O documento descreve os conceitos fundamentais de equilíbrio químico, incluindo: 1) O equilíbrio é dinâmico, com as velocidades das reações direta e inversa sendo iguais; 2) Fatores como concentração, temperatura e pressão podem deslocar o equilíbrio para os reagentes ou produtos de acordo com o Princípio de Le Chatelier; 3) A constante de equilíbrio Kc quantifica a posição do equilíbrio e depende das concentrações quando

2. 2

3. 3

4.  O ponto onde
decomposição:
a
velocidade
de
 Iguala a velocidade de dimerização:
é o equilíbrio dinâmico.
 O equilíbrio é DINÂMICO porque a reação
não parou: as velocidades das reações
opostas é que são iguais.
4

5. Em uma reação química no
estado inicial os reagentes
estão
presentes
em
concentração
definida;
à
medida
que
a
reação
prossegue, as concentrações
dos reagentes vão diminuindo
até um ponto em que se
estabilizam,
tornam-se
constantes. Chega-se a um
estado
no
qual
as
concentrações não mais variam
é o estado de equilíbrio.
5

6. No estado de equilíbrio as concentrações de reagentes e
produtos são constantes e a velocidade da reação direta é
igual a velocidade da reação inversa
6

7. V1 = V2
7

8. Uma vez estabelecido o equilíbrio, este persiste
indefinidamente, se não for perturbado. Quando
uma reação química pode ocorrer em extensão
apreciável tanto na direção direta quanto na
direção inversa diz-se que é uma reação
reversível.
A+B
C+D
8

9. Em 1867, Guldberg e Waage estabeleceram a “Lei
da Ação das Massas” – A velocidade de uma
reação química, a temperatura constante, é
proporcional ao produto das concentrações
molares das substâncias reagentes.
Para uma reação do tipo
A+B
C+D
a velocidade da reação direta é:
V1 = K1[A].[B]
9

10. De modo similar, a velocidade da reação inversa é:
V2 = K2[C].[D]
No equilíbrio,
V1 = V2
, então:
K1[A].[B] = K2[C].[D]
[C].[D]
Kc =
[A].[B]
10

11. Principais tipos de Equilíbrio e Constantes de Equilíbrio
usadas em Química Analítica

12. Se o sentido da reação for invertido: K2 = 1/K1
Se 2 reações são adicionadas: K3 = K1 x K2
Se Kc > 1 : Reação ocorre da esquerda para direita
(formação de produtos)
Se Kc < 1 : Reação ocorre da direita para esquerda
(formação de reagentes)
12

13. “Um estado de equilíbrio químico é mantido enquanto
não se alteram as condições do sistema. Quando se modifica
algum parâmetro, como por exemplo, a pressão, a
temperatura ou a concentração de alguma das espécies em
equlíbrio, este se desloca em certa direção (para os
reagentes ou para os produtos) até atingir um novo estado
de equilíbrio.”
A
aA + bB
B cC + dD
13

14. As variações nas concentrações das diversas
espécies que intervém no equilíbrio químico pode
alterá-lo.
Considere a reação:
H2(g) + I2(g) ↔ 2HI(g)
Se adicionar H2 ao sistema em equilíbrio, a [HI]
aumenta e a [I2] diminui. Por outro lado, se retirar H2
do sistema, parte do HI se decompõe para formar
H2, para substituir o H2 que foi retirado.
14

15. As variações nas concentrações das diversas espécies que
intervém no equilíbrio químico pode alterá-lo.
Cl2 + 2 H2O
HOCl + H3O+ + Cl-
15

16. Podem exercer considerável efeito sobre a
posição de equilíbrio, ou quase nenhum efeito em
absoluto.
Considere a reação:
2NO2(g) ↔ N2O4(g)
Um aumento na pressão, a reação se deslocará
para o lado com menor número de mols de gás.
Se a pressão diminui, a reação se deslocará para
o lado com maior número de mols de gás para
ajudar a não reduzir a pressão.
16

17. Aumenta a pressão
Efeito da Pressão
2NO2(g) ↔ N2O4(g)
Diminui a pressão
Quando a reação alcança o equilíbrio, um aumento
da pressão faz com que a reação prossiga no
sentido do N2O4, pois isso reduz os mols totais de
gás presentes e, consequentemente, a pressão.
17

18. Quando elevamos a temperatura do sis.equilibrio, fornecemos
calor ao sistema. Favore-se então, a reação que se dá com
absorção de calor (reação endotérmica). Um resfriamento do
sistema, redução de temperatura, a reação se deslocará para
o lado que desprenda calor (reação exotérmica).
Diminui a temperatura
2NO2(g) ↔ N2O4(g)
Aumenta a temperatura
H0 < 0 (exotérmica)
18

19. O calor pode ser considerado um
reagente em reações endotérmicas
ou um produto em reações
exotérmicas.
Portanto, a temperatura é análoga à
concentração, ao se aplicar o
Princípio de Le Chatelier aos efeitos
do calor em uma reação química.
19

20. Exemplo1:
C(s) + CO2(g) + calor
2 CO(g)
A reação é endotérmica e, como pode ser visto,
o equilíbrio desloca-se para a direita em
temperaturas mais elevadas.
Exemplo2:
PCl3(l) + Cl2(g)
PCl5(s) + 88 kJ
Neste caso a reação é exotérmica. O calor fará
com que o produto PCl5, se decomponha,
regenerando o PCl3 e o Cl2. Portanto, o calor
desloca o equilíbrio para a esquerda.
20

21. • “Não é considerado no princípio de Le
Chatelier”.
• Aumenta a velocidade
de reação com a ação
do
catalisador,
ele
abrevia
o
tempo
necessário para que o
sistema
alcance
o
equilíbrio.
21

22. • Não modifica a posição de equilíbrio. Tanto a
reação
direta como a inversa são catalisadas na mesma
extensão.
• O catalisador participa da reação formando
substâncias
intermediárias
que
reagem
imediatamente regenerando o catalisador.
A + X ↔ AX
AX + B ↔ AB + X
X = catalisador
A + B ↔ AB
22

23. Tabela 2. Efeito das perturbações sobre o equilíbrio.
23

24. (Covest-2002) A presença de tampão é fundamental
para manter a estabilidade de ecossistemas
pequenos, como lagos, por exemplo. Íons fosfato,
originários da decomposição da matéria orgânica,
formam um tampão, sendo um dos equilíbrios
expressos pela seguinte equação:
Se no equilíbrio foram medidas as concentrações
molares [H2PO4–] = 2M, [HPO42–] = 1M e [H+] =
0,2M, o valor da constante de equilíbrio (admitindose comportamento ideal) será:
24

25. Exercício: Considere o seguinte sistema em equilíbrio:
N2F4 (g) D 2NF2 (g)
Hº = 38,5 KJ
Preveja as alterações no equilíbrio se
(a)
A mistura reaccional for aquecida a volume constante;
(b)
O gás NF2 for removido da mistura reaccional a temperatura e volume
constantes;
(c)
A pressão da mistura reaccional diminuir a temperatura constante;
(d)
Um gás inerte, como o hélio, for adicionado à mistura reaccional a volume e
temperatura constante.
25

26. Vimos anteriormente que o comportamento dos
eletrólitos fracos tinha até então sido descrito pelo grau
de dissociação. Vamos ver agora como isto está
relacionado com a sua constante de ionização.
O grau de dissociação é a fração do número total de
moles do eletrólito fraco que se ioniza ou dissocia. É
representada pela letra grega α;
então:
26

27. α=
Concentração do eletrólito ionizado
Concentração total do eletrólito
Consideremos como exemplo o ácido fraco HCN.
Seu equilíbrio de ionização é representado por :
HCN
H+ + CN- (9)
Ka =
[H+][CN-]
[HCN]
(10)
27

28. Onde Ka é a constante de equilíbrio do sistema (10), e é
conhecida como constante de ionização ou dissociação
do ácido fraco HCN.
Numa solução C molar deste ácido, temos
que
[H+]
[CN-]
α=
=
(11)
C
C
como pela equação (9) é assumido que números iguais dos íons
CN- e H+ são produzidos. Então,
[CN-] = [H+] = α
.C
(12)
28

29. [HCN] = C - [CN- ] = C - α .C = C(1- α)
(13)
Quando as relações (12) e (13) são substituídos na
expressão (10), obtemos:
α2.C
Ka =
(1 – α)
Para valores de α < 0,1 ou Ka/C < 0,01, podemos
considerar que (1 – α ) ≈ 1. Assim obtemos a
seguinte equação aproximada
α2 . C = Ka
α=
√
Ka
C
29

30. 
Exercício?
30

31. 31

32. 
Uma solução está tamponada quando ela
resiste a uma mudança no pH quando ácidos
ou bases são adicionados ou quando ocorre
uma diluição.
Tampão – ácido + base conjugada
8/11/2013
32

33. 

Importância dos tampões – em todas as áreas
da ciência.
O sistema biológico depende do pH (sangue –
pH=7,4)
Acréscimo de 0,01 mol HA ou B em 1L
de sangue, ocorre uma alteração no
pH de 0,1 unidade de pH do sangue;
Enquanto que 0,01 mol HCl em 1L de
água - o pH 7 para pH 2
E 0,01 mol NaOH em 1L de água - o
pH 7 para pH 12
8/11/2013
33

34. 


O sangue e muitos outros líquidos corporais
estão tamponados, isto é, tem o pH
resistente a modificações pela adição de
ácido ou de base forte.
Em geral:
Solução-tampão – são necessários duas
espécies químicas, uma delas (um ácido)
capaz de reagir com os íons OH- adicionados
e outra (uma base) capaz de consumir íons
H3O+ adicionados.
8/11/2013
34

35. • Exigência extra - o ácido e a base não
devem reagir entre si. Por isso, preparase comumente um tampão pela mistura
de quantidades aproximadamente iguais
de um par ácido-base conjugado:
a) Ácido fraco e sal correspondente
Ex.: ácido acético e acetato de sódio
b) Base fraca e sal correspondente
Ex.: Amônia e cloreto de amônio
8/11/2013
35

36. Exemplo
1) Calcule o pH de uma solução 0,2 M de
CH3COOH e 0,2 M de CH3COONa. Dado: Ka=
1,8.10-5.
2) Calcule o pH de uma solução 0,1 M de NH3 e
0,1 M de NH4Cl. Dado: Kb= 1,8.10-5.
8/11/2013
36