2x10-3 molL-1
Espécie /
condição
[HCHO2] / molL-1 [H+] / molL-1 [CHO2
-] / molL-1
Inicio 0,10 0 0
Variação -4,2x10-3 +4,2x10-3 +4,2x10-3
No equilíbrio (0,10-4,2x10-3) ≈
0,10
4,2x10-3 4,2x10-3
a) Ka = 1,8x10-4
b) 0,10 molL-1 – 100%
4,2x10-3 molL-1 – x
X= 4,2%

Usando Ka para calcular o pH
16) Calcule o pH de uma solução 0,20 molL-1 de HCN.
H
C
N
(
a
q
)
+
H
2
O
(
l
)
H
3
O
+
(
a
q
)
+
C
N
-
(
a
q
)
Ka = 4,9x10-10 a 25,0oC
Espécie / condição [HCN] / molL-1 [H3O+] / molL-1 [CN-] / molL-1
Inicio 0,20 0 0
Variação -x +x +x
No equilíbrio (0,20 – x) x x
Aproximação: 0,20 molL-1 – x ≈ 0,20molL-1
Resolvendo em Ka, a concentração de H+ é 9,9x10-6 molL-1, pH = 5,00

EXERCÍCIOS
17) Calcule o pH de uma solução de 0,20mol/L de HCN, cujo Ka a 25 ºC é
4,9.10-10. Resposta: 5,00
18) O Ka para a niacina (C5H4NCOOH) é 1,6.10-5. Qual é o pH de uma
solução de 0,010 mol/ L de niacina? Resposta: 3,40

Ácidos polipróticos
•São aqueles que tem mais de um átomo ionizável!
Ex: H2SO4
H2SO4 - Trata-se de um indicador
da economia de um país!
Aplicações:
→ Refino do petróleo;
→ Produção de baterias, fertilizantes e
bombas;
→ Produção de outros ácidos (H3PO4, HNO3,
etc)

H2SO4
H 2 S O 4 (aq ) + H 2 O (l) H S O 4
-
(aq ) + H 3 O +
(a q )
H S O 4
-
(aq ) + H 2 O (l) S O 4
-2
(a q ) + H 3 O +
(aq )
Ka1 = infinito (não tem sentido)
Ka2 = 1,2x10-2
Por que geralmente Ka1 é maior do que Ka2?
Obs: Os prótons são removidos em etapas... Um de cada vez!

Ácidos polipróticos
Tabela. Ácidos polipróticos e seus diferentes valores de Ka
Geralmente, se o Ka1=1000xKa2, o pH dependerá apenas da
primeira ionização!

120
19) A solubilidade do CO2 em água a 25 ºC e 0,1 atm de pressão é 0,0037 molL-1. A prática
comum é supor que todo o CO2 dissolvido está na forma de ácido carbônico (H2CO3),
produzido pela reação entre CO2 e H2O:
CO2(aq) + H2O(l) ⇌ H2CO3(aq)
Qual é o pH de uma solução 0,0037 molL-1 de H2CO3(aq)?
Início) 0,0037 mol/L
(0,0037 – x) mol/L
Equilíbrio) x x
Ka1 = 4,3x10-7
0 0
Início) 4,0.10-5 mol/L
(4,0.10-5 – y) mol/L
Equilíbrio) y y
Ka2 = 5,6x10-11
0 0
[H+] = x + y = 4,0.10-5 + 4,7.10-8
[H+]  4,0.10-5 mol/L
pH = -log [H+] = -log 4,0x10-5
pH = 4,40
5,6. 10−11
=
𝑦. 𝑦
(4,0. 10−5 − 𝑦)
𝑦2
= 2,2. 10−15 𝑦 = 4,7. 10−8
𝑚𝑜𝑙/𝐿

Bases Fracas
B
(
a
q
)
+
H
2
O
(
l
)
H
B
+
(
a
q
)
+
O
H
-
(
a
q
)
N
H
3
(
a
q
)
+
H
2
O
(
l
)
N
H
4
+
(
a
q
)
+
O
H
-
(
a
q
)
𝐾𝐵 =
[𝑁𝐻4
+
]. [𝑂𝐻−
]
[𝑁𝐻3]

Exercício
20) Calcule a concentração de OH- em uma solução 0,15 molL-1 de NH3. KbNH3 =
1,8x10-5.
N
H
3
(
a
q
)
+
H
2
O
(
l
)
N
H
4
+
(
a
q
)
+
O
H
-
(
a
q
)
Espécie / condição [NH3] / molL-1 [NH4
+] / molL-1 [OH-] / molL-1
Inicio 0,15 0 0
Variação -x +x +x
Equilíbrio (0,15-x) x x
Aproximação: 0,15 molL-1 – x ≈ 0,15molL-1
Resolvendo em Kb, se tem x = [NH4
+] = [OH-] = 1,6x10-3 molL-1

Relação entre Ka e Kb
+
Kw = Ka x Kb
Assim, quanto maior o Ka, menor a força de sua base conjugada!
N
H
4
+
(
a
q
) N
H
3
(
a
q
)
+
H
+
(
a
q
)
N
H
3
(
a
q
)
+
H
2
O
N
H
4
+
(
a
q
)
+
O
H
-
(
a
q
)
H
2
O
(
l
)
H
+
(
a
q
)
+
O
H
-
(
a
q
)
pKa + pKb = pKw
Nós também temos a seguinte relação:

Relação entre pKa, pKb e pKw

Exercício
21) Qual dos seguintes ânions tem a maior constante de dissociação
básica (Kb): NO2
-, PO4
-3 ou CN-?
Valores de Ka:
Ka3 H3PO4: 4,2x10-13;
Ka HNO2
- = 4,5x10-4
Ka HCN = 4,9x10-10
Kw = Ka x Kb
1,0x10-14 = 4,2x10-13 x Kb
Kb3 H3PO4 = 0,023
Kb HNO2
- = 2,22x10-11
Kb HCN = 2,0x10-5

HA (aq)
-ΔsolvH(HA)
HA(g)
ΔHB(H-A)
H (g) + A(g)
H+(g) + e- (g) + A(g)
H+(g) + A-(g)
-Δg.eH(A)
Δe.i(H)
H+(aq) + A-(g)
ΔhidH(H+)
H+(aq) + A-(aq)
ΔhidH(A-)
ΔH

ΔH = ΔsolvH(HA) + ΔHB(H-A) + ΔE.I(H) + -Δg.eH(A)+ ΔhidH(H+) + ΔhidH(A-)

Entalpia de transferência de prótons
Quanto mais negativa a entalpia de transferência de prótons maior a acidez.

Comportamento ácido-base e estrutura química
• Fatores que afetam a força ácida;
1) Polarização da ligação H-X
H
X
NaH versus H-C do CH4, qual será mais propenso a produzir soluções ácidas
e básicas?
R: O hidreto de sódio!
2) A força da ligação H-X
Haleto ácido Entalpia de ligação / kJmol-
1
H-F 567
H-Cl 431
H-Br 366
H-I 299

Ácidos binários (H-X)
• A força da ligação H-X diminui à medida que o tamanho de X
aumenta;
• Assim, a força do ácido diminui à medida que o tamanho de
X diminui;
Assim, HCl é um ácido mais forte do que HF e H2S é um ácido mais forte do
que H2O.

Ao longo de um período...
A força do ácido aumenta conforme a eletronegatividade de X aumenta.
Grupo
14 15 16 17
Período 2 CH4 (Propriedades
nem ácidas nem
básicas)
NH3 (Base fraca –
par de elétrons
livres)
H2O HF (Ácido fraco)
Período 3 SiH4 (Propriedades
nem ácidas nem
básicas)
PH3 (Base Fraca) H2S (Ácido Fraco) HCl (Ácido forte)
Aumento da força ácida
Aumento da força básica
Aumento
da
força
ácida
Aumento
da
força
básica

Oxiácidos
Ácidos nos quais os grupos OH e,
possivelmente átomos de oxigênio adicionais
estão ligados no átomo central.
S
O
O
O
O
H
H
H2SO4

Mas... O grupo OH também pode ser
liberado... Como uma base...
Y O H
Como saber se o grupo OH se comportará como uma base ou como um ácido?
Depende da força de ligação Y-O
Se Y é um metal, como Na, K ou Mg → ligação iônica Y-O → comportamento de
base;
Se Y é um não metal → compartilhamento de elétrons entre Y e O e o composto é
básico ou neutro.

Oxiácidos do tipo HYO
Ácido Eletronegatividade de Y Ka
HClO 3,0 3,0x10-8
HBrO 2,8 2,5x10-9
HIO 2,5 2,3x10-11
H
Y
O

Ácidos com o mesmo átomo central Y, mas
com número de oxigênios variável...
C l
O
H C l O
O
H H O C l
O
O C l O
O
O
O
H
Aumento da força ácida

Ácidos carboxílicos
R
C
O
O
H
Formam a maior categoria de ácidos orgânicos
R
C
O
O
-
R
e
s
s
o
n
â
n
c
i
a
R
C
O
-
O
Estabilização por ressonância!

Os aminoácidos
Grupo amina
(básico) Grupo ácido carboxílico
(ácido)
Comportamento anfótero!

Teoria ácido-base de Lewis
Gilberto Newton Lewis
(1875-1946)
Dentre as teorias já estudadas, é sem
sombra de dúvidas a mais completa!
Ácido de Lewis: Receptor do par de elétrons
Base de Lewis: Doadora do par de elétrons
N
H
H
H
+
B
F
F
F
N
H
H
H
B
F
F
F
Um aduto de Lewis

Teoria ácido-base de Lewis
S i
F
F
F
F
+ 2 F - S i
F
F
F F
F
F
-2
Aduto
Base de Lewis
(Doadora do par
de elétrons)
Ácido de Lewis
(Receptor do par
de elétrons)

Formação de um complexo (composto de coordenação)
F
e
+
3
+
6
C
N
-
[
F
e
(
C
N
)
6
]
-
3
F
e
C
N
N
C
C
N
N
C
C
N
C
N
-
3

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