Equilíbrio Químico
e
Iônico
Prof Carlos Priante
AULA 11
EQUILÍBRIO QUÍMICO
Sistemas em equilíbrio são:
• DINÂMICOS (em movimento constante)
• REVERSÍVEIS (Podem ser atingidos de
...
• Equilíbrio – dois processos opostos que ocorrem com
velocidades iguais, em movimento constante
Velocidade da
reação dire...
• No início da reação a velocidade direta é máxima, pois temos
uma maior concentração do reagente e, a velocidade da
reaçã...
• Teoria das Colisões: Quando 2 moléculas A e B colidem
uma com a outra numa orientação apropriada e com
suficiente energi...
A + B
C + D
Energia
Potencial
Complexo Ativado
Reagentes
Produtos
A + B C + D
,a fE
DH
exotérmica,
• A partir de um momento, quantidades significativas de C
e D são formadas, e sua concentração começa a aumentar.
• Torna-...
A + B
C + D
Energia
Potencial
Complexo Ativado
Reagentes
Produtos
C + D A + B
,a bE
DH
endotérmico
[A][B]f fr k
CONSTANTE DE EQUILÍBRIO
• Suponhamos que a reação a seguir ocorra em ambos os
sentidos e que inicialmente ap...
•Após um certo tempo, a concetração de C e D
cresce e a reação inversa começa a acontecer
também:
C + D A + B
Velocidade ...
[A][B]
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•Quando as velocidades se tornam iguais, as concentrações de A,
B, C e D não mais mudam ...
[A][B] [C][D]
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Concentrações de Produtos
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• O valor de KC depende da reação considerada
e da temperatura, e independe das
concentrações iniciais dos reagentes.
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Determinação de K
(PUC-RS) Um equilíbrio envolvido na formação da chuva
ácida está representado pela equação:
2SO2(g) + O2...
1º Passo: Construa uma tabela de concentrações
2º Passo: substituir os valores encontrados na expressão da
constante de eq...
Exemplos
Escreva as expressões de constante de equilíbrio para as
seguintes reações:
Equações Químicas
balanceadas cK
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Pressão Parcial
• Podemos, também, expressar a constante de equilíbrio em
termos de pressões parciais (KP). Neste caso, as...
Gases: KP
Equações Químicas
balanceadas cK
2 2 3N (g) + 3H (g) 2NH (g)
2 22HI(g) H (g) + I (g)
2 2 32SO (g) + O (g) 2SO (g...
DESLOCAMENTO DO EQULÍBRIO
• No equilíbrio, as velocidades v1 e v2 são iguais e as
concentrações das substâncias A, B, C e ...
• Porém, após certo tempo, a reação volta a estabelecer
um novo equilíbrio químico, mas com valores de
concentrações e vel...
TEMPERATURA
• Colocando-se o gás NO2(g), de coloração castanha, contido
em um balão de vidro, em banhos de diferentes
temp...
• Se a coloração castanha desaparece a 0°C é porque,
praticamente, não há mais NO2, isto é, ele foi transformado
em N2O4.
...
CONCENTRAÇÃO
• Podemos perceber que uma solução de um cromato é
amarela, e a solução de um dicromato é alaranjada.
Porém, ...
Se houver a adição de íons H+
ao cromato em meio básico, a
cor mudará para laranja,
deslocando o equilíbrio para a
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PRESSÃO
• Alterações de pressão influenciam em equilíbrios que
possuem espécies químicas no estado gasoso.
• Verifica-se q...
• Se a pressão fosse diminuída o equilíbrio se deslocaria
para a esquerda, favorecendo o consumo de amônia,
isto é, no sen...
O equilíbrio iônico é um caso isolado de
equilíbrio químico, em que o sistema em
estudo é uma solução aquosa contendo íons...
• Dos equilíbrios iônicos em solução aquosa, um dos mais
importantes é o que ocorre na ionização dos ácidos e na
dissociaç...
Constante de Ionização
• Para os ácidos a constante de ionização recebe o
nome especial de constante de acidez (Ka) e para...
LEI DA DILUIÇÃO DE OSTWALD
• É uma lei que relaciona o grau de ionização com o volume
(diluição) da solução.
• Dependendo ...
• A água, pura ou quando usada como solvente, se
ioniza fracamente, formando o equilíbrio iônico:
• A constante de equilíb...
• Como a concentração da água é praticamente constante,
teremos:
• O produto das duas constantes (Ki e [H2O]) é uma nova
c...
• Em água pura a concentração hidrogeniônica [H+] é igual à
concentração hidroxiliônica [OH –], isto é, a 25°C, observa-se...
pH + pOH= 10-14
• Em soluções neutras pH = pOH = 7
• Em soluções ácidas pH < 7 e pOH > 7
• Em soluções básicas pH > 7 e pOH < 7
• Em uma m...
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Aula 11 de Química sobre equilíbrio químico e iônico. Turma Preparatório ENEM. Prof Carlos Priante.

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Equilíbrio Químico e Iônico

  1. 1. Equilíbrio Químico e Iônico Prof Carlos Priante AULA 11
  2. 2. EQUILÍBRIO QUÍMICO Sistemas em equilíbrio são: • DINÂMICOS (em movimento constante) • REVERSÍVEIS (Podem ser atingidos de qualquer direção) A  B
  3. 3. • Equilíbrio – dois processos opostos que ocorrem com velocidades iguais, em movimento constante Velocidade da reação direta Velocidade da reação inversa = H2O(s) H2O(l)  H2O(g) •A reação que ocorre da esquerda para a direita chama-se REAÇÃO DIRETA. •A reação que ocorre da direita para a esquerda chama-se REAÇÃO INVERSA.
  4. 4. • No início da reação a velocidade direta é máxima, pois temos uma maior concentração do reagente e, a velocidade da reação inversa é nula, pois não temos, ainda, um produto. • À medida que a reação se processa a velocidade da reação direta diminui e da reação inversa aumenta.
  5. 5. • Teoria das Colisões: Quando 2 moléculas A e B colidem uma com a outra numa orientação apropriada e com suficiente energia, elas podem reagir formando novas moléculas, os produtos C e D. A + B C + D Reversibilidade no Equilíbrio Químico
  6. 6. A + B C + D Energia Potencial Complexo Ativado Reagentes Produtos A + B C + D ,a fE DH exotérmica,
  7. 7. • A partir de um momento, quantidades significativas de C e D são formadas, e sua concentração começa a aumentar. • Torna-se inevitável que uma molécula de C colida com uma de D. • Se esta colisão ocorrer com energia e orientação adequadas, elas podem reagir e formar novamente as moléculas originais A e B. C + D A + B
  8. 8. A + B C + D Energia Potencial Complexo Ativado Reagentes Produtos C + D A + B ,a bE DH endotérmico
  9. 9. [A][B]f fr k CONSTANTE DE EQUILÍBRIO • Suponhamos que a reação a seguir ocorra em ambos os sentidos e que inicialmente apenas A e B estejam presentes no sistema de reação. a A + b B  c C + d D Velocidade da Reação Direta: Inicialmente C e D não estão presentes, ou seja, não há reação inversa. Há apenas a reação direta: A + B C + D
  10. 10. •Após um certo tempo, a concetração de C e D cresce e a reação inversa começa a acontecer também: C + D A + B Velocidade da Reação Inversa : [C][D]b br k •Conforme a reação prossegue, as concentrações de A e B caem, ao passo que as de C e D aumentam.
  11. 11. [A][B] [C][D] f f b b r k r k   •Quando as velocidades se tornam iguais, as concentrações de A, B, C e D não mais mudam no tempo. •Atingiu-se o equlíbrio químico. •Ao nível molecular tanto a reação direta quanto a inversa continuam ocorrendo, o equilíbrio é dinâmico e ocorrem continuamente na mesma velocidade. •Logo as velocidades das reações direta e inversa :
  12. 12. [A][B] [C][D] [C][D] a constant [A][B] f b f b f b r r k k k K k                Concentrações de Produtos Concentrações de Reagentes C D K A B c d a b 
  13. 13. • O valor de KC depende da reação considerada e da temperatura, e independe das concentrações iniciais dos reagentes. • A constante de equilíbrio é tratada como um número puro, isto é, sem unidades. • Líquidos e sólidos puros, que não fazem parte de solução, não constam da expressão da constante de equilíbrio.
  14. 14. Determinação de K (PUC-RS) Um equilíbrio envolvido na formação da chuva ácida está representado pela equação: 2SO2(g) + O2(g) ↔ 2SO3(g) Em um recipiente de 1 litro, foram misturados 6 mols de dióxido de enxofre e 5 mols de oxigênio. Depois de algum tempo, o sistema atingiu o equilíbrio; o número de mols de trióxido de enxofre medido foi 4. O valor aproximado da constante de equilíbrio é:
  15. 15. 1º Passo: Construa uma tabela de concentrações 2º Passo: substituir os valores encontrados na expressão da constante de equilíbrio Kc dessa reação: Kc = [SO3]2 [SO2]2 . [O2] Kc = __(4)2__ (2)2 . 3 Kc = 1,33
  16. 16. Exemplos Escreva as expressões de constante de equilíbrio para as seguintes reações: Equações Químicas balanceadas cK 2 2 3N (g) + 3H (g) 2NH (g) 2 22HI(g) H (g) + I (g) 2 2 32SO (g) + O (g) 2SO (g) 2 3 3 2 2 [NH ] [N ][H ] cK  2 2 2 [H ][I ] [HI] cK  2 3 2 2 2 [SO ] [SO ] [O ] cK 
  17. 17. Pressão Parcial • Podemos, também, expressar a constante de equilíbrio em termos de pressões parciais (KP). Neste caso, as substâncias envolvidas serão gases.
  18. 18. Gases: KP Equações Químicas balanceadas cK 2 2 3N (g) + 3H (g) 2NH (g) 2 22HI(g) H (g) + I (g) 2 2 32SO (g) + O (g) 2SO (g) 2 3 3 2 2 [NH ] [N ][H ] cK  2 2 2 [H ][I ] [HI] cK  2 3 2 2 2 [SO ] [SO ] [O ] cK  pK 3 2 2 2 NH 3 N H p p K p p  2 2H I 2 HI p p p K p  3 2 2 2 SO 2 SO O p p K p p 
  19. 19. DESLOCAMENTO DO EQULÍBRIO • No equilíbrio, as velocidades v1 e v2 são iguais e as concentrações das substâncias A, B, C e D são constantes. • Se, por algum motivo, houver modificação em uma das velocidades, teremos mudanças nas concentrações das substâncias. • Esta modificação em uma das velocidades ocasiona o que denominamos de deslocamento do equilíbrio, que será no sentido da maior velocidade.
  20. 20. • Porém, após certo tempo, a reação volta a estabelecer um novo equilíbrio químico, mas com valores de concentrações e velocidades diferentes das iniciais. • O químico Henri Louis Le Chatelier propôs um princípio que afirma: “Quando um sistema em equilíbrio sofre algum tipo de perturbação externa, ele se deslocará no sentido de minimizar essa perturbação, a fim de atingir novamente uma situação de equilíbrio”. • É possível provocar alteração em um equilíbrio químico por variações de temperatura, de concentração de participantes da reação e pressão total sobre o sistema.
  21. 21. TEMPERATURA • Colocando-se o gás NO2(g), de coloração castanha, contido em um balão de vidro, em banhos de diferentes temperaturas, observa-se o seguinte.
  22. 22. • Se a coloração castanha desaparece a 0°C é porque, praticamente, não há mais NO2, isto é, ele foi transformado em N2O4. • Observa-se que o aumento da temperatura favorece a reação (2) que é endotérmica, e a redução da temperatura favorece a reação (1) que é exotérmica. Ou seja: • Um aumento de temperatura desloca o equilíbrio no sentido endotérmico. • Uma diminuição de temperatura desloca o equilíbrio no sentido Exotérmico.
  23. 23. CONCENTRAÇÃO • Podemos perceber que uma solução de um cromato é amarela, e a solução de um dicromato é alaranjada. Porém, o acréscimo de uma base a ambas as soluções as tornam amareladas, sugerindo a presença em maior quantidade dos íons cromatos, isto é, a adição da base desloca o equilíbrio para a direita.
  24. 24. Se houver a adição de íons H+ ao cromato em meio básico, a cor mudará para laranja, deslocando o equilíbrio para a esquerda. Ou seja: • O aumento da concentração de uma substância desloca o equilíbrio químico no sentido oposto ao da substância acrescentada. • A diminuição da concentração de uma substância desloca o equilíbrio químico no mesmo sentido da substância retirada.
  25. 25. PRESSÃO • Alterações de pressão influenciam em equilíbrios que possuem espécies químicas no estado gasoso. • Verifica-se que o aumento da pressão favoreceu a produção da amônia, isto é, deslocou o equilíbrio para a direita, que é aquele que possui menor quantidade de mols na fase gasosa.
  26. 26. • Se a pressão fosse diminuída o equilíbrio se deslocaria para a esquerda, favorecendo o consumo de amônia, isto é, no sentido da maior quantidade de mols na fase gasosa. Ou seja: • O aumento da pressão sobre o sistema desloca o equilíbrio químico no sentido do menor número de mols na fase gasosa. • A diminuição da pressão sobre o sistema desloca o equilíbrio químico no sentido do maior número de mols na fase gasosa.
  27. 27. O equilíbrio iônico é um caso isolado de equilíbrio químico, em que o sistema em estudo é uma solução aquosa contendo íons em contato com moléculas ou compostos iônicos pouco solúveis.
  28. 28. • Dos equilíbrios iônicos em solução aquosa, um dos mais importantes é o que ocorre na ionização dos ácidos e na dissociação das bases. • Nos equilíbrios iônicos, também são definidos um grau de ionização (α) e uma constante de equilíbrio (Ki).
  29. 29. Constante de Ionização • Para os ácidos a constante de ionização recebe o nome especial de constante de acidez (Ka) e para as bases a constante de ionização denomina-se constante de basicidade (Kb).
  30. 30. LEI DA DILUIÇÃO DE OSTWALD • É uma lei que relaciona o grau de ionização com o volume (diluição) da solução. • Dependendo da quantidade de íons livres que a solução apresentar, ela pode ser classificada como eletrólito forte ou fraco.
  31. 31. • A água, pura ou quando usada como solvente, se ioniza fracamente, formando o equilíbrio iônico: • A constante de equilíbrio será: EQUILÍBRIO IÔNICO DA ÁGUA – pH e pOH
  32. 32. • Como a concentração da água é praticamente constante, teremos: • O produto das duas constantes (Ki e [H2O]) é uma nova constante (KW), denominada de produto iônico da água. • Em 25°C , o produto iônico da água é igual a 10 – 14. Então:
  33. 33. • Em água pura a concentração hidrogeniônica [H+] é igual à concentração hidroxiliônica [OH –], isto é, a 25°C, observa-se que: • Nestas condições dizemos que a solução é neutra. • As soluções em que [H+] > [OH –] terão características ácidas e: • As soluções em que [H+] < [OH –] terão características básicas e:
  34. 34. pH + pOH= 10-14
  35. 35. • Em soluções neutras pH = pOH = 7 • Em soluções ácidas pH < 7 e pOH > 7 • Em soluções básicas pH > 7 e pOH < 7 • Em uma mesma solução pH + pOH = 14.

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