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Elementos de Química Geral
              Volume 3   Isabella Ribeiro Faria




     Apoio:
Fundação Cecierj / Consórcio Cederj
              Rua Visconde de Niterói, 1364 – Mangueira – Rio de Janeiro, RJ – CEP 20943-001
                                 Tel.: (21) 2299-4565 Fax: (21) 2568-0725




                                                 Presidente
                                              Masako Oya Masuda

                                  Coordenação do Curso de Biologia
                                       UENF - Milton Kanashiro
                                      UFRJ - Ricardo Iglesias Rios
                                       UERJ - Cibele Schwanke




Material Didático
ELABORAÇÃO DE CONTEÚDO                                          Departamento de Produção
Isabella Ribeiro Faria
                                                          EDITORA                                       ILUSTRAÇÃO
COORDENAÇÃO DE DESENVOLVIMENTO
INSTRUCIONAL                                              Tereza Queiroz                                Fabiana Rocha
Cristine Costa Barreto                                    COPIDESQUE                                    CAPA
DESENVOLVIMENTO INSTRUCIONAL                              José Meyohas                                  Fabiana Rocha
E REVISÃO                                                 REVISÃO TIPOGRÁFICA                           PRODUÇÃO GRÁFICA
Anna Carolina da Matta Machado                            Elaine Bayma                                  Andréa Dias Fiães
Marcelo Bastos                                            Marcus Knupp                                  Fábio Rapello Alencar
COORDENAÇÃO DE AVALIAÇÃO DO                               COORDENAÇÃO DE
MATERIAL DIDÁTICO                                         PRODUÇÃO
Débora Barreiros                                          Jorge Moura
AVALIAÇÃO DO MATERIAL DIDÁTICO                            PROGRAMAÇÃO VISUAL
Letícia Calhau                                            Marcelo Carneiro
                                                          Renata Borges



                                                        Copyright © 2006, Fundação Cecierj / Consórcio Cederj
                                    Nenhuma parte deste material poderá ser reproduzida, transmitida e gravada, por qualquer meio
                                    eletrônico, mecânico, por fotocópia e outros, sem a prévia autorização, por escrito, da Fundação.

                                 F224e
                                            Faria, Isabella Ribeiro.
                                              Elementos de química geral. v. 3 / Isabella Ribeiro Faria. – Rio
                                            de Janeiro: Fundação CECIERJ, 2007.
                                                 78p.; 21 x 29,7 cm.

                                                   ISBN: 85-7648-333-5

                                                  1. Química. 2. Equilibrio químico. 3. Diluição. 4. Mistura de
                                             soluções. I. Título.
                                                                                                    CDD: 540
2007/2
                                         Referências Bibliográficas e catalogação na fonte, de acordo com as normas da ABNT.
Governo do Estado do Rio de Janeiro



                                                Governador
                                             Sérgio Cabral Filho


                                Secretário de Estado de Ciência e Tecnologia
                                             Alexandre Cardoso




Universidades Consorciadas
UENF - UNIVERSIDADE ESTADUAL DO                                    UFRJ - UNIVERSIDADE FEDERAL DO
NORTE FLUMINENSE DARCY RIBEIRO                                     RIO DE JANEIRO
Reitor: Almy Junior Cordeiro de Carvalho                           Reitor: Aloísio Teixeira



UERJ - UNIVERSIDADE DO ESTADO DO                                   UFRRJ - UNIVERSIDADE FEDERAL RURAL
RIO DE JANEIRO                                                     DO RIO DE JANEIRO
Reitor: Nival Nunes de Almeida                                     Reitor: Ricardo Motta Miranda


UFF - UNIVERSIDADE FEDERAL FLUMINENSE                              UNIRIO - UNIVERSIDADE FEDERAL DO ESTADO
Reitor: Roberto de Souza Salles                                    DO RIO DE JANEIRO
                                                                   Reitora: Malvina Tania Tuttman
Elementos
                         de Química Geral                              Volume 3


SUMÁRIO   Aula 29 – Equilíbrio químico – princípios gerais _____________________ 7
          Aula 30 – Deslocamento de equilíbrio ____________________________ 23
          Aula 31 – Equilíbrio iônico de ácidos e bases_______________________ 35
          Aula 32 – Esta aula será enviada posteriormente____________________ 55
          Aula 33 – Unidades de concentração_____________________________ 57
          Aula 34 – Diluição e mistura de soluções__________________________ 69
29
                                                                AULA
                                  Equilíbrio químico
                                  – princípios gerais

                                                                                   Meta da aula
                                                                       Conceituar equilíbrio químico.
objetivos


            Ao final desta aula, você deverá ser capaz de:
            • analisar as idéias centrais de um equilíbrio
              químico;
            • entender o conceito de constante de equilíbrio;
            • resolver problemas que envolvam cálculo
              de constante de equilíbrio;
            • definir grau de equilíbrio;
            • diferenciar constante de equilíbrio e grau
              de equilíbrio.
Elementos de Química Geral | Equilíbrio químico – princípios gerais



INTRODUÇÃO               Quando nos perguntamos se a água dentro de um frasco fechado evapora,
                         a primeira resposta talvez seja que não, pois não percebemos diminuição no
                         nível da água no frasco. Mas esta resposta não está correta. No frasco estão
                         ocorrendo dois processos opostos com a mesma velocidade: a evaporação e
                         a condensação. Dizemos então que esse sistema está em equilíbrio. Reações
                         reversíveis, em que reagentes e produtos estão em equilíbrio, são processos
                         importantes que ocorrem em grande número no metabolismo dos seres vivos
                         e na atmosfera.



                             Uma reação é dita reversível quando ocorre nos dois sentidos simultaneamente.



                         DEFINIÇÃO DE EQUILÍBRIO

                                A maioria das reações que nós trabalhamos, quando realizadas
                         num sistema fechado, é reversível. Quando colocamos substâncias num
                         recipiente e elas começam a reagir, vão formando novas substâncias
                         chamadas produtos. Após determinado tempo, estes produtos reagem
                         entre si, produzindo as substâncias iniciais. Este processo ilustra uma
                         reação reversível, como demonstrado na equação genérica a seguir:

                                                     A + B             C + D

                                Esse tipo de reação pode ser visualizada por meio do seguinte
                         exemplo:


                                1 mol de N2O4, que é um gás incolor, foi colocado num recipiente
                         transparente, fechado, com capacidade de 1 litro e aquecido a 100oC.
                         Nessas condições, as colisões entre moléculas desse gás favorecem sua
                         decomposição, conforme a equação apresentada a seguir:

                                                   N2O4(g)            2 NO2(g)
                                                  (incolor)           (castanho)

                                Com o tempo, diminui o número de moléculas de N2O4 e aumenta
                         a quantidade de moléculas de NO2. Portanto, nada impede que entre
                         as moléculas de NO2 ocorram colisões que favoreçam a regeneração de
                         moléculas de N2O4, como verificamos na equação:

                                                   2 NO2(g)             N2O4(g)
                                                   (castanho)          (incolor)
8 CEDERJ
29
      Assim, após determinado tempo, para cada molécula de N2O4 que




                                                                                       AULA
se decompõe, duas outras moléculas de NO2 se combinam, formando
uma outra molécula de N2O4.




           colisão         reação direta



                                 v1




                                 v2



                           reação inversa                  colisão




      Figura 29.1: Duas reações opostas ocorrendo num mesmo sistema.



      Quando a velocidade da reação direta for igual à da reação inversa,
teremos um sistema em equilíbrio em que coexistirão moléculas de N2O4
e NO2.

                      N2O4(g)                2 NO2(g)
                     (incolor)              (castanho)




                Figura 29.2: Sistema entrando em equilíbrio.
                                                                            CEDERJ 9
Elementos de Química Geral | Equilíbrio químico – princípios gerais



                                 A situação descrita nos permite perceber que o sistema se
                         encontra num equilíbrio dito dinâmico, pois a quantidade de N2O4 que
                         se decompõe (reação direta) é igual à quantidade de N2O4 que é formada
                         (reação inversa).


                          !
                              O equilíbrio químico é caracterizado quando a velocidade da reação direta é
                              igual à velocidade da reação inversa. Conseqüentemente, as concentrações
                              dos participantes da reação não se alteram.




                                 Retomemos a equação mencionada anteriormente.

                                                    N2O4(g)             2 NO2(g)
                                                   (incolor)            (castanho)

                                 No início da reação foi colocado 1 mol de N2O4 em um recipiente
                         de 1 litro. Portanto, essa concentração molar de N2O4 é de 1 mol por
                         litro, e pode ser representada por [N2O4] = 1mol/L. À medida que o
                         tempo passa, o N2O4 é consumido e, portanto, sua concentração vai
                         diminuindo.




                                       2,0


                                       1,5


                                       1,0
                                                               [N2O4]

                                       0,5


                                         0
                                                                                     Tempo

                                             Gráfico 29.1: Concentração de N2O4 em mol/L.




10 CEDERJ
29
      Em contrapartida, a [NO2], concentração molar de NO2, que




                                                                                 AULA
inicialmente era nula, vai aumentando com o tempo.




          2,0


          1,5


          1,0
                                 [NO2]

          0,5


            0
                                                           Tempo

                Gráfico 29.2: Concentração de NO2 em mol/L.




      Depois de certo tempo, essas concentrações não mais variam,
momento esse em que fica caracterizado o equilíbrio químico.




          2,0


          1,5


          1,0
                                 [N2O4] = 0,74 mol/L

          0,5
                                 [NO2] = 0,52 mol/L

            0
                                                           Tempo

                A partir deste instante as concentrações
                        passam a ser constantes.
                               (Equilíbrio)


          Gráfico 29.3: Equilíbrio químico da reação de N2O4 e NO2.




                                                                     CEDERJ 11
Elementos de Química Geral | Equilíbrio químico – princípios gerais



                         LEI DA VELOCIDADE DA REAÇÃO E CONSTANTE DE
                         EQUILÍBRIO (KC)

                                 Vamos agora observar o que ocorre com a velocidade dessas
                         reações (direta e inversa). A velocidade de uma reação é diretamente
                         proporcional ao produto das concentrações em mol/L dos reagentes dessa
                         reação (Lei de Ação das Massas ou Lei de Guldberg-Waage). Considere
   REAÇÃO                a REAÇÃO ELEMENTAR genérica:
   ELEMENTAR
                                                aX + bY               produtos
   É aquela que se
   processa em uma
   única etapa.                  A expressão da velocidade de uma reação pode ser assim
                         representada:

                                                        v = k[X]a [Y]b

                                 v = velocidade da reação num determinado instante;
                                 k = constante da velocidade da reação (um valor numérico
                                 característico da reação e da temperatura);
                                 [X] e [Y] = concentração em mol/L dos reagentes X e Y;
                                 a e b são os coeficientes da equação.
                                 Exemplo:

                                            2 NO2 + H2                N2O + H2O
                                                        v = k [NO2]2 [H2]

                                 A explicação para a existência de um termo elevado ao quadrado
                         é que poderíamos escrever a equação anterior da seguinte forma:

                                         NO2 + NO2 + H2                  N2O + H2O


                                 Então, a expressão da velocidade seria v = k [NO2][NO2][H2],
                         que corresponde à expressão apresentada anteriormente v = k [NO2]2
                         [H2].
                                 Voltemos à nossa reação.

                                                 N2O4(g)            2 NO2(g)

                                 Podemos escrever a expressão da velocidade da reação direta (da
                         esquerda para a direita) v1:
                                                         v1= k1 [N2O4]



12 CEDERJ
29
       E a expressão para a reação inversa (da direita para a esquerda)




                                                                                           AULA
v2 será:

                               v2 = k2 [NO2]2

       Quando o sistema atinge o equilíbrio, podemos igualar v1 e v2:

                                                   [ NO2 ]
                                                                        2
                                               k
           v1 = v2 ⇒ k1    [N2O4] = k2 [NO2] ⇒ 1 = 2
                                              k2   [ N2O4 ]
                                k1
como k1 e k2 são constantes, então também é uma constante. Essa nova
                                k2
constante é chamada constante de equilíbrio, e é simbolizada por Kc.

               Para o equilíbrio N2O4(g)                    2 NO2(g), temos:

                                         [ NO2 ]
                                                       2

                                  Kc =
                                         [ N 2 O4 ]
      Essa expressão de K c nos diz que, independentemente das
                                           [ NO2 ] é igual a um valor
                                                  2

condições iniciais, o resultado do cálculo
                                           [ N2O4 ]
numérico fixo, para determinada temperatura.
       Na temperatura de 100oC, o valor da concentração de Kc para
essa reação é 0,36. Esse valor foi calculado experimentalmente, e toda
vez que realizarmos essa reação num sistema fechado à temperatura de
100oC, encontraremos sempre esse mesmo valor.


       Concluindo:
       A Lei de equilíbrio (Kc) expressa em função das concentrações
é definida como a multiplicação das concentrações, em mol/L, dos
produtos, divididas pelas concentrações dos reagentes, todas elevadas
aos respectivos coeficientes estequiométricos.

                          aX + bY       produtos
                                               [C]c [D]d
               aA + bB           cC + dD Kc =
                                                [A]a [B]b
       Observe que o valor da constante de equilíbrio para uma reação,
em determinada temperatura, não depende das concentrações iniciais de
reagentes e produtos, e sim de suas concentrações no equilíbrio.


       Outro exemplo: H2(g) + I2(g)                        2 HI(g)
                                      [HI ]2
                              Kc =
                                     [H 2 ][I2 ]
                                                                               CEDERJ 13
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                         ATIVIDADE

                         1. Escreva a expressão da Lei de Equilíbrio (K c) para os seguintes
                         sistemas:

                         a. 2 SO2(g) + O2(g)           2 SO3(g)

                         b. Fe2+ (aq) + Cu2+(aq)            Fe3+(aq) + Cu+(aq)

                         c. 2 NO2(g)          2 NO(g) + O2(g)




                         SIGNIFICADO DE KC

                         Qual informação podemos retirar do fato de conhecermos o Kc de uma
                         reação?
                                Pois bem, se o Kc de uma reação for muito alto, podemos concluir
                         que, ao atingir o equilíbrio, haverá muito mais produto do que reagente,
                         logo, será maior a extensão da reação direta. Por outro lado, se os
                         valores de Kc forem muito baixos, observaremos que a reação direta
                         será pouco favorecida, ou seja, no equilíbrio teremos mais reagentes do
                         que produtos.
                         Vamos exemplificar alguns problemas envolvendo Kc.


                         Exemplo 1
                         Em um sistema em equilíbrio a 25oC, as concentrações de NOCl(g),
                         NO(g) e Cl2(g) são, respectivamente, iguais a 5mol/L, 5x10–5 mol/L e
                         2 mol/L.
                                a. Calcule a constante de equilíbrio(Kc), a 25oC, para a reação:

                                           2 NOCl(g)              2NO(g) + Cl2(g)

                         Vamos primeiramente escrever a expressão de Kc para essa reação.
                                                            [NO]2 [Cl2 ]
                                                     Kc =
                                                             [NOCl ]2
                         substituindo os valores na expressão:

                                              (5 ⋅ 10−5 )2 ⋅ 2 25 ⋅ 10−10 ⋅ 2
                                       Kc =                   =               = 2 ⋅ 10−10
                                                     52              25




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29
       b. Se você adicionar NOCl em um frasco vazio, a 25oC, a




                                                                                                    AULA
decomposição em NO e Cl2 será muito intensa? Justifique.


A questão é saber se a decomposição do NOCl ocorre facilmente. Isto é
                                                            ’
possível analisando o valor da sua constante de equilíbrio Kc = 2x102.
Este valor muito baixo indica que no equilíbrio a [NOCl] é muito alta,
logo o processo de decomposição do NOCl é difícil.


Exemplo 2
Para a reação representada a seguir, em que todas as substâncias estão
em fase gasosa:

                       2CO + O2            2CO2

realizada a uma dada temperatura, o valor da constante de equilíbrio
é 40 e as concentrações do CO = 0,05 mol/L e do CO2 = 0,10 mol/L.
Calcule a concentração em mol/L de gás oxigênio nesse equilíbrio.
Vamos escrever a expressão de Kc para esse equilíbrio,
                                    [CO2 ]2
                           Kc =
                                  [CO]2 [O2 ]
substituindo os valores dados:

           (0, 10)2                   0, 01
40 =                   ⇒ [O2 ] =                ⇒ [O2 ] = 0, 10 mol/L
       (0, 05) ⋅ [O2 ]
               2
                                 25 ⋅ 10−4 ⋅ 40



                         ATIVIDADES

                         2. Em determinadas condições de temperatura e pressão, existe 0,5 mol/L
                         de N2O4 em equilíbrio com 2 mol/L de NO2, segundo a equação

                                                N2O4(g )        2 NO2(g).

                         Qual o valor da constante desse equilíbrio em função das concentrações
                         em mol/L, nas condições da experiência?




                                                                                        CEDERJ 15
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                         3. Em altas temperaturas, N2 reage com O2 produzindo NO, um poluente
                         atmosférico:

                                                  N2 + O2             2 NO

                         À temperatura de 2.000 Kelvin, a constante do equilíbrio descrito
                         anteriormente é igual a 4,0 x 10–4. Nessa temperatura, se as concentrações
                         de equilíbrio de N2 e O2 forem, respectivamente, 4,0 x 10–3 e 1,0 x 10–3
                         mol/L, qual será a concentração molar de NO no equilíbrio?




                         SISTEMAS GASOSOS

                                Em sistemas gasosos, a quantidade de reagente e produtos também
   PRESSÃO PARCIAL       pode ser verificada pela PRESSÃO PARCIAL de cada um dos gases participantes
   Pressão exercida      da reação, porque a concentração molar de um gás é diretamente
   por um gás, se
   este ocupasse         proporcional a sua pressão parcial. Para comprovar esta relação, basta
   sozinho o volume
   analisado.            observar a lei dos gases ideais.

                                                n                     n
                         PV = nRT ou P =          RT em que a relação   corresponde à
                                                V                     V
                         concentração mol/L .

                         Quando utilizamos as pressões parciais para descrever um sistema em
                         equlíbrio, chamamos a constante de equilíbrio de Kp. Vamos exemplificar
                         por meio da reação entre gás nitrogênio e gás hidrogênio na produção
                         de amônia.

                                             N2(g) + 3 H2(g)            2 NH3(g)


                         A Lei de Equilíbrio desta reação pode ser descrita em função das
                                                                                          [ NH3 ] ,
                                                                                                 2

                         concentrações molares, como visto anteriormente, Kc          =
                                                                                        [ N 2 ][H2 ]
                                                                                                    3

                                                                         P 2 NH 3
                          ou em função das pressões parciais, K p =               .
                                                                        PN2 P3H 2




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Exemplo 3




                                                                                        AULA
O gás SO3 pode ser decomposto em dióxido de enxofre e oxigênio a
altas temperaturas, de acordo com a equação: 2 SO3(g)           2 SO2(g)
+ O2(g).
As pressões parciais dos componentes no equilíbrio são: para O2 = 12 atm;
para SO2 = 4 atm e para SO3 = 8 atm. Determine o valor da constante
de equilíbrio Kp para este sistema.
Vamos primeiramente escrever a Lei de Equílíbrio em função das
                                            P 2 so2 Po2
pressões parciais para esta reação K p =               . Substituindo os
                                               P 2 so3
valores, teremos:

       42 × 12
Kp =           ⇒ Kp = 3.
         82

RELAÇÃO ENTRE KP E KC

       Para algumas reações, os valores de Kp e Kc são iguais. Porém,
para muitas outras, as duas constantes apresentam valores diferentes.
Portanto, é necessário que nós possamos calcular uma a partir da outra.
A equação que nos permite fazer esse cálculo é deduzida a partir da lei
dos gases ideais.

Kp= Kc(RT)∆n

Nesta equação, ∆n é variação do número de mols (número de mols dos
produtos gasosos – número de mols dos reagentes gasosos) na equação
química. Para a reação

                    N2(g) + 3 H2(g)        2 NH3(g),

temos que ∆n = 2 – (1+3) = –2.
Observe que quando o valor de ∆n for igual a zero, as constantes Kp e
Kc terão o mesmo valor.


GRAU DE EQUILÍBRIO

       Considere um frasco fechado, inicialmente, com 9,0 mols de
ozônio (O3). Admita que no equilíbrio entre ozônio e oxigênio existam
6,0 mols de O3 e 4,5 mols de O2.
       Para calcular o número de mols de O3 que reagiram, temos:
            n (reagiram) = 9,0 – 6,0 = 3,0 mols de ozônio.

                                                                            CEDERJ 17
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                                 Vamos agora determinar a porcentagem de mols de O3 que reage:

                                               Início              9,0 mols ––––– 100%
                                               Reagem    3,0 mols ––––– α
                                                         3x100
                                               Logo, α =          = 33%
                                                            9
                                 Essa porcentagem é denominada grau de equilíbrio (α).
                                 Podemos calcular o grau de equilíbrio para determinado reagente
                         diretamente pela expressão:

                                                 quantidade de mols consumidos
                                           α=
                                                   quantidade inicial de mols

                                 É muito importante que você saiba diferenciar grau de equilíbrio
                         e constante de equilíbrio.

                                                    Grau de equilíbrio(α)         Constante de equilíbrio (Kc)

                                Alterando as
                                                                  varia                     Não varia
                               concentrações
                               Alterando a
                                                                  varia                       varia
                               temperatura


                                 A uma temperatura constante, o grau de equilíbrio é variável,
                         porque depende da concentração inicial do reagente que estiver sendo
                         analisado. Entretanto, a constante de equilíbrio, como o próprio nome
                         indica, terá valor fixo para cada equilíbrio.


                         Exemplo 4
                                 1) A tabela a seguir é válida para o seguinte equilíbrio de decom-
                                   posição, realizado a 500oC:

                                                   2 NH3                  N 2 + 3 H2

                                                        [NH3]                  [NH3]                    Kc

                                                        inicial             no equilíbrio
                           a
                          1 experiência                  1,0                    0,2                     16

                          2a experiência                 5,0                    1,6                     16




18 CEDERJ
29
      a. Por que o valor de Kc não varia?




                                                                                      AULA
      O valor de Kc não varia, porque, mantida a temperatura constante,
a constante de equilíbrio não depende das concentrações iniciais dos
reagentes ou dos produtos.


      b. Calcule o grau de decomposição da amônia, em cada experiência,
         considerando o volume do recipiente igual a 1 litro.


      1a experiência
      início: NH3 = 1,0 mol
      equilíbrio: NH3 = 0,2 mol
      reage: 1,0 – 0,2 = 0,8 mol

         quantidade de mols consumidos            0, 8
    α=                                       α=        = 0, 8 = 80%
           quantidade inicial de mols             1, 0

      2a experiência
      início: NH3 = 5,0 mol
      equilíbrio: NH3 = 1,6 mol
      reagem: 5,0 – 1,6 = 3,4 mol

        quantidade de mols consumidos            3, 4
   α=                                       α=        = 0, 68 = 68%
          quantidade inicial de mols             5, 0




CONCLUSÃO

      O equilíbrio químico pode existir somente em sistemas fechados
em que o conteúdo material não é aumentado nem diminuído, perma-
necendo assim com as concentrações constantes.




                                                                          CEDERJ 19
Elementos de Química Geral | Equilíbrio químico – princípios gerais



                                       ATIVIDADES FINAIS

      1. O gráfico a seguir mostra a variação, em função do tempo, das concentrações de
      A, B, C e D durante a reação de 3,5 mol/L de A com 3,5 mol/L de B, a 25°C. Observe
      que as concentrações A, B, C e D para o cálculo de Kc estão indicadas no gráfico.


                   4,0

                   3,5

                   3,0
                                                        C + D
                   2,5

                   2,0

                   1,5

                   1,0
                                                           A + B
                   0,5

                     0
                                  5           10      15           20   Tempo (min)



      Considerando a reação           A + B        C + D:

      a. em que tempo de reação o equilíbrio foi atingido?




      b. qual o valor da constante desse equilíbrio?




      2. Para o equilíbrio CO2 + H2            CO + H2O numa determinada temperatura,
      a constante Kc vale 8,4.




      Uma análise apontou os seguintes resultados, em determinado instante de uma
      experiência:

      [CO2] = 0,2 mol/L

      [H2] = 0,3 mol/L

      [CO] = 1,2 mol/L




20 CEDERJ
29
  [H2O] = 0,4 mol/L




                                                                                               AULA
  Com base nessas informações, verifique se o sistema já atingiu o equilíbrio no
  instante considerado.




  3. Em um recipiente de 1 litro, colocou-se 1 mol de PCl5. Suponha o sistema:

  PCl5         PCl3 + Cl2, homogêneo e em temperatura tal que o PCl5 esteja 80%
  dissociado. Determine a constante de equilíbrio para esse sistema.




  4. Dado Kc = 61 para a reação N2(g) + 3 H2(g)            2 NH3(g) a 500K, calcule se
  mais amônia tenderá a se formar quando a mistura de composição 2,23 x 10–3
  mol/L de N2, 1,24 x 10–3 mol/L de H2 e 1,12 x 10–1 mol/L de NH3 estiver presente em
  um recipiente a 500K.




RESUMO



  • O equilíbrio químico é uma reação reversível na qual a velocidade da reação direta
   é igual à velocidade da reação inversa e, conseqüentemente, as concentrações
   de todas as substâncias participantes permanecem constantes.


                                                        [C]c [D]d
  • Para a reação a A +bB          cC + dD       Kc =
                                                        [A]a [B]b


  • Kc não varia com a concentração das substâncias, mas varia com a temperatura
   em que se processa a reação.



  • Em sistemas gasosos podemos determinar a constante de equilíbrio em função
   das pressões parciais (Kp).



  • O grau de equilíbrio (α) varia com a temperatura e com a concentração.




                                                                                   CEDERJ 21
Elementos de Química Geral | Equilíbrio químico – princípios gerais



                                INFORMAÇÃO SOBRE A PRÓXIMA AULA

      Na nossa próxima aula, vamos saber como podemos perturbar um sistema em
      equilíbrio e as conseqüências na reação dessa perturbação.




                                                      RESPOSTAS


      Atividade 1
                     [SO3 ]2
      a. Kc =
                   [SO2 ]2 [O2 ]

                    [Fe3+ ][Cu+ ]
      b. Kc =
                   [Fe2 + ][Cu2 + ]

                   [NO]2 [O2 ]
      c. Kc =
                    [NO2 ]2

      Atividade 2
            [ NO2 ]
                        2
                                22
       Kc =                 =        =8
            [ N 2 O4 ]          0, 5

      Atividade 3

      4,0 x 10–5 mol/L


      Atividades Finais

      1.      a. 10 minutos

                   2, 5 x 2, 5
              b.               = 6, 25
                   1, 0 x 1, 0

            1, 2 x 0, 4
      2.                = 8 ≠ Kc logo, o sistema ainda não atingiu o equilíbrio.
            0, 2 x 0, 3

                   0, 8 x 0, 8
      3. Kc =                  = 3, 2
                       0, 2

                                           [NH3 ]2
      4. Não, pois o valor para                         está muito maior que o Kc indicado.
                                          [N 2 ][H 2 ]3


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                                                                      AULA
                Deslocamento de equilíbrio

                                                                                       Meta da aula
                                                      Apresentar a aplicação do Princípio de Le Chatelier
                                                                                  em equilíbrio químico.
objetivos


            Ao final desta aula, você deverá ser capaz de:

            • identificar os fatores que alteram um
              sistema em equilíbrio;
            • verificar como esses fatores provocam um
              deslocamento de equilíbrio.
Elementos de Química Geral | Deslocamento de equilíbrio



INTRODUÇÃO              Esta aula é a continuação do conteúdo Equilíbrio Químico, trabalhado na
                        Aula 29. Como você viu naquela aula, um sistema, após atingir o equilíbrio,
                        apresenta uma quantidade constante das substâncias participantes se não
                        houver alterações externas que perturbem esse equilíbrio.
                        Em 1888, o químico francês Henry Louis Le Chatelier desenvolveu um trabalho
                        que permite prever o que ocorrerá a um sistema em equilíbrio quando
                        perturbado.


                         !
                             A conclusão deste trabalho é conhecida como o Princípio de Le Chatelier:
                             “Quando um sistema em equilíbrio é perturbado, ele reage no sentido de
                             anular o efeito dessa perturbação.”




                             Quem foi Le Chatelier?
                             Henry Louis Le Chatelier nasceu em Paris no dia 8 de outubro de 1850.
                             Os primeiros ensinamentos em Matemática e Química foram dados
                             pelo pai, o engenheiro Louis Le Chatelier. Mais tarde, pai e filho
                             trabalhariam juntos na criação de uma indústria de alumínio.
                             Toda a linha de pesquisa de Le Chatelier era voltada para as aplicações
                             práticas. Publicou trabalhos sobre cimento e, preocupado com os
                             acidentes em minas de carvão, fez um minucioso estudo sobre
                             combustão do metano, determinando a temperatura de ignição e
                             outras variáveis.
                             Durante toda a vida, Le Chatelier dedicou-se à Educação. Considerado
                             um inovador na Educação em Química, criou métodos próprios que
                             sempre despertavam interesse em seus alunos.
                             Texto adaptado, em outubro de 2005, do site www.woodrow.org/
                             teachers/chemistry/institutes/1992/LeChatelier.html




                                Os principais fatores externos que podem influenciar um
                        equilíbrio são:


                                • concentração dos participantes;
                                • temperatura;
                                • pressão total do sistema.


                        ALTERANDO AS CONCENTRAÇÕES

                                Vamos tomar como exemplo o seguinte sistema em equilíbrio:

                                                              1
                                       N2 (g) + 3 H2 (g)           2 NH3 (g) + calor
                                                              2


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         Se adicionarmos a esse sistema uma determinada quantidade de




                                                                                            AULA
H2, o equilíbrio irá se deslocar no sentido de consumir esse H2 colocado
a mais. A reação que consome H2 é a reação 1 (reação direta). Então,
durante um determinado tempo, a velocidade da reação 1 será maior
que a velocidade da reação 2 (v1 > v2), o que acarretará aumento da
concentração de NH3.

                                    1
              N2 (g) + 3 H2 (g)             2 NH3 (g) + calor
                                    2


         Após certo tempo, é estabelecido um novo equilíbrio, mas sem
alteração no valor da constante Kc.
         Se aumentarmos a concentração de NH3, o sistema irá se deslocar
no sentido de consumir esse NH3. A reação que consome NH3 é a reação
2 (reação inversa). Então, durante certo tempo, v2 > v1, o que acarretará
aumento da concentração de N2 e H2.

                                    1
               N2 (g) + 3 H2 (g)            2 NH3 (g) + calor
                                    2


         Essas velocidades se tornarão iguais após certo tempo e o equilíbrio
será estabelecido, mas com o mesmo valor para sua constante Kc.


         O que ocorrerá com esse equilíbrio se retiramos NH3 do sistema?
         Segundo o Princípio de Le Chatelier, o sistema terá de anular essa
alteração. Para isso, ele deverá produzir uma maior quantidade de NH3,
favorecendo, assim, a reação 1 (reação direta), durante determinado
tempo, até o equilíbrio ser novamente atingido.

                                    1
              N2 (g) + 3 H2 (g)             2 NH3 (g) + calor
                                    2


Exemplo 1
Considere o equilíbrio: Fe3O4(s) + 4 H2(g)              3 Fe(s) + 4H2O(g)
     o
a 150 C, em recipiente fechado.
         a. Escreva a expressão da constante de equilíbrio da reação.

                                            [produtos ]
         Como vimos na Aula 29, Kc =                     .
                                            [reagentes ]




                                                                                CEDERJ 25
Elementos de Química Geral | Deslocamento de equilíbrio



                              Quando temos substâncias no estado sólido, essas não participam
                        da expressão da constante de equilíbrio, pois não apresentam
                        concentração molar.
                                                          [ H2O]
                                                                   4

                        Logo, para nossa reação: Kc =                  .
                                                            [ H2 ]
                                                                  4




                              b. Preveja, justificando, qual será o efeito da adição ao sistema
                        em equilíbrio de:
                              (I)        H2 (g).
                              Segundo Le Chatelier, o sistema deverá consumir H2 para retornar
                              ao equilíbrio, favorecendo a reação direta.
                              (II)       Fe (s).
                              Como o ferro se apresenta no estado sólido, a quantidade dessa
                              substância não afeta o equilíbrio.
                              (III)      Um catalisador.
                              O catalisador é uma substância adicionada a uma reação para
                              aumentar a sua velocidade, como ocorre com as enzimas em
                              sistemas biológicos. Ela não influi em um sistema em equilíbrio.


                        ATIVIDADE

                        1. Considere a reação em equilíbrio representada a seguir:
                                              1
                        4 HCl (g) + O2 (g)         2 H2O (g) + 2Cl2 (g)
                                              2

                        O que ocorrerá com o equilíbrio dessa reação se:
                        a. a concentração de gás oxigênio diminuir?
                        b. for adicionado um catalisador?
                        c. a concentração de Cl2 aumentar?




                        Alterando a pressão total do sistema

                              Em equilíbrios que envolvem gases, poderá haver variações de
                        volume, dependendo da proporção do número de moléculas dado pelos
                        coeficientes da reação. No nosso exemplo, temos:

                                                             1
                                      N2 (g) + 3 H2 (g)               2 NH3 (g) + calor
                                                             2
                                      1 + 3 = 4 volumes            2 volumes
                                              ⇓                            ⇓
                                        maior pressão            menor pressão


26 CEDERJ
30
      Pelo Princípio de Le Chatelier, um aumento de pressão no sistema




                                                                                                       AULA
deverá deslocar o equilíbrio no sentido de anular essa alteração, ou seja,
no sentido de menor pressão, favorecendo, no nosso exemplo, a reação
1 (reação direta). Logo, o aumento de pressão desloca o equilíbrio para
o lado de menor número de mols gasosos.
      Por outro lado, se diminuirmos a pressão do sistema, ele irá se
deslocar no sentido de maior pressão, favorecendo a reação 2 (reação
inversa). Logo, a diminuição de pressão desloca o equilíbrio para o lado
de maior número de mols gasosos.
      Quando alteramos a pressão total de um sistema em equilíbrio,
ele será perturbado por um tempo e voltará ao equilíbrio sem alteração
no valor da constante Kc.


                          ATIVIDADE

                          2. Há dois sistemas gasosos em equilíbrio, cujas constantes de equilíbrio
                          são dadas pelas expressões (I) e (II):

                                             [H 2 O]2 [Cl2 ]2            [CH 4 ][H 2 S]2
                                       (I)                        (II)
                                              [HCl ]4 [O2 ]               [CS 2 ][H 2 ]4
                          Nessas condições:

                          a. Escreva a equação para cada um dos sistemas em equilíbrio.
                          b. Qual será o efeito do aumento de pressão total sobre cada um dos
                          sistemas?




ALTERANDO A TEMPERATURA

      Se aumentássemos a temperatura, estaríamos, em outras palavras,
fornecendo calor para o sistema. Segundo Le Chatelier, o equilíbrio irá
se deslocar no sentido de anular esse efeito, ou seja, irá consumir calor.
A reação que consome calor é chamada reação endotérmica. No nosso
exemplo, a reação que consome calor é a reação 2 (reação inversa).
      Com o aumento da temperatura, teremos, durante certo tempo:

                             1
      N2 (g) + 3 H2 (g)              2 NH3 (g) + calor, até o equilíbrio
                             2
ser restabelecido.




                                                                                           CEDERJ 27
Elementos de Química Geral | Deslocamento de equilíbrio



                              Se diminuíssemos a temperatura, estaríamos retirando calor do
                        sistema; com isso, o equilíbrio iria se deslocar no sentido de produzir
                        calor. A reação que produz calor é chamada exotérmica. No nosso
                        exemplo, a reação que produz calor é a reação 1 (reação direta).
                              Com a diminuição da temperatura, teremos, durante um certo
                        tempo:

                                                    1
                              N2 (g) + 3 H2 (g)             2 NH3 (g) + calor, até o equilíbrio
                                                    2
                        ser restabelecido.
                              Desta forma, em um sistema em equilíbrio, com pressão constante,
                        o aumento da temperatura provoca o deslocamento do equilíbrio no
                        sentido da reação endotérmica. Logo, a diminuição da temperatura
                        desloca a reação no sentido inverso, ou seja, no sentido da reação
                        exotérmica.
                              Quando alteramos a temperatura de um sistema, estamos
                        alterando a sua energia. Com isso, o novo equilíbrio que será atingido
                        apresentará um novo valor da constante Kc.
                              Podemos ilustrar a importância do Princípio de Le Chatelier com
                        o exemplo da origem das cáries dentárias.


                        Exemplo 1
                        O esmalte dos dentes é formado por uma substância insolúvel
                        chamada hidroxiapatita, e a destruição dessa substância é chamada de
                        desmineralização.
                              Na boca, há o equilíbrio:


                           Ca5 (PO4) 3 OH (s)           5 Ca2+(aq) + 3 PO43–(aq) + OH–(aq)


                              Entretanto, a fermentação de alimentos, como o açúcar, produz íons
                        H+ por meio de um processo ácido. Esses íons retiram OH– para formar
                        H2O. Dessa forma, os íons se tornam responsáveis pelo deslocamento
                        do equilíbrio para a direita e, assim, pela destruição do esmalte.
                              A adição de flúor ajuda a prevenir as cáries, porque os íons F–
                        substituem os íons OH– do esmalte, formando fluorapatita, Ca5(PO4)3F,
                        muito resistente ao ataque de ácidos.




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Exemplo 2




                                                                                                            AULA
O ozônio é formado, somente na estratosfera ou em laboratório, sob a
ação de radiações eletromagnéticas (ultravioleta, onda de rádio etc.). Sua
formação ocorre mediante a seguinte reação endotérmica:


                             3 O2          2 O3


a. O aumento da temperatura favorece ou dificulta a formação de
ozônio? Justifique.


       Como, segundo o enunciado, a reação da formação de ozônio é
endotérmica, o aumento de temperatura favorecerá essa reação.



!
    Lembre-se: o aumento da temperatura favorece a reação endotérmica.




b. E o aumento da pressão? Justifique.


       O aumento da pressão desloca o equilíbrio para o lado de menor
volume. Logo, favorecerá a reação de formação do ozônio.


                           ATIVIDADE

                           3. Considere o sistema em equilíbrio representado pela equação química:


                                    CO (g) + 2 H2 (g)          CH3OH (g) + calor


                           Com base nesse sistema, classifique as afirmativas a seguir em verdadeira
                           ou falsa, em relação ao deslocamento do equilíbrio.
                           I – Desloca-se para a direita, com o aumento da temperatura ( ).
                           II – Desloca-se para a esquerda, com o aumento da concentração de
                           metanol (CH3OH) ( ).
                           III – Desloca-se para a direita, diminuindo a concentração de hidrogênio ( ).
                           IV – Desloca-se para a esquerda, com a diminuição da temperatura ( ).
                           V – Desloca-se para a esquerda, com o aumento da concentração de
                           monóxido de carbono ( ).




                                                                                                CEDERJ 29
Elementos de Química Geral | Deslocamento de equilíbrio




                        As equações a seguir representam sistemas em equilíbrio. O único sistema
                        que não se desloca por alteração de pressão é:


                        a. SO2 (g) + 1/2 O2 (g)           SO3 (g)
                        b. CO2 (g) + H2 (g)           CO (g) + H2O (g)
                        c. N2 (g) + 3 H2 (g)          2 NH3 (g)
                        d. 2 CO2 (g)           2 CO (g) + O2 (g)




                        CONCLUSÃO

                              O conhecimento do comportamento de sistemas em equilíbrio
                        frente a fatores como temperatura, pressão e concentração dos
                        participantes foi importante para viabilizar muitos processos industriais
                        e práticas de laboratório.




                                       ATIVIDADES FINAIS

      1. Nas lâmpadas comuns, quando estão acesas, o tungstênio (W) do filamento
      sublima, depositando-se na superfície interna do bulbo. No interior das chamadas
      “lâmpadas halógenas” há iodo, a fim de diminuir a deposição de tungstênio. Estas,
      quando acesas, apresentam uma reação de equilíbrio representada por:


                                W (s) + 3 I2 (g)          WI6 (g)


      Na superfície do filamento (região de temperatura elevada), o equilíbrio está
      deslocado para a esquerda. Próximo à superfície do bulbo (região mais fria), o
      equilíbrio está deslocado para a direita.


      a. Escreva a expressão para a constante de equilíbrio.

      b. A formação do WI6(g), a partir dos elementos conforme a equação dada, é
      exotérmica ou endotérmica? Justifique.



30 CEDERJ
30
2. Em um recipiente fechado, é realizada a seguinte reação a temperatura constante:




                                                                                            AULA
SO2 (g) + 1/2 O2 (g)            SO3 (g)


a. Sendo v1 a velocidade da reação direta e v2 a velocidade da reação inversa, qual
            v1
a relação      no equilíbrio?
            v2
b. Se o sistema for comprimido mecanicamente, ocasionando um aumento de
pressão, o que acontecerá com o número total de moléculas?




3. O equilíbrio entre a hemoglobina (Hm), o monóxido de carbono (CO) e o
oxigênio (O2) pode ser representado pela equação:

Hm•O2 (aq) + CO (g)              Hm•CO (aq) + O2 (g),

sendo a constante de equilíbrio dada por:


                                  [Hm • CO][O2 ]
                           K=                    = 210
                                  [Hm • O2 ][CO]

Estima-se que os pulmões de um fumante sejam expostos a uma concentração
de CO igual a 2,2x10-6 mol/L e de O2 igual a 8,8x10-3 mol/L. Nesse caso, qual a
razão entre a concentração de hemoglobina ligada ao monóxido de carbono e a
concentração de homoglobina ligada ao oxigênio, [Hm•CO] / [Hm•O2]?




4. O hidrogênio molecular pode ser obtido, industrialmente, pelo tratamento
do metano (CH4) com o vapor d'água. O processo envolve a seguinte reação
endotérmica:

                   CH4 (g) + H2O (g)          CO (g) + 3 H2 (g)




Com relação ao sistema em equilíbrio, pode-se afirmar, corretamente, que:

a. a presença de um catalisador afeta a composição da mistura.

b. a presença de um catalisador afeta a constante de equilíbrio.

c. o aumento da pressão diminui a quantidade de metano.

d. o aumento da temperatura afeta a constante de equilíbrio.
                                                                                CEDERJ 31
Elementos de Química Geral | Deslocamento de equilíbrio




 RESUMO


      • Princípio de Le Chatelier: Quando se exerce uma ação sobre um sistema
        em equilíbrio, ele se desloca no sentido que produz uma anulação da ação
        exercida.

      • Um aumento da concentração de um participante do equilíbrio desloca-o no
        sentido da reação em que ele é consumido e a diminuição da concentração
        de um participante do equilíbrio desloca-o no sentido da reação em que ele é
        formado.

      • Um aumento da pressão desloca o equilíbrio para a reação que ocorre com
        contração do volume; já uma diminuição da pressão desloca-o para a reação
        que ocorre com expansão do volume.

      • Um aumento da temperatura desloca o equilíbrio para a reação endotérmica e
        a diminuição da temperatura para reação exotérmica.




                                                RESPOSTAS




      1.a. Desloca-se no sentido 2.

      1.b. Nada ocorre ao equilíbrio.

      1.c. Desloca-se no sentido 2.




      2. a. Para o sistema:

      (I) 4 HCl (g) + O2 (g)          2 H2O (g) + 2 Cl2 (g)

      (II) CS2 (g) + 4 H2 (g)         CH4 (g)   + 2 H2S (g)




32 CEDERJ
30
2.b. O aumento da pressão desloca o equilíbrio para o lado de menor volume.




                                                                                             AULA
Logo, favorecerá a reação direta nos dois sistemas.

(I)    4 HCl (g) + O2 (g)                 2 H2O (g) + 2 Cl2 (g)

               5 volumes                       4 volumes




(II)       CS2 (g) + 4 H2 (g)             CH4 (g) + 2 H2S( g)

                     5 volumes                   3 volumes




3. ( F )       (V)     (F)    (F)   (F)




4. A letra b, pois o número de mols gasosos é igual nos reagentes e produtos.




Atividades Finais


                   [ WI6 ]
1. a. K        =
           c        [I 2 ]3



1. b. Exotérmica, pois é favorecida em temperaturas mais baixas.

2. a. O equilíbrio é caracterizado pela igualdade das velocidades das reações direta
e inversa, logo v1/v2 = 1.

2. b. O sistema se deslocará no sentido de menor pressão (para direita), diminuindo
o número total de moléculas.



[Hm•CO]8,8 x 10- 3    [Hm•CO]
                - 6 ⇒ [Hm•O ]
[Hm•O2 ]2,2 x 10           2




4. A letra d, pois toda constante de equilíbrio varia com a temperatura do sistema.




                                                                                 CEDERJ 33
31
                                                                      AULA
                               Equilíbrio iônico de
                                    ácidos e bases

                                                                                      Meta da aula
                                                         Apresentar uma visão de equilíbrios iônicos que
                                                                  envolvem as forças de ácidos e bases.
objetivos


            Após o estudo do conteúdo desta aula,
            esperamos que você seja capaz de:
            • definir ácidos e bases segundo as teorias
              de Arrhenius e Brönsted & Lowry;
            • definir constantes de ionização de ácidos
              e bases;
            • definir e aplicar em problemas o conceito
              de pH e pOH;
            • definir solução-tampão.
Elementos de Química Geral | Equilíbrio iônico de ácidos e bases



INTRODUÇÃO               O conceito de equilíbrio, já estudado, tem mais uma aplicação quando
                         trabalhamos com sistemas iônicos. Dentre os sistemas iônicos, os mais
                         importantes referem-se ao equilíbrio de ácidos e bases.


                         ÁCIDOS E BASES

                                O cientista sueco Svante Arrhenius, em 1887, definiu ácidos como
                         substâncias que, em solução aquosa, se ionizam e liberam íons H+ e base
                         como substâncias que em solução aquosa se ionizam e liberam íons OH–.
                         Sendo assim, o cloreto de hidrogênio (HCl) é dito um ácido de Arrhenius,
                         pois, em solução aquosa, sofre ionização, produzindo íons hidrogênio
                         e íons cloreto (equação 1),


                                                          H2O
                         equação 1               HCl          -H+ + Cl -


                         já a soda cáustica (NaOH) é uma base, pois gera íons sódio (Na+) e íons
                         hidroxila (OH–) (equação 2).


                                                            H2O
                         equação 2               HaOH            Na+ + OH-


                                Em resumo, a teoria de Arrhenius indicava que o próton (H+)
                         era responsável pelas propriedades ácidas e o íon hidroxila (OH-), pelas
                         propriedades básicas.
                                Em 1923, Brönsted, na Dinamarca, e Lowry, na Inglaterra, em
                         estudos independentes, sugeriram outra definição de ácido-base, que
                         complementaria a Teoria Ácido-Base de Arrhenius.
                         A teoria de Brönsted & Lowry define, como ácido, uma espécie química
                         capaz de doar próton e, como base, uma espécie química capaz de
                         aceitar próton. Uma reação ácido-base é uma reação de transferência
                         de prótons.
                                Essa definição leva a um melhor entendimento da formação do
                         próton hidratado (H3O+), pois o ácido, ao sofrer ionização, não forma o
                         íon hidrogênio, mas doa um próton para a molécula de água. Retornando
                         ao exemplo do cloreto de hidrogênio, sua molécula doa um próton (H+) à
                         água, comportando-se assim como um ácido. A água, por sua vez, como



36 CEDERJ
31
recebe o íon hidrogênio (próton), funciona como base. Esta reação é




                                                                                             AULA
reversível, o que significa que o íon cloreto (Cl-) pode receber o próton
de volta do íon hidrônio (H3O+). Portanto, o íon cloreto é uma base e o
íon hidrônio, um ácido. (equação 3).


                   HCl + H2O               H3O+ + Cl -
equação 3     Ácido 1 + Base 2            Ácido 2 + Base 1


       A amônia é classificada como uma base segundo Brönsted &
Lowry, porque, ao entrar em contato com a água recebe um próton
(H+). Desta forma, surge o íon amônio (NH4+), seu ácido conjugado.
A água, como doadora do próton, comporta-se como ácido de Brönsted
& Lowry e gera o íon hidroxila, que é a sua base conjugada:


                   NH3 + H2O                NH4+ + OH-
              Base 1 + Ácido 2            Ácido 1 + Base 2


       A força de um ácido é dada pela sua maior ou menor tendência de
doar um próton: quanto maior a sua facilidade para ceder o H+, maior a
sua força ácida, enquanto a base forte é aquela que tem maior tendência
a receber esse próton.
       Se prepararmos, por exemplo, duas soluções aquosas diluídas
de ácidos diferentes, a uma mesma temperatura, visualmente não
conseguimos perceber nenhuma diferença entre elas.




               1 L de solução aquosa                     1 L de solução aquosa
               0,1 mol/L de ácido                        0,1 mol/L de ácido
               cloridrico (HCI)                          acético (CH3COOH)


               Figura 31.1: Béqueres contendo soluções ácidas.



       No entanto, com a utilização de uma aparelhagem simples,
podemos perceber que elas apresentam condutibilidades elétricas
diferentes:




                                                                                 CEDERJ 37
Elementos de Química Geral | Equilíbrio iônico de ácidos e bases



              Lâmpada com brilho intenso                           Lâmpada com pouco brilho




                                               127 V                                          127 V
                                               corrente                                       corrente
                                               alternada                                      alternada




            HCI(aq) 1M                                         CH3COOH(aq)
                                                                   1M
                             Figura 31.2: Condutibilidade elétrica dos ácidos.



   Você percebeu
   que no caso do                Quanto mais intenso o brilho da lâmpada, maior a concentração
   ácido acético
   tanto faz escrever     de íons presentes e maior a condutibilidade elétrica da solução. Podemos
   a fórmula
                          concluir, observando a Figura 31.2, que o ácido clorídrico (HCl) está mais
   H3CCOOH ou
   CH3COOH?               ionizado e é um ácido mais forte do que o ácido acético (H3CCOOH).


                          CONSTANTE DE ACIDEZ (Ka)

                                 Vamos analisar separadamente os equilíbrios existentes nas duas
                          soluções ácidas.
                                 No caso do ácido clorídrico, temos:


                                               HCI (aq)            H+(aq) + Cl - (aq)


                                 A expressão da constante de equilíbrio para essa equação, que
                          por se tratar de sistema em equilíbrio iônico, pode ser chamada Ki e,
                          mais particularmente, por ser equação de ionização de ácido, pode ser
                          chamada Ka.


                                                                    [H+ ][Cl- ]
                                                      K i = Ka =
                                                                      [HCl]


                                 Experimentalmente, determinou-se que o valor de Ka do HCl a
                          25oC é aproximadamente 103.

                                                      [H+ ][Cl- ]
                                               Ka =               = 103 (valor alto)
                                                        [HCl]


38 CEDERJ
31
       O alto valor de Ka significa que o numerador é cerca de mil vezes




                                                                                            AULA
maior que o denominador. Logo, na situação de equilíbrio, há muito
mais moléculas ionizadas. Isto confirma o dado da experiência em que
vimos ser o HCl um ácido bem forte.


       Para o ácido acético, temos:


             H3CCOO(aq)              H+(aq) + H3CCOO- (aq)


       Logo, a expressão de Ka será:


                    [H+ ][H3CCOO- ]
             Ka =                   = 1, 8· 10- 5 (a 25oC)
                      [H3CCOOH]


       Como esse valor é muito baixo, podemos concluir que, na situação
de equilíbrio, há mais moléculas não-ionizadas (denominador) do que
íons em solução, o que justifica a baixa condutibilidade elétrica.
       Portanto, pode-se afirmar que, quanto maior o valor de Ka, mais
ionizado estará o ácido, ou seja, maior será a sua força.


!
    Quanto maior o Ka, maior o número de moléculas que se ionizam; logo, mais
    forte será o ácido.




CONSTANTE DE BASICIDADE (Kb)

       Assim, como definimos a constante de ionização para ácidos (Ka),
também podemos definir a constante de dissociação para as bases: Kb.
       Considere uma base genérica BOH; o equilíbrio em solução aquosa
pode ser representado da seguinte forma:


                    BOH(aq)            B+(aq) + OH- (aq)


       Podemos definir a constante de dissociação dessa base como:


                                    [B+ ][OH- ]
                             K b=
                                      [BOH]


                                                                                CEDERJ 39
Elementos de Química Geral | Equilíbrio iônico de ácidos e bases



                                Veja o exemplo do gás amônia (NH3) que forma soluções aquosas
                         básicas, nas quais a base pode ser representada por NH4OH.


                                         NH4OH(aq)             NH4+(aq) + OH- (aq)


                                                [NH 4+ ][OH- ]
                                         Kb =                  = 1, 7 · 10- 5 (a 25oC)
                                                  [NH 4OH]


                                O valor baixo de Kb indica que, no equilíbrio da amônia em
                         água, poucas moléculas se dissociam. Isso caracteriza a amônia como
                         uma base fraca.



                         ATIVIDADE

                         1. Frutas cítricas, como o limão e a laranja, contêm ácido cítrico e ácido
                         ascórbico (vitamina C). As constantes de ionização (Ka), a 25oC, são dadas
                         abaixo:

                                            Ácido cítrico           Ka = 8x10-4
                                            Ácido ascórbico         Ka = 8x10-5

                         A respeito desses dados, julgue os itens a seguir em verdadeiros ( V ) ou
                         falsos ( F ).
                         (I)       O ácido cítrico é mais forte que o ascórbico ( ).
                         (II)      Esses dois ácidos são mais fortes que o ácido clorídrico ( ).
                         (III)     Os equilíbrios de ionização desses ácidos devem estar deslocados
                         para a esquerda ( ).




                         EQUILÍBRIO IÔNICO DA ÁGUA

                                Experiências de condutibilidade elétrica e outras evidências
                         mostram que a água, quando pura, se ioniza muito pouco, originando
                         o equilíbrio:

                                    H2O(1) + H2O(1)                H3O+(aq) + OH- (aq)




                                   Figura 31.3: Representação da reação de ionização da água.
40 CEDERJ
31
        Ou, de maneira simplificada:




                                                                                      AULA
                    H2O(1)           H+(aq) + OH- (aq)


        Na água pura, a concentração de íons H+ é sempre igual à
concentração de íons OH–, pois cada molécula de água ionizada origina
um íon H+ e um íon OH–.
        Na temperatura de 25oC, as concentrações em mol/L de H+ e
OH– são iguais entre si e apresentam um valor de 10–7 mol/L. Por esse
valor, podemos perceber o quão pouco a água se ioniza.


PRODUTO IÔNICO DA ÁGUA

        Considerando o equilíbrio de ionização da água


                    H2O(1)           H+(aq) + OH- (aq)


        Podemos escrever a expressão da sua constante de equilíbrio:


                                    [H+ ][OH- ]
                             Kc =
                                      [H 2O]


Sabendo que a água apresenta um baixíssimo grau de ionização, podemos
considerar que a [H2O] é constante, pois praticamente não se altera.
Logo:


                         Kc [H2O] = [H+][OH-]
                               Kw


        Kw é chamado de constante de ionização da água, cujo valor pode
ser calculado a 25oC, com os valores de [H+] e [OH–] conhecidos:


Kw = [H+][OH–]
Kw = (10–7)(10–7)    ⇒       Kw = 10–14


        O fato de Kw ser constante, a uma dada temperatura, nos permite
chegar às seguintes conclusões:



                                                                          CEDERJ 41
Elementos de Química Geral | Equilíbrio iônico de ácidos e bases



                                • Toda solução aquosa contém íons H+ e OH–.
                                • Uma solução ácida poderá possuir alta concentração de íons
                         H+, no entanto, haverá sempre uma certa quantidade de OH– de modo
                         que: [H+][OH–] = Kw = constante.
                                • Numa solução básica, em que temos maior concentração de
                         íons OH–, também teremos presente íons H+, tal que: [H+][OH–] = Kw
                         = constante.
                                • Com base nessas observações podemos afirmar que a 25oC
                         teremos para qualquer solução aquosa: [H+][OH–] = Kw = 10–14.


                                Podemos resumir o conceito de soluções ácidas, básicas (também
                         chamadas alcalinas) e neutras:
                                • Solução ácida       [H+] > [OH–]
                                • Solução básica     [H+] < [OH–]
                                • Solução neutra     [H+] = [OH–]




                         Exemplo 1


                         Considere que o suco de laranja apresente [H+] = 1,0 · 10–4 mol/L, a 25°C.
                                (Dados: a 25 °C, Kw =10–14)
                                a. Determine a concentração molar dos íons OH– presentes nesse suco.


                                Para qualquer solução aquosa : Kw = [H+][OH–] = 10–14
                                Como [H+] = 1,0 · 10–4, substituindo este valor na equação, temos:
                                                10- 4 = 1, 0 · 10- 4 [OH- ]
                                                               10- 14
                                                [OH- ] =              -4
                                                                         = 1, 0 · 10- 10 mol / L
                                                            1, 0 · 10


                                b. Demonstre que o suco de laranja é uma solução ácida.


                                Como [H+] é maior que [OH–], o suco de laranja é ácido.
                                Podemos verificar através dos valores:
                                                  1,0 · 10–4 > 1,0 · 10–10
                                                     [H+]     > [OH–]




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Exemplo 2




                                                                                      AULA
      Um comprimido antiácido, que contém bicarbonato de sódio
(NaHCO3), origina uma solução em que a concentração de íon OH– é
igual a 1,0 · 10–5 mol/L, a 25°C. Demonstre que [OH–] > [H+]. (Dados:
a 25° C, Kw =10–14)


      Empregando a equação Kw = [H+][OH–] = 10–14, temos:


                      Kw             10- 14
          [H + ] =            =                = 1, 0 · 10- 9 mol / L
                     [OH- ]       1, 0 · 10- 5

                           1,0 · 10–5 > 1,0 · 10–9
                              [OH-] > [H+]


O QUE É PH? E POH?

      O caráter ácido ou básico de uma solução é usualmente
determinado em função da concentração em mol/L dos íons H+. No
entanto, como essas concentrações normalmente são indicadas por
números de base decimal com expoente negativo (por exemplo, 10–2, 10–7)
trabalhar com esses números pode acarretar dificuldades matemáticas.
Assim, em 1909, o bioquímico dinamarquês Peter Sörensen (1868-1939)
propôs o uso da escala de pH (potencial hidrogeniônico) como método
de determinação da acidez de uma solução. O pH foi definido como: pH
= –log [H+], sendo definido com logaritmo na base 10.




      Assim, sendo para a água pura, em que a [H+] = 10–7, o pH é:
      pH = –log 10–7 ⇒ pH = 7. Esse valor é considerado o padrão
de neutralidade.




Exemplo 3


      Uma solução que apresenta [H+] > 10–7 é considerada ácida.
Exemplo disso é a solução de um suco de tomate, cuja concentração
de íons H+ é igual a 0,0001 mol/L, ou seja, 10–4 mol/L. Qual será o pH
dessa solução?

                                                                          CEDERJ 43
Elementos de Química Geral | Equilíbrio iônico de ácidos e bases



                                                    [H+]= 10-4 mol/L
                                                    pH= - log [H+]
                                                    pH= - log 10-4
                                                    pH= - (-4) log 10
                                                                   1
                                                             pH = 4
                                                    Assim:
                                                    pH= - log 10-4
                                                    pH = 4




                                Assim como definimos pH, podemos fazer o mesmo com pOH
                         (potencial hidroxiliônico): pOH = –log[OH–] .


                         ATIVIDADE



                         2. Produtos de limpeza que possuem amoníaco apresentam [OH–] = 0,001
                         mol/L, ou seja, 10–3mol/L. Determine o pOH dessa solução.




                         RELAÇÃO ENTRE PH E POH

                                Vamos retomar a expressão do produto iônico da água:
                                      [H+][OH–] = Kw
                                Aplicando a notação logarítmica, teremos:
                                     log [H+] + log [OH–] = log Kw
                                multiplicando por (–1)
                                     (–log [H+] ) + (–log [OH–] ) = – log Kw como Kw = 10–14,


                                     (–log [H+] ) + (–log [OH–] ) = –log 10–14 = 14


                                     (–log [H+] ) + (–log [OH–] ) = –log 10–14 = 14
                                          pH              pH




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                                !




                                                                                           AULA
                                    pH + pOH = 14




         O termo pH é muito mais utilizado que o pOH em situações do
cotidiano.


Vamos, então, caracterizar os diferentes tipos de soluções que encontraremos
em nossos estudos:


Soluções neutras:
         Uma solução neutra apresentará concentrações iguais de H+ e OH–.
                                    [H+] = [OH–] = 10–7
                                    pH = –log 10–7 = 7
         Logo, pH = pOH = 7


Soluções ácidas:
         Uma solução ácida apresenta [H+] > 10–7
         Logo: pH < 7


Soluções básicas:
         Em uma solução básica temos [H+] < 10–7
         Logo: pH > 7


Resumindo:
Solução              pH             pOH

Neutra                7              7
Ácida                <7             >7
Básica               >7             <7



ESCALA DE PH

         A escala de pH apresenta valores que variam de zero a 14 e nos
indicam o grau de acidez ou basicidade de uma solução a 25oC.

                                          Neutro
                        Ácido                           Básico


           0                              7                      14


                           Figura 31.4: Escala de pH.

                                                                               CEDERJ 45
Elementos de Química Geral | Equilíbrio iônico de ácidos e bases



                                Em um laboratório, a maneira mais precisa e prática de se
                         determinar o pH de uma solução é por meio da utilização de um aparelho
                         elétrico chamado pHmetro. Durante seu curso de Biologia, você terá
                         oportunidade de trabalhar com esse aparelho e determinar os pHs de
                         algumas soluções e materiais comuns em nosso dia-a-dia.




                         Exemplo 4
                                Considere que a solução de H2SO4 da bateria de carro tenha pH
                         =1,0 e que o suco de limão tenha pH = 2,0.
                                a. Qual é a solução mais ácida?
                                A solução de H2SO4 é mais ácida porque possui o menor valor de pH.


                                b. Qual a relação entre as respectivas concentrações de íons H+?
                                   Sabendo que log a = b ⇒ a = 10b, então:
                                   – log [H+] = pH ou log [H+] = – pH ⇒ [H+] = 10–pH
                                   Para a solução de H2SO4, temos:
                                   pH = 1 ⇒ [H+] = 10–1
                                   Para o suco de limão temos:
                                   pH = 2 ⇒ [H+] = 10–2
                                Essa questão nos mostra que quando os valores de pH variam de
                         uma unidade, as concentrações de H+ variam com o fator 10.


                         Exemplo 5
                                A bile, segregada pelo fígado, é um líquido amargo, esverdeado
                         e muito importante na digestão. Sabendo que a concentração de H+ na
                         bile é 10–8 mol/L, determine o pH da bile e discuta se é ácida, básica ou
                         neutra.
                                Por definição, sabemos que pH = – log [H+].
                                No nosso problema, a [H+] = 10–8 .
                                Logo: pH = –log 10– 8 ⇒ pH = 8.
                                Por ter pH >7, essa solução é básica.




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                         ATIVIDADE




                                                                                                     AULA
                         3. A análise de uma amostra de sabão revelou que a concentração de OH– é
                         igual a 10–4. Calcule o pH dessa solução.




O PH NO NOSSO CORPO

      Nas células do nosso corpo, o CO2 é continuamente produzido
como um produto do metabolismo. Parte desse CO2 se dissolve no sangue,
estabelecendo o equilíbrio:


          CO2 + H2O             H2CO3            H+ + HCO3-


      Quando a respiração é deficiente, acarreta um aumento da
concentração de CO2 no sangue, o que provoca o deslocamento
do equilíbrio para a direita, aumentando a concentração de H +,
conseqüentemente, diminuindo o pH sangüíneo. Essa situação é chamada
de acidose.
      Por outro lado, se uma pessoa respira muito rápido (hiperventilação),
acarreta uma diminuição da quantidade de CO2, o que provoca o
deslocamento do equilíbrio para a esquerda, diminuindo a concentração
de H+, conseqüentemente, aumentando o pH do sangue. Essa situação é
chamada de alcalose.



                         ATIVIDADE

                         4. Determine o pH de uma solução 0,004 M de certo monoácido cujo grau
                         de ionização é de 2,5%, nessa concentração.




                                                                                         CEDERJ 47
Elementos de Química Geral | Equilíbrio iônico de ácidos e bases



                         SOLUÇÃO-TAMPÃO

                                 Em muitas soluções, inclusive nas presentes em nosso corpo, o pH
                         deve ser mantido em determinada faixa de valores. Por exemplo: o nosso
                         sangue deve apresentar pH entre 7,3 e 7,5. Se o pH sangüíneo variar
                         acima ou abaixo dessa faixa, mesmo sendo pequena a variação, poderá
                         causar sérios distúrbios ao organismo. Uma das maneiras de se controlar
                         o pH de uma solução, é mediante o uso de uma solução-tampão.


                          !
                              Solução-tampão é uma mistura cujo pH praticamente não se altera com adição
                              de um ácido ou de uma base em quantidade limitada.




                                  Uma solução-tampão é formada por duas substâncias:
                                 • um ácido fraco e um sal desse ácido, exemplo: CH3COOH +
                                   CH3COONa (ácido acético e acetato de sódio);
                                 ou
                                 • uma base fraca e um sal dessa base, exemplo: NH4OH + NH4Cl
                                   (hidróxido de amônio e cloreto de amônio).




                         COMO FUNCIONA UMA SOLUÇÃO-TAMPÃO?

                                 Vamos explicar o funcionamento de uma solução-tampão tomando
                         como exemplo um sistema-tampão encontrado no nosso sangue: H2CO3
                         (ácido carbônico) e NaHCO3 (bicarbonato de sódio).
                                 A ação do tampão está relacionada aos seguintes equilíbrios
                         iônicos existentes na solução:


                                             H2CO3            H+ + HCO3- (ácido)
                                             NaHCO3              Na+ + HCO3- (sal)


                         Nessa solução, temos, simultaneamente:
                         • alta concentração de H2CO3, pois sendo fraco, esse ácido se encontra
                         muito pouco ionizado; e
                         • alta concentração de HCO3– proveniente da dissociação do sal.




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O que ocorreria a esse sistema se:




                                                                                     AULA
      • adicionarmos ácido?
      Vamos aplicar o Princípio de Le Chatelier trabalhado na Aula 30.
      Suponha que certa quantidade de H+ tenha sido introduzida
      no sangue. Esses íons irão se combinar com o ânion HCO3–,
      proveniente do sal que se encontra em grande quantidade,
      originando ácido carbônico (H2CO3). Portanto, não sobrariam
      íons H+ livres para ocorrer um abaixamento de pH.


      • adicionarmos base?
      Agora, uma certa quantidade de íon OH– foi introduzida no
      sangue. Esses íons irão retirar o H+ do equilíbrio do ácido no
      processo de neutralização, fazendo com que esse ácido se ionize
      e produza mais H+ para neutralizar o OH– introduzido.


             Observe que nem a adição de ácido nem a adição de base
      ocasionou uma variação significativa de pH no sangue.


Para calcular o pH de uma solução-tampão, utilizamos a equação de
Henderson-Hasselbach:

                                       [ânion do sal]
                      pH = pKa + log
                                           ácido

pKa = –log Ka (constante de ionização do ácido)
[ânion do sal] = concentração em mol/L do ânion proveniente da
dissociação do sal;
[ácido] = concentração em mol/L do ácido fraco utilizado.


      No exemplo da solução-tampão do sangue, teríamos:

                                         [HCO3- ]
                        pH = pKa + log
                                         [H 2CO3 ]

Exemplo 6
      Calcule o pH de uma solução-tampão contendo 0,04 mol/L de
CH3COONa e 0,004 mol/L de CH3COOH, sabendo que a constante
desse ácido é igual a 10–5, em determinada temperatura.


                                                                         CEDERJ 49
Elementos de Química Geral | Equilíbrio iônico de ácidos e bases



                                Vamos organizar os dados:


                                [CH3COO–] = 0,04 mol/L
                                [CH3COOH] = 0,004 mol/L
                                pKa = –log Ka = –log10 –5 = 5
                                aplicando a equação de Henderson-Hasselbach teremos:

                                                                 [CH3COO-]
                                              pH = pKa + log
                                                                [CH3COOH]
                                              0, 04
                              pH = 5 + log          ⇒ pH = 5 + log10–1 ⇒ pH = 5 – 1 = 4
                                             0, 004


                         ATIVIDADE

                         5. Suponha uma solução formada por 0,2 mol/L de ácido acético e 0,2
                         mol/L de acetato de sódio (dado: Ka = 10–5).
                         Decida quais as informações a seguir são verdadeiras e quais são falsas.
                         a. A solução constitui um sistema tamponado ( ).
                         b. O pH da solução formada pelo ácido e o sal correspondente é 5 ( ).
                         c. O pH da solução, após a adição de pequenas quantidades de NaOH 0,1
                         M, é pouco maior que 5 ( ).
                         d. Se fossem adicionadas algumas gotas de um ácido forte, o pH seria
                         pouco menor que 5 ( ).
                         e. Ao adicionarmos NaOH, as hidroxilas são retiradas da solução pelas
                         moléculas não-ionizadas do ácido acético, evitando grande variação de
                         pH ( ).




                         CONCLUSÃO

                                A utilização da escala de pH pode, no primeiro momento, parecer
                         um complicador por usar o conceito matemático de logaritmo, mas, como
                         pudemos estudar, essa escala é de fato um facilitador para o trabalho
                         cotidiano, pois utilizamos números contidos na faixa de 0 a 14.




50 CEDERJ
31
                              ATIVIDADES FINAIS




                                                                                              AULA
1. Sabendo que a clara do ovo tem [OH–] = 10–6 mol/L , determine o valor de seu pH.




2. Um suco de limão apresenta pH = 3. Determine a concentração de H+ na solução,
em mol/L.




3. Admita que a chuva não-poluída tenha pH = 6 e que uma chuva ácida tenha
pH = 4. Analisando a relação:

                               [H+] na chuva ácida
                             ______________________
                              [H+] na chuva poluída


Determine o valor de x.




4. Uma solução de hidróxido de amônio 0,25 M a uma temperatura de 25ºC
apresenta grau de ionização igual a 0,4%. O pH dessa solução nas condições
descritas é:

(a) 1              (b) 2,5          (c) 3            (d) 11           (e) 11,5




5. A indústria de conservas de frutas e hortaliças é a base da economia de alguns
municípios do sul do Brasil. Entre os diversos produtos industrializados, destacam-se
as compotas de pêssego e figo.

Nas compotas de pêssego, o pH da calda está em torno de 4,0 e, nas compotas de
figo, está em torno de 5,0.

   a. Calcule o pOH da calda da compota de pêssego e da compota de figo.

   b. Calcule a concentração hidrogeniônica [H+] dos dois tipos de calda.

   c. Sabendo que, em pH menos ácido, há maior possibilidade de proliferação do
   Clostridium botulinum, qual tipo de compota é mais propício ao aparecimento
   dessa bactéria?



                                                                                  CEDERJ 51
Elementos de Química Geral | Equilíbrio iônico de ácidos e bases



          6. Admite-se que a sensação de cansaço, após a prática de exercícios físicos, é
          conseqüência do acúmulo de ácido lático nos músculos. Calcule o pH de um tampão
          formado por ácido lático 0,12 mol/L e lactato de sódio 0,10 mol/L.

          (Dados: Ka = 1,4 x 10–4 ;   log 1,4 = 0,14 ; log 0,83 = –0,08)




      RESUMO


          • Quanto maior a tendência a doar H+, mais forte é o ácido; quanto maior a
                tendência a receber H+, mais forte é a base.
∴
          • Produto iônico da água: Kw = 10–14 (25oC).

          • pH = –log [H+] ∴ pH = n para [H+] = 10 – nmol/L.

          • pOH = –log [OH–] ∴ pOH = n para [OH–]= 10 – nmol/L.

          • pH + pOH = 14 (25oC).

          • Solução ácida apresenta pH < 7.

          • Solução neutra pH = 7.

          • Solução básica pH > 7.

          • Solução-tampão: mantém o pH aproximadamente constante quando a ela são
                adicionados íons H+, ou íons OH–.

          • Para o cálculo de pH de uma solução-tampão aplicamos a equação de
            Henderson-Hasselbach: pH = pK + log [ânion do sal] .
                                                a
                                                               ácido




    52 CEDERJ
31
                                                                                         AULA
                                              RESPOSTAS




1. I ( V); II (F ); III (V)




2.

                        [OH+]= 10-3 mol/L
                        pOH= - log [OH-]
                        pOH= - log 10-3
                        pOH= - (-3) log 10
                                          1
                                 pH = 3
                        Assim:
                        [OH+]= - log 10-3 mol/L
                        pOH = 3



3. Como nos foi dado o valor da [OH–] = 10–4 , vamos calcular o pOH dessa
solução.

pOH = –log [OH–]

pOH = –log 10–4 ⇒ pOH = 4

Sabendo que em toda solução: pH + pOH = 14

pH + 4 = 14 logo, pH = 14 – 4 ⇒ pH = 10.




4. Para o cálculo de pH, necessitamos do valor da concentração dos íons H+. Essa
concentração pode ser calculada pela expressão: [H+] = Mα.

No nosso problema, temos que M = 0,004 e α = 2,5% = 0,025. Substituindo os
dados na expressão temos que:

[H+] = 0,004       0,025 = 10– 4 mol/L




                                                                             CEDERJ 53
Elementos de Química Geral | Equilíbrio iônico de ácidos e bases



      Agora podemos calcular o pH, pois : pH = –log [H+]

      pH = –log 10– 4 ⇒ pH = 4



      5.

      a. verdadeira

      b. verdadeira

      c. verdadeira

      d. verdadeira

      e. falsa




      Atividades Finais

      1. pH = 8

      2. [H+] = 10–3 mol/L

      3.

                    10-4
                   ______ = 102
                    10-6


      4. letra d

      5.a. pOH = 10 (pêssego)

            pOH = 9 (figo)

      5.b. [H+] = 10–4 (pêssego)

            [H+] = 10–5 (figo)

      5.c. nas compotas de figo



      6. pH = 3,78




54 CEDERJ
32
                         AULA
Esta aula será enviada
       posteriormente
33
                                                                         AULA
                  Unidades de concentração

                                                                                         Meta da aula
                                                        Trabalhar os conceitos de unidades de concentração
                                                            em diferentes situações de preparo de soluções.
objetivos


            Após o estudo do conteúdo desta aula,
            esperamos que você seja capaz de:
            • calcular concentração comum em gramas
              por litro;
            • resolver problemas que envolvam cálculo
              de concentração comum;
            • conceituar concentração molar;
            • resolver problemas que envolvam cálculo
              de concentração molar;
            • conceituar concentração em partes por
              milhão (ppm) e partes por bilhão (ppb);
            • conceituar concentração molal;
            • resolver problemas que envolvam cálculo
              de concentração molar.
Elementos de Química Geral | Unidades de concentração



INTRODUÇÃO             Ao trabalhar com soluções, além de conhecer as substâncias que formam a
                       solução, é de vital importância estabelecer as relações entre a quantidade de
                       soluto e a quantidade de solvente. Estas relações numéricas são chamadas
                       concentração da solução. Há várias maneiras diferentes de se expressar a
                       concentração de uma solução. Nós vamos estudar aqui as mais utilizadas e de
                       maior relevância: a concentração comum, a concentração molar, a concentração
                       molal e partes por milhão.


                       CONCENTRAÇÃO COMUM (G/L)

                              Essa unidade de concentração relaciona a massa do soluto (m)
                       ao volume da solução (V).

                                                              m
                                                         C=
                                                              V

                              Fique atento para o fato de o volume em questão não ser o
                       volume de solvente (água) e, sim, o volume total da solução (soluto +
                       solvente).


                              Exemplos
                              Se adicionarmos 4,0 gramas de hidróxido de sódio num balão
                       volumétrico de 500 mililitros e completarmos o volume com água até a
                       marca do balão, prepararemos uma solução que apresenta: m = 4,0 g de
                       NaOH (soluto) e volume de 0,5 litro de solução. Logo, sua concentração
                                        4, 0
                       comum será: C =       = 8,0 g/L (leia-se oito gramas por litro).
                                        0, 5




                                                          500mL




                                              Figura 33.1: Balão volumétrico.




58 CEDERJ
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  • 1.
  • 2.
  • 3. Elementos de Química Geral Volume 3 Isabella Ribeiro Faria Apoio:
  • 4. Fundação Cecierj / Consórcio Cederj Rua Visconde de Niterói, 1364 – Mangueira – Rio de Janeiro, RJ – CEP 20943-001 Tel.: (21) 2299-4565 Fax: (21) 2568-0725 Presidente Masako Oya Masuda Coordenação do Curso de Biologia UENF - Milton Kanashiro UFRJ - Ricardo Iglesias Rios UERJ - Cibele Schwanke Material Didático ELABORAÇÃO DE CONTEÚDO Departamento de Produção Isabella Ribeiro Faria EDITORA ILUSTRAÇÃO COORDENAÇÃO DE DESENVOLVIMENTO INSTRUCIONAL Tereza Queiroz Fabiana Rocha Cristine Costa Barreto COPIDESQUE CAPA DESENVOLVIMENTO INSTRUCIONAL José Meyohas Fabiana Rocha E REVISÃO REVISÃO TIPOGRÁFICA PRODUÇÃO GRÁFICA Anna Carolina da Matta Machado Elaine Bayma Andréa Dias Fiães Marcelo Bastos Marcus Knupp Fábio Rapello Alencar COORDENAÇÃO DE AVALIAÇÃO DO COORDENAÇÃO DE MATERIAL DIDÁTICO PRODUÇÃO Débora Barreiros Jorge Moura AVALIAÇÃO DO MATERIAL DIDÁTICO PROGRAMAÇÃO VISUAL Letícia Calhau Marcelo Carneiro Renata Borges Copyright © 2006, Fundação Cecierj / Consórcio Cederj Nenhuma parte deste material poderá ser reproduzida, transmitida e gravada, por qualquer meio eletrônico, mecânico, por fotocópia e outros, sem a prévia autorização, por escrito, da Fundação. F224e Faria, Isabella Ribeiro. Elementos de química geral. v. 3 / Isabella Ribeiro Faria. – Rio de Janeiro: Fundação CECIERJ, 2007. 78p.; 21 x 29,7 cm. ISBN: 85-7648-333-5 1. Química. 2. Equilibrio químico. 3. Diluição. 4. Mistura de soluções. I. Título. CDD: 540 2007/2 Referências Bibliográficas e catalogação na fonte, de acordo com as normas da ABNT.
  • 5. Governo do Estado do Rio de Janeiro Governador Sérgio Cabral Filho Secretário de Estado de Ciência e Tecnologia Alexandre Cardoso Universidades Consorciadas UENF - UNIVERSIDADE ESTADUAL DO UFRJ - UNIVERSIDADE FEDERAL DO NORTE FLUMINENSE DARCY RIBEIRO RIO DE JANEIRO Reitor: Almy Junior Cordeiro de Carvalho Reitor: Aloísio Teixeira UERJ - UNIVERSIDADE DO ESTADO DO UFRRJ - UNIVERSIDADE FEDERAL RURAL RIO DE JANEIRO DO RIO DE JANEIRO Reitor: Nival Nunes de Almeida Reitor: Ricardo Motta Miranda UFF - UNIVERSIDADE FEDERAL FLUMINENSE UNIRIO - UNIVERSIDADE FEDERAL DO ESTADO Reitor: Roberto de Souza Salles DO RIO DE JANEIRO Reitora: Malvina Tania Tuttman
  • 6.
  • 7. Elementos de Química Geral Volume 3 SUMÁRIO Aula 29 – Equilíbrio químico – princípios gerais _____________________ 7 Aula 30 – Deslocamento de equilíbrio ____________________________ 23 Aula 31 – Equilíbrio iônico de ácidos e bases_______________________ 35 Aula 32 – Esta aula será enviada posteriormente____________________ 55 Aula 33 – Unidades de concentração_____________________________ 57 Aula 34 – Diluição e mistura de soluções__________________________ 69
  • 8.
  • 9. 29 AULA Equilíbrio químico – princípios gerais Meta da aula Conceituar equilíbrio químico. objetivos Ao final desta aula, você deverá ser capaz de: • analisar as idéias centrais de um equilíbrio químico; • entender o conceito de constante de equilíbrio; • resolver problemas que envolvam cálculo de constante de equilíbrio; • definir grau de equilíbrio; • diferenciar constante de equilíbrio e grau de equilíbrio.
  • 10. Elementos de Química Geral | Equilíbrio químico – princípios gerais INTRODUÇÃO Quando nos perguntamos se a água dentro de um frasco fechado evapora, a primeira resposta talvez seja que não, pois não percebemos diminuição no nível da água no frasco. Mas esta resposta não está correta. No frasco estão ocorrendo dois processos opostos com a mesma velocidade: a evaporação e a condensação. Dizemos então que esse sistema está em equilíbrio. Reações reversíveis, em que reagentes e produtos estão em equilíbrio, são processos importantes que ocorrem em grande número no metabolismo dos seres vivos e na atmosfera. Uma reação é dita reversível quando ocorre nos dois sentidos simultaneamente. DEFINIÇÃO DE EQUILÍBRIO A maioria das reações que nós trabalhamos, quando realizadas num sistema fechado, é reversível. Quando colocamos substâncias num recipiente e elas começam a reagir, vão formando novas substâncias chamadas produtos. Após determinado tempo, estes produtos reagem entre si, produzindo as substâncias iniciais. Este processo ilustra uma reação reversível, como demonstrado na equação genérica a seguir: A + B C + D Esse tipo de reação pode ser visualizada por meio do seguinte exemplo: 1 mol de N2O4, que é um gás incolor, foi colocado num recipiente transparente, fechado, com capacidade de 1 litro e aquecido a 100oC. Nessas condições, as colisões entre moléculas desse gás favorecem sua decomposição, conforme a equação apresentada a seguir: N2O4(g) 2 NO2(g) (incolor) (castanho) Com o tempo, diminui o número de moléculas de N2O4 e aumenta a quantidade de moléculas de NO2. Portanto, nada impede que entre as moléculas de NO2 ocorram colisões que favoreçam a regeneração de moléculas de N2O4, como verificamos na equação: 2 NO2(g) N2O4(g) (castanho) (incolor) 8 CEDERJ
  • 11. 29 Assim, após determinado tempo, para cada molécula de N2O4 que AULA se decompõe, duas outras moléculas de NO2 se combinam, formando uma outra molécula de N2O4. colisão reação direta v1 v2 reação inversa colisão Figura 29.1: Duas reações opostas ocorrendo num mesmo sistema. Quando a velocidade da reação direta for igual à da reação inversa, teremos um sistema em equilíbrio em que coexistirão moléculas de N2O4 e NO2. N2O4(g) 2 NO2(g) (incolor) (castanho) Figura 29.2: Sistema entrando em equilíbrio. CEDERJ 9
  • 12. Elementos de Química Geral | Equilíbrio químico – princípios gerais A situação descrita nos permite perceber que o sistema se encontra num equilíbrio dito dinâmico, pois a quantidade de N2O4 que se decompõe (reação direta) é igual à quantidade de N2O4 que é formada (reação inversa). ! O equilíbrio químico é caracterizado quando a velocidade da reação direta é igual à velocidade da reação inversa. Conseqüentemente, as concentrações dos participantes da reação não se alteram. Retomemos a equação mencionada anteriormente. N2O4(g) 2 NO2(g) (incolor) (castanho) No início da reação foi colocado 1 mol de N2O4 em um recipiente de 1 litro. Portanto, essa concentração molar de N2O4 é de 1 mol por litro, e pode ser representada por [N2O4] = 1mol/L. À medida que o tempo passa, o N2O4 é consumido e, portanto, sua concentração vai diminuindo. 2,0 1,5 1,0 [N2O4] 0,5 0 Tempo Gráfico 29.1: Concentração de N2O4 em mol/L. 10 CEDERJ
  • 13. 29 Em contrapartida, a [NO2], concentração molar de NO2, que AULA inicialmente era nula, vai aumentando com o tempo. 2,0 1,5 1,0 [NO2] 0,5 0 Tempo Gráfico 29.2: Concentração de NO2 em mol/L. Depois de certo tempo, essas concentrações não mais variam, momento esse em que fica caracterizado o equilíbrio químico. 2,0 1,5 1,0 [N2O4] = 0,74 mol/L 0,5 [NO2] = 0,52 mol/L 0 Tempo A partir deste instante as concentrações passam a ser constantes. (Equilíbrio) Gráfico 29.3: Equilíbrio químico da reação de N2O4 e NO2. CEDERJ 11
  • 14. Elementos de Química Geral | Equilíbrio químico – princípios gerais LEI DA VELOCIDADE DA REAÇÃO E CONSTANTE DE EQUILÍBRIO (KC) Vamos agora observar o que ocorre com a velocidade dessas reações (direta e inversa). A velocidade de uma reação é diretamente proporcional ao produto das concentrações em mol/L dos reagentes dessa reação (Lei de Ação das Massas ou Lei de Guldberg-Waage). Considere REAÇÃO a REAÇÃO ELEMENTAR genérica: ELEMENTAR aX + bY produtos É aquela que se processa em uma única etapa. A expressão da velocidade de uma reação pode ser assim representada: v = k[X]a [Y]b v = velocidade da reação num determinado instante; k = constante da velocidade da reação (um valor numérico característico da reação e da temperatura); [X] e [Y] = concentração em mol/L dos reagentes X e Y; a e b são os coeficientes da equação. Exemplo: 2 NO2 + H2 N2O + H2O v = k [NO2]2 [H2] A explicação para a existência de um termo elevado ao quadrado é que poderíamos escrever a equação anterior da seguinte forma: NO2 + NO2 + H2 N2O + H2O Então, a expressão da velocidade seria v = k [NO2][NO2][H2], que corresponde à expressão apresentada anteriormente v = k [NO2]2 [H2]. Voltemos à nossa reação. N2O4(g) 2 NO2(g) Podemos escrever a expressão da velocidade da reação direta (da esquerda para a direita) v1: v1= k1 [N2O4] 12 CEDERJ
  • 15. 29 E a expressão para a reação inversa (da direita para a esquerda) AULA v2 será: v2 = k2 [NO2]2 Quando o sistema atinge o equilíbrio, podemos igualar v1 e v2: [ NO2 ] 2 k v1 = v2 ⇒ k1 [N2O4] = k2 [NO2] ⇒ 1 = 2 k2 [ N2O4 ] k1 como k1 e k2 são constantes, então também é uma constante. Essa nova k2 constante é chamada constante de equilíbrio, e é simbolizada por Kc. Para o equilíbrio N2O4(g) 2 NO2(g), temos: [ NO2 ] 2 Kc = [ N 2 O4 ] Essa expressão de K c nos diz que, independentemente das [ NO2 ] é igual a um valor 2 condições iniciais, o resultado do cálculo [ N2O4 ] numérico fixo, para determinada temperatura. Na temperatura de 100oC, o valor da concentração de Kc para essa reação é 0,36. Esse valor foi calculado experimentalmente, e toda vez que realizarmos essa reação num sistema fechado à temperatura de 100oC, encontraremos sempre esse mesmo valor. Concluindo: A Lei de equilíbrio (Kc) expressa em função das concentrações é definida como a multiplicação das concentrações, em mol/L, dos produtos, divididas pelas concentrações dos reagentes, todas elevadas aos respectivos coeficientes estequiométricos. aX + bY produtos [C]c [D]d aA + bB cC + dD Kc = [A]a [B]b Observe que o valor da constante de equilíbrio para uma reação, em determinada temperatura, não depende das concentrações iniciais de reagentes e produtos, e sim de suas concentrações no equilíbrio. Outro exemplo: H2(g) + I2(g) 2 HI(g) [HI ]2 Kc = [H 2 ][I2 ] CEDERJ 13
  • 16. Elementos de Química Geral | Equilíbrio químico – princípios gerais ATIVIDADE 1. Escreva a expressão da Lei de Equilíbrio (K c) para os seguintes sistemas: a. 2 SO2(g) + O2(g) 2 SO3(g) b. Fe2+ (aq) + Cu2+(aq) Fe3+(aq) + Cu+(aq) c. 2 NO2(g) 2 NO(g) + O2(g) SIGNIFICADO DE KC Qual informação podemos retirar do fato de conhecermos o Kc de uma reação? Pois bem, se o Kc de uma reação for muito alto, podemos concluir que, ao atingir o equilíbrio, haverá muito mais produto do que reagente, logo, será maior a extensão da reação direta. Por outro lado, se os valores de Kc forem muito baixos, observaremos que a reação direta será pouco favorecida, ou seja, no equilíbrio teremos mais reagentes do que produtos. Vamos exemplificar alguns problemas envolvendo Kc. Exemplo 1 Em um sistema em equilíbrio a 25oC, as concentrações de NOCl(g), NO(g) e Cl2(g) são, respectivamente, iguais a 5mol/L, 5x10–5 mol/L e 2 mol/L. a. Calcule a constante de equilíbrio(Kc), a 25oC, para a reação: 2 NOCl(g) 2NO(g) + Cl2(g) Vamos primeiramente escrever a expressão de Kc para essa reação. [NO]2 [Cl2 ] Kc = [NOCl ]2 substituindo os valores na expressão: (5 ⋅ 10−5 )2 ⋅ 2 25 ⋅ 10−10 ⋅ 2 Kc = = = 2 ⋅ 10−10 52 25 14 CEDERJ
  • 17. 29 b. Se você adicionar NOCl em um frasco vazio, a 25oC, a AULA decomposição em NO e Cl2 será muito intensa? Justifique. A questão é saber se a decomposição do NOCl ocorre facilmente. Isto é ’ possível analisando o valor da sua constante de equilíbrio Kc = 2x102. Este valor muito baixo indica que no equilíbrio a [NOCl] é muito alta, logo o processo de decomposição do NOCl é difícil. Exemplo 2 Para a reação representada a seguir, em que todas as substâncias estão em fase gasosa: 2CO + O2 2CO2 realizada a uma dada temperatura, o valor da constante de equilíbrio é 40 e as concentrações do CO = 0,05 mol/L e do CO2 = 0,10 mol/L. Calcule a concentração em mol/L de gás oxigênio nesse equilíbrio. Vamos escrever a expressão de Kc para esse equilíbrio, [CO2 ]2 Kc = [CO]2 [O2 ] substituindo os valores dados: (0, 10)2 0, 01 40 = ⇒ [O2 ] = ⇒ [O2 ] = 0, 10 mol/L (0, 05) ⋅ [O2 ] 2 25 ⋅ 10−4 ⋅ 40 ATIVIDADES 2. Em determinadas condições de temperatura e pressão, existe 0,5 mol/L de N2O4 em equilíbrio com 2 mol/L de NO2, segundo a equação N2O4(g ) 2 NO2(g). Qual o valor da constante desse equilíbrio em função das concentrações em mol/L, nas condições da experiência? CEDERJ 15
  • 18. Elementos de Química Geral | Equilíbrio químico – princípios gerais 3. Em altas temperaturas, N2 reage com O2 produzindo NO, um poluente atmosférico: N2 + O2 2 NO À temperatura de 2.000 Kelvin, a constante do equilíbrio descrito anteriormente é igual a 4,0 x 10–4. Nessa temperatura, se as concentrações de equilíbrio de N2 e O2 forem, respectivamente, 4,0 x 10–3 e 1,0 x 10–3 mol/L, qual será a concentração molar de NO no equilíbrio? SISTEMAS GASOSOS Em sistemas gasosos, a quantidade de reagente e produtos também PRESSÃO PARCIAL pode ser verificada pela PRESSÃO PARCIAL de cada um dos gases participantes Pressão exercida da reação, porque a concentração molar de um gás é diretamente por um gás, se este ocupasse proporcional a sua pressão parcial. Para comprovar esta relação, basta sozinho o volume analisado. observar a lei dos gases ideais. n n PV = nRT ou P = RT em que a relação corresponde à V V concentração mol/L . Quando utilizamos as pressões parciais para descrever um sistema em equlíbrio, chamamos a constante de equilíbrio de Kp. Vamos exemplificar por meio da reação entre gás nitrogênio e gás hidrogênio na produção de amônia. N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g) A Lei de Equilíbrio desta reação pode ser descrita em função das [ NH3 ] , 2 concentrações molares, como visto anteriormente, Kc = [ N 2 ][H2 ] 3 P 2 NH 3 ou em função das pressões parciais, K p = . PN2 P3H 2 16 CEDERJ
  • 19. 29 Exemplo 3 AULA O gás SO3 pode ser decomposto em dióxido de enxofre e oxigênio a altas temperaturas, de acordo com a equação: 2 SO3(g) 2 SO2(g) + O2(g). As pressões parciais dos componentes no equilíbrio são: para O2 = 12 atm; para SO2 = 4 atm e para SO3 = 8 atm. Determine o valor da constante de equilíbrio Kp para este sistema. Vamos primeiramente escrever a Lei de Equílíbrio em função das P 2 so2 Po2 pressões parciais para esta reação K p = . Substituindo os P 2 so3 valores, teremos: 42 × 12 Kp = ⇒ Kp = 3. 82 RELAÇÃO ENTRE KP E KC Para algumas reações, os valores de Kp e Kc são iguais. Porém, para muitas outras, as duas constantes apresentam valores diferentes. Portanto, é necessário que nós possamos calcular uma a partir da outra. A equação que nos permite fazer esse cálculo é deduzida a partir da lei dos gases ideais. Kp= Kc(RT)∆n Nesta equação, ∆n é variação do número de mols (número de mols dos produtos gasosos – número de mols dos reagentes gasosos) na equação química. Para a reação N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g), temos que ∆n = 2 – (1+3) = –2. Observe que quando o valor de ∆n for igual a zero, as constantes Kp e Kc terão o mesmo valor. GRAU DE EQUILÍBRIO Considere um frasco fechado, inicialmente, com 9,0 mols de ozônio (O3). Admita que no equilíbrio entre ozônio e oxigênio existam 6,0 mols de O3 e 4,5 mols de O2. Para calcular o número de mols de O3 que reagiram, temos: n (reagiram) = 9,0 – 6,0 = 3,0 mols de ozônio. CEDERJ 17
  • 20. Elementos de Química Geral | Equilíbrio químico – princípios gerais Vamos agora determinar a porcentagem de mols de O3 que reage: Início 9,0 mols ––––– 100% Reagem 3,0 mols ––––– α 3x100 Logo, α = = 33% 9 Essa porcentagem é denominada grau de equilíbrio (α). Podemos calcular o grau de equilíbrio para determinado reagente diretamente pela expressão: quantidade de mols consumidos α= quantidade inicial de mols É muito importante que você saiba diferenciar grau de equilíbrio e constante de equilíbrio. Grau de equilíbrio(α) Constante de equilíbrio (Kc) Alterando as varia Não varia concentrações Alterando a varia varia temperatura A uma temperatura constante, o grau de equilíbrio é variável, porque depende da concentração inicial do reagente que estiver sendo analisado. Entretanto, a constante de equilíbrio, como o próprio nome indica, terá valor fixo para cada equilíbrio. Exemplo 4 1) A tabela a seguir é válida para o seguinte equilíbrio de decom- posição, realizado a 500oC: 2 NH3 N 2 + 3 H2 [NH3] [NH3] Kc inicial no equilíbrio a 1 experiência 1,0 0,2 16 2a experiência 5,0 1,6 16 18 CEDERJ
  • 21. 29 a. Por que o valor de Kc não varia? AULA O valor de Kc não varia, porque, mantida a temperatura constante, a constante de equilíbrio não depende das concentrações iniciais dos reagentes ou dos produtos. b. Calcule o grau de decomposição da amônia, em cada experiência, considerando o volume do recipiente igual a 1 litro. 1a experiência início: NH3 = 1,0 mol equilíbrio: NH3 = 0,2 mol reage: 1,0 – 0,2 = 0,8 mol quantidade de mols consumidos 0, 8 α= α= = 0, 8 = 80% quantidade inicial de mols 1, 0 2a experiência início: NH3 = 5,0 mol equilíbrio: NH3 = 1,6 mol reagem: 5,0 – 1,6 = 3,4 mol quantidade de mols consumidos 3, 4 α= α= = 0, 68 = 68% quantidade inicial de mols 5, 0 CONCLUSÃO O equilíbrio químico pode existir somente em sistemas fechados em que o conteúdo material não é aumentado nem diminuído, perma- necendo assim com as concentrações constantes. CEDERJ 19
  • 22. Elementos de Química Geral | Equilíbrio químico – princípios gerais ATIVIDADES FINAIS 1. O gráfico a seguir mostra a variação, em função do tempo, das concentrações de A, B, C e D durante a reação de 3,5 mol/L de A com 3,5 mol/L de B, a 25°C. Observe que as concentrações A, B, C e D para o cálculo de Kc estão indicadas no gráfico. 4,0 3,5 3,0 C + D 2,5 2,0 1,5 1,0 A + B 0,5 0 5 10 15 20 Tempo (min) Considerando a reação A + B C + D: a. em que tempo de reação o equilíbrio foi atingido? b. qual o valor da constante desse equilíbrio? 2. Para o equilíbrio CO2 + H2 CO + H2O numa determinada temperatura, a constante Kc vale 8,4. Uma análise apontou os seguintes resultados, em determinado instante de uma experiência: [CO2] = 0,2 mol/L [H2] = 0,3 mol/L [CO] = 1,2 mol/L 20 CEDERJ
  • 23. 29 [H2O] = 0,4 mol/L AULA Com base nessas informações, verifique se o sistema já atingiu o equilíbrio no instante considerado. 3. Em um recipiente de 1 litro, colocou-se 1 mol de PCl5. Suponha o sistema: PCl5 PCl3 + Cl2, homogêneo e em temperatura tal que o PCl5 esteja 80% dissociado. Determine a constante de equilíbrio para esse sistema. 4. Dado Kc = 61 para a reação N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g) a 500K, calcule se mais amônia tenderá a se formar quando a mistura de composição 2,23 x 10–3 mol/L de N2, 1,24 x 10–3 mol/L de H2 e 1,12 x 10–1 mol/L de NH3 estiver presente em um recipiente a 500K. RESUMO • O equilíbrio químico é uma reação reversível na qual a velocidade da reação direta é igual à velocidade da reação inversa e, conseqüentemente, as concentrações de todas as substâncias participantes permanecem constantes. [C]c [D]d • Para a reação a A +bB cC + dD Kc = [A]a [B]b • Kc não varia com a concentração das substâncias, mas varia com a temperatura em que se processa a reação. • Em sistemas gasosos podemos determinar a constante de equilíbrio em função das pressões parciais (Kp). • O grau de equilíbrio (α) varia com a temperatura e com a concentração. CEDERJ 21
  • 24. Elementos de Química Geral | Equilíbrio químico – princípios gerais INFORMAÇÃO SOBRE A PRÓXIMA AULA Na nossa próxima aula, vamos saber como podemos perturbar um sistema em equilíbrio e as conseqüências na reação dessa perturbação. RESPOSTAS Atividade 1 [SO3 ]2 a. Kc = [SO2 ]2 [O2 ] [Fe3+ ][Cu+ ] b. Kc = [Fe2 + ][Cu2 + ] [NO]2 [O2 ] c. Kc = [NO2 ]2 Atividade 2 [ NO2 ] 2 22 Kc = = =8 [ N 2 O4 ] 0, 5 Atividade 3 4,0 x 10–5 mol/L Atividades Finais 1. a. 10 minutos 2, 5 x 2, 5 b. = 6, 25 1, 0 x 1, 0 1, 2 x 0, 4 2. = 8 ≠ Kc logo, o sistema ainda não atingiu o equilíbrio. 0, 2 x 0, 3 0, 8 x 0, 8 3. Kc = = 3, 2 0, 2 [NH3 ]2 4. Não, pois o valor para está muito maior que o Kc indicado. [N 2 ][H 2 ]3 22 CEDERJ
  • 25. 30 AULA Deslocamento de equilíbrio Meta da aula Apresentar a aplicação do Princípio de Le Chatelier em equilíbrio químico. objetivos Ao final desta aula, você deverá ser capaz de: • identificar os fatores que alteram um sistema em equilíbrio; • verificar como esses fatores provocam um deslocamento de equilíbrio.
  • 26. Elementos de Química Geral | Deslocamento de equilíbrio INTRODUÇÃO Esta aula é a continuação do conteúdo Equilíbrio Químico, trabalhado na Aula 29. Como você viu naquela aula, um sistema, após atingir o equilíbrio, apresenta uma quantidade constante das substâncias participantes se não houver alterações externas que perturbem esse equilíbrio. Em 1888, o químico francês Henry Louis Le Chatelier desenvolveu um trabalho que permite prever o que ocorrerá a um sistema em equilíbrio quando perturbado. ! A conclusão deste trabalho é conhecida como o Princípio de Le Chatelier: “Quando um sistema em equilíbrio é perturbado, ele reage no sentido de anular o efeito dessa perturbação.” Quem foi Le Chatelier? Henry Louis Le Chatelier nasceu em Paris no dia 8 de outubro de 1850. Os primeiros ensinamentos em Matemática e Química foram dados pelo pai, o engenheiro Louis Le Chatelier. Mais tarde, pai e filho trabalhariam juntos na criação de uma indústria de alumínio. Toda a linha de pesquisa de Le Chatelier era voltada para as aplicações práticas. Publicou trabalhos sobre cimento e, preocupado com os acidentes em minas de carvão, fez um minucioso estudo sobre combustão do metano, determinando a temperatura de ignição e outras variáveis. Durante toda a vida, Le Chatelier dedicou-se à Educação. Considerado um inovador na Educação em Química, criou métodos próprios que sempre despertavam interesse em seus alunos. Texto adaptado, em outubro de 2005, do site www.woodrow.org/ teachers/chemistry/institutes/1992/LeChatelier.html Os principais fatores externos que podem influenciar um equilíbrio são: • concentração dos participantes; • temperatura; • pressão total do sistema. ALTERANDO AS CONCENTRAÇÕES Vamos tomar como exemplo o seguinte sistema em equilíbrio: 1 N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g) + calor 2 24 CEDERJ
  • 27. 30 Se adicionarmos a esse sistema uma determinada quantidade de AULA H2, o equilíbrio irá se deslocar no sentido de consumir esse H2 colocado a mais. A reação que consome H2 é a reação 1 (reação direta). Então, durante um determinado tempo, a velocidade da reação 1 será maior que a velocidade da reação 2 (v1 > v2), o que acarretará aumento da concentração de NH3. 1 N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g) + calor 2 Após certo tempo, é estabelecido um novo equilíbrio, mas sem alteração no valor da constante Kc. Se aumentarmos a concentração de NH3, o sistema irá se deslocar no sentido de consumir esse NH3. A reação que consome NH3 é a reação 2 (reação inversa). Então, durante certo tempo, v2 > v1, o que acarretará aumento da concentração de N2 e H2. 1 N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g) + calor 2 Essas velocidades se tornarão iguais após certo tempo e o equilíbrio será estabelecido, mas com o mesmo valor para sua constante Kc. O que ocorrerá com esse equilíbrio se retiramos NH3 do sistema? Segundo o Princípio de Le Chatelier, o sistema terá de anular essa alteração. Para isso, ele deverá produzir uma maior quantidade de NH3, favorecendo, assim, a reação 1 (reação direta), durante determinado tempo, até o equilíbrio ser novamente atingido. 1 N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g) + calor 2 Exemplo 1 Considere o equilíbrio: Fe3O4(s) + 4 H2(g) 3 Fe(s) + 4H2O(g) o a 150 C, em recipiente fechado. a. Escreva a expressão da constante de equilíbrio da reação. [produtos ] Como vimos na Aula 29, Kc = . [reagentes ] CEDERJ 25
  • 28. Elementos de Química Geral | Deslocamento de equilíbrio Quando temos substâncias no estado sólido, essas não participam da expressão da constante de equilíbrio, pois não apresentam concentração molar. [ H2O] 4 Logo, para nossa reação: Kc = . [ H2 ] 4 b. Preveja, justificando, qual será o efeito da adição ao sistema em equilíbrio de: (I) H2 (g). Segundo Le Chatelier, o sistema deverá consumir H2 para retornar ao equilíbrio, favorecendo a reação direta. (II) Fe (s). Como o ferro se apresenta no estado sólido, a quantidade dessa substância não afeta o equilíbrio. (III) Um catalisador. O catalisador é uma substância adicionada a uma reação para aumentar a sua velocidade, como ocorre com as enzimas em sistemas biológicos. Ela não influi em um sistema em equilíbrio. ATIVIDADE 1. Considere a reação em equilíbrio representada a seguir: 1 4 HCl (g) + O2 (g) 2 H2O (g) + 2Cl2 (g) 2 O que ocorrerá com o equilíbrio dessa reação se: a. a concentração de gás oxigênio diminuir? b. for adicionado um catalisador? c. a concentração de Cl2 aumentar? Alterando a pressão total do sistema Em equilíbrios que envolvem gases, poderá haver variações de volume, dependendo da proporção do número de moléculas dado pelos coeficientes da reação. No nosso exemplo, temos: 1 N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g) + calor 2 1 + 3 = 4 volumes 2 volumes ⇓ ⇓ maior pressão menor pressão 26 CEDERJ
  • 29. 30 Pelo Princípio de Le Chatelier, um aumento de pressão no sistema AULA deverá deslocar o equilíbrio no sentido de anular essa alteração, ou seja, no sentido de menor pressão, favorecendo, no nosso exemplo, a reação 1 (reação direta). Logo, o aumento de pressão desloca o equilíbrio para o lado de menor número de mols gasosos. Por outro lado, se diminuirmos a pressão do sistema, ele irá se deslocar no sentido de maior pressão, favorecendo a reação 2 (reação inversa). Logo, a diminuição de pressão desloca o equilíbrio para o lado de maior número de mols gasosos. Quando alteramos a pressão total de um sistema em equilíbrio, ele será perturbado por um tempo e voltará ao equilíbrio sem alteração no valor da constante Kc. ATIVIDADE 2. Há dois sistemas gasosos em equilíbrio, cujas constantes de equilíbrio são dadas pelas expressões (I) e (II): [H 2 O]2 [Cl2 ]2 [CH 4 ][H 2 S]2 (I) (II) [HCl ]4 [O2 ] [CS 2 ][H 2 ]4 Nessas condições: a. Escreva a equação para cada um dos sistemas em equilíbrio. b. Qual será o efeito do aumento de pressão total sobre cada um dos sistemas? ALTERANDO A TEMPERATURA Se aumentássemos a temperatura, estaríamos, em outras palavras, fornecendo calor para o sistema. Segundo Le Chatelier, o equilíbrio irá se deslocar no sentido de anular esse efeito, ou seja, irá consumir calor. A reação que consome calor é chamada reação endotérmica. No nosso exemplo, a reação que consome calor é a reação 2 (reação inversa). Com o aumento da temperatura, teremos, durante certo tempo: 1 N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g) + calor, até o equilíbrio 2 ser restabelecido. CEDERJ 27
  • 30. Elementos de Química Geral | Deslocamento de equilíbrio Se diminuíssemos a temperatura, estaríamos retirando calor do sistema; com isso, o equilíbrio iria se deslocar no sentido de produzir calor. A reação que produz calor é chamada exotérmica. No nosso exemplo, a reação que produz calor é a reação 1 (reação direta). Com a diminuição da temperatura, teremos, durante um certo tempo: 1 N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g) + calor, até o equilíbrio 2 ser restabelecido. Desta forma, em um sistema em equilíbrio, com pressão constante, o aumento da temperatura provoca o deslocamento do equilíbrio no sentido da reação endotérmica. Logo, a diminuição da temperatura desloca a reação no sentido inverso, ou seja, no sentido da reação exotérmica. Quando alteramos a temperatura de um sistema, estamos alterando a sua energia. Com isso, o novo equilíbrio que será atingido apresentará um novo valor da constante Kc. Podemos ilustrar a importância do Princípio de Le Chatelier com o exemplo da origem das cáries dentárias. Exemplo 1 O esmalte dos dentes é formado por uma substância insolúvel chamada hidroxiapatita, e a destruição dessa substância é chamada de desmineralização. Na boca, há o equilíbrio: Ca5 (PO4) 3 OH (s) 5 Ca2+(aq) + 3 PO43–(aq) + OH–(aq) Entretanto, a fermentação de alimentos, como o açúcar, produz íons H+ por meio de um processo ácido. Esses íons retiram OH– para formar H2O. Dessa forma, os íons se tornam responsáveis pelo deslocamento do equilíbrio para a direita e, assim, pela destruição do esmalte. A adição de flúor ajuda a prevenir as cáries, porque os íons F– substituem os íons OH– do esmalte, formando fluorapatita, Ca5(PO4)3F, muito resistente ao ataque de ácidos. 28 CEDERJ
  • 31. 30 Exemplo 2 AULA O ozônio é formado, somente na estratosfera ou em laboratório, sob a ação de radiações eletromagnéticas (ultravioleta, onda de rádio etc.). Sua formação ocorre mediante a seguinte reação endotérmica: 3 O2 2 O3 a. O aumento da temperatura favorece ou dificulta a formação de ozônio? Justifique. Como, segundo o enunciado, a reação da formação de ozônio é endotérmica, o aumento de temperatura favorecerá essa reação. ! Lembre-se: o aumento da temperatura favorece a reação endotérmica. b. E o aumento da pressão? Justifique. O aumento da pressão desloca o equilíbrio para o lado de menor volume. Logo, favorecerá a reação de formação do ozônio. ATIVIDADE 3. Considere o sistema em equilíbrio representado pela equação química: CO (g) + 2 H2 (g) CH3OH (g) + calor Com base nesse sistema, classifique as afirmativas a seguir em verdadeira ou falsa, em relação ao deslocamento do equilíbrio. I – Desloca-se para a direita, com o aumento da temperatura ( ). II – Desloca-se para a esquerda, com o aumento da concentração de metanol (CH3OH) ( ). III – Desloca-se para a direita, diminuindo a concentração de hidrogênio ( ). IV – Desloca-se para a esquerda, com a diminuição da temperatura ( ). V – Desloca-se para a esquerda, com o aumento da concentração de monóxido de carbono ( ). CEDERJ 29
  • 32. Elementos de Química Geral | Deslocamento de equilíbrio As equações a seguir representam sistemas em equilíbrio. O único sistema que não se desloca por alteração de pressão é: a. SO2 (g) + 1/2 O2 (g) SO3 (g) b. CO2 (g) + H2 (g) CO (g) + H2O (g) c. N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g) d. 2 CO2 (g) 2 CO (g) + O2 (g) CONCLUSÃO O conhecimento do comportamento de sistemas em equilíbrio frente a fatores como temperatura, pressão e concentração dos participantes foi importante para viabilizar muitos processos industriais e práticas de laboratório. ATIVIDADES FINAIS 1. Nas lâmpadas comuns, quando estão acesas, o tungstênio (W) do filamento sublima, depositando-se na superfície interna do bulbo. No interior das chamadas “lâmpadas halógenas” há iodo, a fim de diminuir a deposição de tungstênio. Estas, quando acesas, apresentam uma reação de equilíbrio representada por: W (s) + 3 I2 (g) WI6 (g) Na superfície do filamento (região de temperatura elevada), o equilíbrio está deslocado para a esquerda. Próximo à superfície do bulbo (região mais fria), o equilíbrio está deslocado para a direita. a. Escreva a expressão para a constante de equilíbrio. b. A formação do WI6(g), a partir dos elementos conforme a equação dada, é exotérmica ou endotérmica? Justifique. 30 CEDERJ
  • 33. 30 2. Em um recipiente fechado, é realizada a seguinte reação a temperatura constante: AULA SO2 (g) + 1/2 O2 (g) SO3 (g) a. Sendo v1 a velocidade da reação direta e v2 a velocidade da reação inversa, qual v1 a relação no equilíbrio? v2 b. Se o sistema for comprimido mecanicamente, ocasionando um aumento de pressão, o que acontecerá com o número total de moléculas? 3. O equilíbrio entre a hemoglobina (Hm), o monóxido de carbono (CO) e o oxigênio (O2) pode ser representado pela equação: Hm•O2 (aq) + CO (g) Hm•CO (aq) + O2 (g), sendo a constante de equilíbrio dada por: [Hm • CO][O2 ] K= = 210 [Hm • O2 ][CO] Estima-se que os pulmões de um fumante sejam expostos a uma concentração de CO igual a 2,2x10-6 mol/L e de O2 igual a 8,8x10-3 mol/L. Nesse caso, qual a razão entre a concentração de hemoglobina ligada ao monóxido de carbono e a concentração de homoglobina ligada ao oxigênio, [Hm•CO] / [Hm•O2]? 4. O hidrogênio molecular pode ser obtido, industrialmente, pelo tratamento do metano (CH4) com o vapor d'água. O processo envolve a seguinte reação endotérmica: CH4 (g) + H2O (g) CO (g) + 3 H2 (g) Com relação ao sistema em equilíbrio, pode-se afirmar, corretamente, que: a. a presença de um catalisador afeta a composição da mistura. b. a presença de um catalisador afeta a constante de equilíbrio. c. o aumento da pressão diminui a quantidade de metano. d. o aumento da temperatura afeta a constante de equilíbrio. CEDERJ 31
  • 34. Elementos de Química Geral | Deslocamento de equilíbrio RESUMO • Princípio de Le Chatelier: Quando se exerce uma ação sobre um sistema em equilíbrio, ele se desloca no sentido que produz uma anulação da ação exercida. • Um aumento da concentração de um participante do equilíbrio desloca-o no sentido da reação em que ele é consumido e a diminuição da concentração de um participante do equilíbrio desloca-o no sentido da reação em que ele é formado. • Um aumento da pressão desloca o equilíbrio para a reação que ocorre com contração do volume; já uma diminuição da pressão desloca-o para a reação que ocorre com expansão do volume. • Um aumento da temperatura desloca o equilíbrio para a reação endotérmica e a diminuição da temperatura para reação exotérmica. RESPOSTAS 1.a. Desloca-se no sentido 2. 1.b. Nada ocorre ao equilíbrio. 1.c. Desloca-se no sentido 2. 2. a. Para o sistema: (I) 4 HCl (g) + O2 (g) 2 H2O (g) + 2 Cl2 (g) (II) CS2 (g) + 4 H2 (g) CH4 (g) + 2 H2S (g) 32 CEDERJ
  • 35. 30 2.b. O aumento da pressão desloca o equilíbrio para o lado de menor volume. AULA Logo, favorecerá a reação direta nos dois sistemas. (I) 4 HCl (g) + O2 (g) 2 H2O (g) + 2 Cl2 (g) 5 volumes 4 volumes (II) CS2 (g) + 4 H2 (g) CH4 (g) + 2 H2S( g) 5 volumes 3 volumes 3. ( F ) (V) (F) (F) (F) 4. A letra b, pois o número de mols gasosos é igual nos reagentes e produtos. Atividades Finais [ WI6 ] 1. a. K = c [I 2 ]3 1. b. Exotérmica, pois é favorecida em temperaturas mais baixas. 2. a. O equilíbrio é caracterizado pela igualdade das velocidades das reações direta e inversa, logo v1/v2 = 1. 2. b. O sistema se deslocará no sentido de menor pressão (para direita), diminuindo o número total de moléculas. [Hm•CO]8,8 x 10- 3 [Hm•CO] - 6 ⇒ [Hm•O ] [Hm•O2 ]2,2 x 10 2 4. A letra d, pois toda constante de equilíbrio varia com a temperatura do sistema. CEDERJ 33
  • 36.
  • 37. 31 AULA Equilíbrio iônico de ácidos e bases Meta da aula Apresentar uma visão de equilíbrios iônicos que envolvem as forças de ácidos e bases. objetivos Após o estudo do conteúdo desta aula, esperamos que você seja capaz de: • definir ácidos e bases segundo as teorias de Arrhenius e Brönsted & Lowry; • definir constantes de ionização de ácidos e bases; • definir e aplicar em problemas o conceito de pH e pOH; • definir solução-tampão.
  • 38. Elementos de Química Geral | Equilíbrio iônico de ácidos e bases INTRODUÇÃO O conceito de equilíbrio, já estudado, tem mais uma aplicação quando trabalhamos com sistemas iônicos. Dentre os sistemas iônicos, os mais importantes referem-se ao equilíbrio de ácidos e bases. ÁCIDOS E BASES O cientista sueco Svante Arrhenius, em 1887, definiu ácidos como substâncias que, em solução aquosa, se ionizam e liberam íons H+ e base como substâncias que em solução aquosa se ionizam e liberam íons OH–. Sendo assim, o cloreto de hidrogênio (HCl) é dito um ácido de Arrhenius, pois, em solução aquosa, sofre ionização, produzindo íons hidrogênio e íons cloreto (equação 1), H2O equação 1 HCl -H+ + Cl - já a soda cáustica (NaOH) é uma base, pois gera íons sódio (Na+) e íons hidroxila (OH–) (equação 2). H2O equação 2 HaOH Na+ + OH- Em resumo, a teoria de Arrhenius indicava que o próton (H+) era responsável pelas propriedades ácidas e o íon hidroxila (OH-), pelas propriedades básicas. Em 1923, Brönsted, na Dinamarca, e Lowry, na Inglaterra, em estudos independentes, sugeriram outra definição de ácido-base, que complementaria a Teoria Ácido-Base de Arrhenius. A teoria de Brönsted & Lowry define, como ácido, uma espécie química capaz de doar próton e, como base, uma espécie química capaz de aceitar próton. Uma reação ácido-base é uma reação de transferência de prótons. Essa definição leva a um melhor entendimento da formação do próton hidratado (H3O+), pois o ácido, ao sofrer ionização, não forma o íon hidrogênio, mas doa um próton para a molécula de água. Retornando ao exemplo do cloreto de hidrogênio, sua molécula doa um próton (H+) à água, comportando-se assim como um ácido. A água, por sua vez, como 36 CEDERJ
  • 39. 31 recebe o íon hidrogênio (próton), funciona como base. Esta reação é AULA reversível, o que significa que o íon cloreto (Cl-) pode receber o próton de volta do íon hidrônio (H3O+). Portanto, o íon cloreto é uma base e o íon hidrônio, um ácido. (equação 3). HCl + H2O H3O+ + Cl - equação 3 Ácido 1 + Base 2 Ácido 2 + Base 1 A amônia é classificada como uma base segundo Brönsted & Lowry, porque, ao entrar em contato com a água recebe um próton (H+). Desta forma, surge o íon amônio (NH4+), seu ácido conjugado. A água, como doadora do próton, comporta-se como ácido de Brönsted & Lowry e gera o íon hidroxila, que é a sua base conjugada: NH3 + H2O NH4+ + OH- Base 1 + Ácido 2 Ácido 1 + Base 2 A força de um ácido é dada pela sua maior ou menor tendência de doar um próton: quanto maior a sua facilidade para ceder o H+, maior a sua força ácida, enquanto a base forte é aquela que tem maior tendência a receber esse próton. Se prepararmos, por exemplo, duas soluções aquosas diluídas de ácidos diferentes, a uma mesma temperatura, visualmente não conseguimos perceber nenhuma diferença entre elas. 1 L de solução aquosa 1 L de solução aquosa 0,1 mol/L de ácido 0,1 mol/L de ácido cloridrico (HCI) acético (CH3COOH) Figura 31.1: Béqueres contendo soluções ácidas. No entanto, com a utilização de uma aparelhagem simples, podemos perceber que elas apresentam condutibilidades elétricas diferentes: CEDERJ 37
  • 40. Elementos de Química Geral | Equilíbrio iônico de ácidos e bases Lâmpada com brilho intenso Lâmpada com pouco brilho 127 V 127 V corrente corrente alternada alternada HCI(aq) 1M CH3COOH(aq) 1M Figura 31.2: Condutibilidade elétrica dos ácidos. Você percebeu que no caso do Quanto mais intenso o brilho da lâmpada, maior a concentração ácido acético tanto faz escrever de íons presentes e maior a condutibilidade elétrica da solução. Podemos a fórmula concluir, observando a Figura 31.2, que o ácido clorídrico (HCl) está mais H3CCOOH ou CH3COOH? ionizado e é um ácido mais forte do que o ácido acético (H3CCOOH). CONSTANTE DE ACIDEZ (Ka) Vamos analisar separadamente os equilíbrios existentes nas duas soluções ácidas. No caso do ácido clorídrico, temos: HCI (aq) H+(aq) + Cl - (aq) A expressão da constante de equilíbrio para essa equação, que por se tratar de sistema em equilíbrio iônico, pode ser chamada Ki e, mais particularmente, por ser equação de ionização de ácido, pode ser chamada Ka. [H+ ][Cl- ] K i = Ka = [HCl] Experimentalmente, determinou-se que o valor de Ka do HCl a 25oC é aproximadamente 103. [H+ ][Cl- ] Ka = = 103 (valor alto) [HCl] 38 CEDERJ
  • 41. 31 O alto valor de Ka significa que o numerador é cerca de mil vezes AULA maior que o denominador. Logo, na situação de equilíbrio, há muito mais moléculas ionizadas. Isto confirma o dado da experiência em que vimos ser o HCl um ácido bem forte. Para o ácido acético, temos: H3CCOO(aq) H+(aq) + H3CCOO- (aq) Logo, a expressão de Ka será: [H+ ][H3CCOO- ] Ka = = 1, 8· 10- 5 (a 25oC) [H3CCOOH] Como esse valor é muito baixo, podemos concluir que, na situação de equilíbrio, há mais moléculas não-ionizadas (denominador) do que íons em solução, o que justifica a baixa condutibilidade elétrica. Portanto, pode-se afirmar que, quanto maior o valor de Ka, mais ionizado estará o ácido, ou seja, maior será a sua força. ! Quanto maior o Ka, maior o número de moléculas que se ionizam; logo, mais forte será o ácido. CONSTANTE DE BASICIDADE (Kb) Assim, como definimos a constante de ionização para ácidos (Ka), também podemos definir a constante de dissociação para as bases: Kb. Considere uma base genérica BOH; o equilíbrio em solução aquosa pode ser representado da seguinte forma: BOH(aq) B+(aq) + OH- (aq) Podemos definir a constante de dissociação dessa base como: [B+ ][OH- ] K b= [BOH] CEDERJ 39
  • 42. Elementos de Química Geral | Equilíbrio iônico de ácidos e bases Veja o exemplo do gás amônia (NH3) que forma soluções aquosas básicas, nas quais a base pode ser representada por NH4OH. NH4OH(aq) NH4+(aq) + OH- (aq) [NH 4+ ][OH- ] Kb = = 1, 7 · 10- 5 (a 25oC) [NH 4OH] O valor baixo de Kb indica que, no equilíbrio da amônia em água, poucas moléculas se dissociam. Isso caracteriza a amônia como uma base fraca. ATIVIDADE 1. Frutas cítricas, como o limão e a laranja, contêm ácido cítrico e ácido ascórbico (vitamina C). As constantes de ionização (Ka), a 25oC, são dadas abaixo: Ácido cítrico Ka = 8x10-4 Ácido ascórbico Ka = 8x10-5 A respeito desses dados, julgue os itens a seguir em verdadeiros ( V ) ou falsos ( F ). (I) O ácido cítrico é mais forte que o ascórbico ( ). (II) Esses dois ácidos são mais fortes que o ácido clorídrico ( ). (III) Os equilíbrios de ionização desses ácidos devem estar deslocados para a esquerda ( ). EQUILÍBRIO IÔNICO DA ÁGUA Experiências de condutibilidade elétrica e outras evidências mostram que a água, quando pura, se ioniza muito pouco, originando o equilíbrio: H2O(1) + H2O(1) H3O+(aq) + OH- (aq) Figura 31.3: Representação da reação de ionização da água. 40 CEDERJ
  • 43. 31 Ou, de maneira simplificada: AULA H2O(1) H+(aq) + OH- (aq) Na água pura, a concentração de íons H+ é sempre igual à concentração de íons OH–, pois cada molécula de água ionizada origina um íon H+ e um íon OH–. Na temperatura de 25oC, as concentrações em mol/L de H+ e OH– são iguais entre si e apresentam um valor de 10–7 mol/L. Por esse valor, podemos perceber o quão pouco a água se ioniza. PRODUTO IÔNICO DA ÁGUA Considerando o equilíbrio de ionização da água H2O(1) H+(aq) + OH- (aq) Podemos escrever a expressão da sua constante de equilíbrio: [H+ ][OH- ] Kc = [H 2O] Sabendo que a água apresenta um baixíssimo grau de ionização, podemos considerar que a [H2O] é constante, pois praticamente não se altera. Logo: Kc [H2O] = [H+][OH-] Kw Kw é chamado de constante de ionização da água, cujo valor pode ser calculado a 25oC, com os valores de [H+] e [OH–] conhecidos: Kw = [H+][OH–] Kw = (10–7)(10–7) ⇒ Kw = 10–14 O fato de Kw ser constante, a uma dada temperatura, nos permite chegar às seguintes conclusões: CEDERJ 41
  • 44. Elementos de Química Geral | Equilíbrio iônico de ácidos e bases • Toda solução aquosa contém íons H+ e OH–. • Uma solução ácida poderá possuir alta concentração de íons H+, no entanto, haverá sempre uma certa quantidade de OH– de modo que: [H+][OH–] = Kw = constante. • Numa solução básica, em que temos maior concentração de íons OH–, também teremos presente íons H+, tal que: [H+][OH–] = Kw = constante. • Com base nessas observações podemos afirmar que a 25oC teremos para qualquer solução aquosa: [H+][OH–] = Kw = 10–14. Podemos resumir o conceito de soluções ácidas, básicas (também chamadas alcalinas) e neutras: • Solução ácida [H+] > [OH–] • Solução básica [H+] < [OH–] • Solução neutra [H+] = [OH–] Exemplo 1 Considere que o suco de laranja apresente [H+] = 1,0 · 10–4 mol/L, a 25°C. (Dados: a 25 °C, Kw =10–14) a. Determine a concentração molar dos íons OH– presentes nesse suco. Para qualquer solução aquosa : Kw = [H+][OH–] = 10–14 Como [H+] = 1,0 · 10–4, substituindo este valor na equação, temos: 10- 4 = 1, 0 · 10- 4 [OH- ] 10- 14 [OH- ] = -4 = 1, 0 · 10- 10 mol / L 1, 0 · 10 b. Demonstre que o suco de laranja é uma solução ácida. Como [H+] é maior que [OH–], o suco de laranja é ácido. Podemos verificar através dos valores: 1,0 · 10–4 > 1,0 · 10–10 [H+] > [OH–] 42 CEDERJ
  • 45. 31 Exemplo 2 AULA Um comprimido antiácido, que contém bicarbonato de sódio (NaHCO3), origina uma solução em que a concentração de íon OH– é igual a 1,0 · 10–5 mol/L, a 25°C. Demonstre que [OH–] > [H+]. (Dados: a 25° C, Kw =10–14) Empregando a equação Kw = [H+][OH–] = 10–14, temos: Kw 10- 14 [H + ] = = = 1, 0 · 10- 9 mol / L [OH- ] 1, 0 · 10- 5 1,0 · 10–5 > 1,0 · 10–9 [OH-] > [H+] O QUE É PH? E POH? O caráter ácido ou básico de uma solução é usualmente determinado em função da concentração em mol/L dos íons H+. No entanto, como essas concentrações normalmente são indicadas por números de base decimal com expoente negativo (por exemplo, 10–2, 10–7) trabalhar com esses números pode acarretar dificuldades matemáticas. Assim, em 1909, o bioquímico dinamarquês Peter Sörensen (1868-1939) propôs o uso da escala de pH (potencial hidrogeniônico) como método de determinação da acidez de uma solução. O pH foi definido como: pH = –log [H+], sendo definido com logaritmo na base 10. Assim, sendo para a água pura, em que a [H+] = 10–7, o pH é: pH = –log 10–7 ⇒ pH = 7. Esse valor é considerado o padrão de neutralidade. Exemplo 3 Uma solução que apresenta [H+] > 10–7 é considerada ácida. Exemplo disso é a solução de um suco de tomate, cuja concentração de íons H+ é igual a 0,0001 mol/L, ou seja, 10–4 mol/L. Qual será o pH dessa solução? CEDERJ 43
  • 46. Elementos de Química Geral | Equilíbrio iônico de ácidos e bases [H+]= 10-4 mol/L pH= - log [H+] pH= - log 10-4 pH= - (-4) log 10 1 pH = 4 Assim: pH= - log 10-4 pH = 4 Assim como definimos pH, podemos fazer o mesmo com pOH (potencial hidroxiliônico): pOH = –log[OH–] . ATIVIDADE 2. Produtos de limpeza que possuem amoníaco apresentam [OH–] = 0,001 mol/L, ou seja, 10–3mol/L. Determine o pOH dessa solução. RELAÇÃO ENTRE PH E POH Vamos retomar a expressão do produto iônico da água: [H+][OH–] = Kw Aplicando a notação logarítmica, teremos: log [H+] + log [OH–] = log Kw multiplicando por (–1) (–log [H+] ) + (–log [OH–] ) = – log Kw como Kw = 10–14, (–log [H+] ) + (–log [OH–] ) = –log 10–14 = 14 (–log [H+] ) + (–log [OH–] ) = –log 10–14 = 14 pH pH 44 CEDERJ
  • 47. 31 ! AULA pH + pOH = 14 O termo pH é muito mais utilizado que o pOH em situações do cotidiano. Vamos, então, caracterizar os diferentes tipos de soluções que encontraremos em nossos estudos: Soluções neutras: Uma solução neutra apresentará concentrações iguais de H+ e OH–. [H+] = [OH–] = 10–7 pH = –log 10–7 = 7 Logo, pH = pOH = 7 Soluções ácidas: Uma solução ácida apresenta [H+] > 10–7 Logo: pH < 7 Soluções básicas: Em uma solução básica temos [H+] < 10–7 Logo: pH > 7 Resumindo: Solução pH pOH Neutra 7 7 Ácida <7 >7 Básica >7 <7 ESCALA DE PH A escala de pH apresenta valores que variam de zero a 14 e nos indicam o grau de acidez ou basicidade de uma solução a 25oC. Neutro Ácido Básico 0 7 14 Figura 31.4: Escala de pH. CEDERJ 45
  • 48. Elementos de Química Geral | Equilíbrio iônico de ácidos e bases Em um laboratório, a maneira mais precisa e prática de se determinar o pH de uma solução é por meio da utilização de um aparelho elétrico chamado pHmetro. Durante seu curso de Biologia, você terá oportunidade de trabalhar com esse aparelho e determinar os pHs de algumas soluções e materiais comuns em nosso dia-a-dia. Exemplo 4 Considere que a solução de H2SO4 da bateria de carro tenha pH =1,0 e que o suco de limão tenha pH = 2,0. a. Qual é a solução mais ácida? A solução de H2SO4 é mais ácida porque possui o menor valor de pH. b. Qual a relação entre as respectivas concentrações de íons H+? Sabendo que log a = b ⇒ a = 10b, então: – log [H+] = pH ou log [H+] = – pH ⇒ [H+] = 10–pH Para a solução de H2SO4, temos: pH = 1 ⇒ [H+] = 10–1 Para o suco de limão temos: pH = 2 ⇒ [H+] = 10–2 Essa questão nos mostra que quando os valores de pH variam de uma unidade, as concentrações de H+ variam com o fator 10. Exemplo 5 A bile, segregada pelo fígado, é um líquido amargo, esverdeado e muito importante na digestão. Sabendo que a concentração de H+ na bile é 10–8 mol/L, determine o pH da bile e discuta se é ácida, básica ou neutra. Por definição, sabemos que pH = – log [H+]. No nosso problema, a [H+] = 10–8 . Logo: pH = –log 10– 8 ⇒ pH = 8. Por ter pH >7, essa solução é básica. 46 CEDERJ
  • 49. 31 ATIVIDADE AULA 3. A análise de uma amostra de sabão revelou que a concentração de OH– é igual a 10–4. Calcule o pH dessa solução. O PH NO NOSSO CORPO Nas células do nosso corpo, o CO2 é continuamente produzido como um produto do metabolismo. Parte desse CO2 se dissolve no sangue, estabelecendo o equilíbrio: CO2 + H2O H2CO3 H+ + HCO3- Quando a respiração é deficiente, acarreta um aumento da concentração de CO2 no sangue, o que provoca o deslocamento do equilíbrio para a direita, aumentando a concentração de H +, conseqüentemente, diminuindo o pH sangüíneo. Essa situação é chamada de acidose. Por outro lado, se uma pessoa respira muito rápido (hiperventilação), acarreta uma diminuição da quantidade de CO2, o que provoca o deslocamento do equilíbrio para a esquerda, diminuindo a concentração de H+, conseqüentemente, aumentando o pH do sangue. Essa situação é chamada de alcalose. ATIVIDADE 4. Determine o pH de uma solução 0,004 M de certo monoácido cujo grau de ionização é de 2,5%, nessa concentração. CEDERJ 47
  • 50. Elementos de Química Geral | Equilíbrio iônico de ácidos e bases SOLUÇÃO-TAMPÃO Em muitas soluções, inclusive nas presentes em nosso corpo, o pH deve ser mantido em determinada faixa de valores. Por exemplo: o nosso sangue deve apresentar pH entre 7,3 e 7,5. Se o pH sangüíneo variar acima ou abaixo dessa faixa, mesmo sendo pequena a variação, poderá causar sérios distúrbios ao organismo. Uma das maneiras de se controlar o pH de uma solução, é mediante o uso de uma solução-tampão. ! Solução-tampão é uma mistura cujo pH praticamente não se altera com adição de um ácido ou de uma base em quantidade limitada. Uma solução-tampão é formada por duas substâncias: • um ácido fraco e um sal desse ácido, exemplo: CH3COOH + CH3COONa (ácido acético e acetato de sódio); ou • uma base fraca e um sal dessa base, exemplo: NH4OH + NH4Cl (hidróxido de amônio e cloreto de amônio). COMO FUNCIONA UMA SOLUÇÃO-TAMPÃO? Vamos explicar o funcionamento de uma solução-tampão tomando como exemplo um sistema-tampão encontrado no nosso sangue: H2CO3 (ácido carbônico) e NaHCO3 (bicarbonato de sódio). A ação do tampão está relacionada aos seguintes equilíbrios iônicos existentes na solução: H2CO3 H+ + HCO3- (ácido) NaHCO3 Na+ + HCO3- (sal) Nessa solução, temos, simultaneamente: • alta concentração de H2CO3, pois sendo fraco, esse ácido se encontra muito pouco ionizado; e • alta concentração de HCO3– proveniente da dissociação do sal. 48 CEDERJ
  • 51. 31 O que ocorreria a esse sistema se: AULA • adicionarmos ácido? Vamos aplicar o Princípio de Le Chatelier trabalhado na Aula 30. Suponha que certa quantidade de H+ tenha sido introduzida no sangue. Esses íons irão se combinar com o ânion HCO3–, proveniente do sal que se encontra em grande quantidade, originando ácido carbônico (H2CO3). Portanto, não sobrariam íons H+ livres para ocorrer um abaixamento de pH. • adicionarmos base? Agora, uma certa quantidade de íon OH– foi introduzida no sangue. Esses íons irão retirar o H+ do equilíbrio do ácido no processo de neutralização, fazendo com que esse ácido se ionize e produza mais H+ para neutralizar o OH– introduzido. Observe que nem a adição de ácido nem a adição de base ocasionou uma variação significativa de pH no sangue. Para calcular o pH de uma solução-tampão, utilizamos a equação de Henderson-Hasselbach: [ânion do sal] pH = pKa + log ácido pKa = –log Ka (constante de ionização do ácido) [ânion do sal] = concentração em mol/L do ânion proveniente da dissociação do sal; [ácido] = concentração em mol/L do ácido fraco utilizado. No exemplo da solução-tampão do sangue, teríamos: [HCO3- ] pH = pKa + log [H 2CO3 ] Exemplo 6 Calcule o pH de uma solução-tampão contendo 0,04 mol/L de CH3COONa e 0,004 mol/L de CH3COOH, sabendo que a constante desse ácido é igual a 10–5, em determinada temperatura. CEDERJ 49
  • 52. Elementos de Química Geral | Equilíbrio iônico de ácidos e bases Vamos organizar os dados: [CH3COO–] = 0,04 mol/L [CH3COOH] = 0,004 mol/L pKa = –log Ka = –log10 –5 = 5 aplicando a equação de Henderson-Hasselbach teremos: [CH3COO-] pH = pKa + log [CH3COOH] 0, 04 pH = 5 + log ⇒ pH = 5 + log10–1 ⇒ pH = 5 – 1 = 4 0, 004 ATIVIDADE 5. Suponha uma solução formada por 0,2 mol/L de ácido acético e 0,2 mol/L de acetato de sódio (dado: Ka = 10–5). Decida quais as informações a seguir são verdadeiras e quais são falsas. a. A solução constitui um sistema tamponado ( ). b. O pH da solução formada pelo ácido e o sal correspondente é 5 ( ). c. O pH da solução, após a adição de pequenas quantidades de NaOH 0,1 M, é pouco maior que 5 ( ). d. Se fossem adicionadas algumas gotas de um ácido forte, o pH seria pouco menor que 5 ( ). e. Ao adicionarmos NaOH, as hidroxilas são retiradas da solução pelas moléculas não-ionizadas do ácido acético, evitando grande variação de pH ( ). CONCLUSÃO A utilização da escala de pH pode, no primeiro momento, parecer um complicador por usar o conceito matemático de logaritmo, mas, como pudemos estudar, essa escala é de fato um facilitador para o trabalho cotidiano, pois utilizamos números contidos na faixa de 0 a 14. 50 CEDERJ
  • 53. 31 ATIVIDADES FINAIS AULA 1. Sabendo que a clara do ovo tem [OH–] = 10–6 mol/L , determine o valor de seu pH. 2. Um suco de limão apresenta pH = 3. Determine a concentração de H+ na solução, em mol/L. 3. Admita que a chuva não-poluída tenha pH = 6 e que uma chuva ácida tenha pH = 4. Analisando a relação: [H+] na chuva ácida ______________________ [H+] na chuva poluída Determine o valor de x. 4. Uma solução de hidróxido de amônio 0,25 M a uma temperatura de 25ºC apresenta grau de ionização igual a 0,4%. O pH dessa solução nas condições descritas é: (a) 1 (b) 2,5 (c) 3 (d) 11 (e) 11,5 5. A indústria de conservas de frutas e hortaliças é a base da economia de alguns municípios do sul do Brasil. Entre os diversos produtos industrializados, destacam-se as compotas de pêssego e figo. Nas compotas de pêssego, o pH da calda está em torno de 4,0 e, nas compotas de figo, está em torno de 5,0. a. Calcule o pOH da calda da compota de pêssego e da compota de figo. b. Calcule a concentração hidrogeniônica [H+] dos dois tipos de calda. c. Sabendo que, em pH menos ácido, há maior possibilidade de proliferação do Clostridium botulinum, qual tipo de compota é mais propício ao aparecimento dessa bactéria? CEDERJ 51
  • 54. Elementos de Química Geral | Equilíbrio iônico de ácidos e bases 6. Admite-se que a sensação de cansaço, após a prática de exercícios físicos, é conseqüência do acúmulo de ácido lático nos músculos. Calcule o pH de um tampão formado por ácido lático 0,12 mol/L e lactato de sódio 0,10 mol/L. (Dados: Ka = 1,4 x 10–4 ; log 1,4 = 0,14 ; log 0,83 = –0,08) RESUMO • Quanto maior a tendência a doar H+, mais forte é o ácido; quanto maior a tendência a receber H+, mais forte é a base. ∴ • Produto iônico da água: Kw = 10–14 (25oC). • pH = –log [H+] ∴ pH = n para [H+] = 10 – nmol/L. • pOH = –log [OH–] ∴ pOH = n para [OH–]= 10 – nmol/L. • pH + pOH = 14 (25oC). • Solução ácida apresenta pH < 7. • Solução neutra pH = 7. • Solução básica pH > 7. • Solução-tampão: mantém o pH aproximadamente constante quando a ela são adicionados íons H+, ou íons OH–. • Para o cálculo de pH de uma solução-tampão aplicamos a equação de Henderson-Hasselbach: pH = pK + log [ânion do sal] . a ácido 52 CEDERJ
  • 55. 31 AULA RESPOSTAS 1. I ( V); II (F ); III (V) 2. [OH+]= 10-3 mol/L pOH= - log [OH-] pOH= - log 10-3 pOH= - (-3) log 10 1 pH = 3 Assim: [OH+]= - log 10-3 mol/L pOH = 3 3. Como nos foi dado o valor da [OH–] = 10–4 , vamos calcular o pOH dessa solução. pOH = –log [OH–] pOH = –log 10–4 ⇒ pOH = 4 Sabendo que em toda solução: pH + pOH = 14 pH + 4 = 14 logo, pH = 14 – 4 ⇒ pH = 10. 4. Para o cálculo de pH, necessitamos do valor da concentração dos íons H+. Essa concentração pode ser calculada pela expressão: [H+] = Mα. No nosso problema, temos que M = 0,004 e α = 2,5% = 0,025. Substituindo os dados na expressão temos que: [H+] = 0,004 0,025 = 10– 4 mol/L CEDERJ 53
  • 56. Elementos de Química Geral | Equilíbrio iônico de ácidos e bases Agora podemos calcular o pH, pois : pH = –log [H+] pH = –log 10– 4 ⇒ pH = 4 5. a. verdadeira b. verdadeira c. verdadeira d. verdadeira e. falsa Atividades Finais 1. pH = 8 2. [H+] = 10–3 mol/L 3. 10-4 ______ = 102 10-6 4. letra d 5.a. pOH = 10 (pêssego) pOH = 9 (figo) 5.b. [H+] = 10–4 (pêssego) [H+] = 10–5 (figo) 5.c. nas compotas de figo 6. pH = 3,78 54 CEDERJ
  • 57. 32 AULA Esta aula será enviada posteriormente
  • 58.
  • 59. 33 AULA Unidades de concentração Meta da aula Trabalhar os conceitos de unidades de concentração em diferentes situações de preparo de soluções. objetivos Após o estudo do conteúdo desta aula, esperamos que você seja capaz de: • calcular concentração comum em gramas por litro; • resolver problemas que envolvam cálculo de concentração comum; • conceituar concentração molar; • resolver problemas que envolvam cálculo de concentração molar; • conceituar concentração em partes por milhão (ppm) e partes por bilhão (ppb); • conceituar concentração molal; • resolver problemas que envolvam cálculo de concentração molar.
  • 60. Elementos de Química Geral | Unidades de concentração INTRODUÇÃO Ao trabalhar com soluções, além de conhecer as substâncias que formam a solução, é de vital importância estabelecer as relações entre a quantidade de soluto e a quantidade de solvente. Estas relações numéricas são chamadas concentração da solução. Há várias maneiras diferentes de se expressar a concentração de uma solução. Nós vamos estudar aqui as mais utilizadas e de maior relevância: a concentração comum, a concentração molar, a concentração molal e partes por milhão. CONCENTRAÇÃO COMUM (G/L) Essa unidade de concentração relaciona a massa do soluto (m) ao volume da solução (V). m C= V Fique atento para o fato de o volume em questão não ser o volume de solvente (água) e, sim, o volume total da solução (soluto + solvente). Exemplos Se adicionarmos 4,0 gramas de hidróxido de sódio num balão volumétrico de 500 mililitros e completarmos o volume com água até a marca do balão, prepararemos uma solução que apresenta: m = 4,0 g de NaOH (soluto) e volume de 0,5 litro de solução. Logo, sua concentração 4, 0 comum será: C = = 8,0 g/L (leia-se oito gramas por litro). 0, 5 500mL Figura 33.1: Balão volumétrico. 58 CEDERJ