Equilíbrio Químico e Iônico

Prof Carlos Priante

AULA 11

EQUILÍBRIO QUÍMICO

Sistemas em equilíbrio são:

• DINÂMICOS (em movimento constante)

• REVERSÍVEIS (Podem ser atingidos de qualquer direção)

A B

• Equilíbrio – dois processos opostos que ocorrem com velocidades iguais, em movimento constante

Velocidade da reação direta

Velocidade da reação inversa=

H2O(s) H2O(l) H2O(g)

•A reação que ocorre da esquerda para a direita chama-se REAÇÃO DIRETA.•A reação que ocorre da direita para a esquerda chama-se REAÇÃO INVERSA.

• No início da reação a velocidade direta é máxima, pois temos uma maior concentração do reagente e, a velocidade da reação inversa é nula, pois não temos, ainda, um produto.

• À medida que a reação se processa a velocidade da reação direta diminui e da reação inversa aumenta.

• Teoria das Colisões: Quando 2 moléculas A e B colidem uma com a outra numa orientação apropriada e com suficiente energia, elas podem reagir formando novas moléculas, os produtos C e D.

A + B C + D

Reversibilidade no Equilíbrio QuímicoReversibilidade no Equilíbrio Químico

A + B

C + D

Energia Potencial

Complexo Ativado

Reagentes

Produtos

A + B C + D

,a fE

DH

exotérmica,

• A partir de um momento, quantidades significativas de C e D são formadas, e sua concentração começa a aumentar.

• Torna-se inevitável que uma molécula de C colida com uma de D.

• Se esta colisão ocorrer com energia e orientação adequadas, elas podem reagir e formar novamente as moléculas originais A e B.

C + D A + B

A + B

C + D

Energia Potencial

Complexo Ativado

Reagentes

Produtos

C + D A + B

,a bE

DH

endotérmico

[A][B]f fr k

CONSTANTE DE EQUILÍBRIO

• Suponhamos que a reação a seguir ocorra em ambos os sentidos e que inicialmente apenas A e B estejam presentes no sistema de reação.

a A + b B c C + d D

Velocidade da Reação Direta:

Inicialmente C e D não estão presentes, ou seja, não há reação inversa. Há apenas a reação direta:

A + B C + D

•Após um certo tempo, a concetração de C e D cresce e a reação inversa começa a acontecer também:

C + D A + BVelocidade da Reação Inversa : [C][D]b br k

•Conforme a reação prossegue, as concentrações de A e B caem, ao passo que as de C e D aumentam.

[A][B]

[C][D]

f f

b b

r k

r k

•Quando as velocidades se tornam iguais, as concentrações de A, B, C e D não mais mudam no tempo.

•Atingiu-se o equlíbrio químico.

•Ao nível molecular tanto a reação direta quanto a inversa continuam ocorrendo, o equilíbrio é dinâmico e ocorrem continuamente na mesma velocidade.

•Logo as velocidades das reações direta e inversa :

[A][B] [C][D]

[C][D] a constant

[A][B]

f b

f b

f

b

r r

k k

kK

k

Concentrações de Produtos

Concentrações de Reagentes

C DK

A B

c d

a b

• O valor de KC depende da reação considerada e da temperatura, e independe das concentrações iniciais dos reagentes.

• A constante de equilíbrio é tratada como um número puro, isto é, sem unidades.

• Líquidos e sólidos puros, que não fazem parte de solução, não constam da expressão da constante de equilíbrio.

Determinação de KDeterminação de K

(PUC-RS) Um equilíbrio envolvido na formação da chuva ácida está representado pela equação:

2SO2(g) + O2(g) ↔ 2SO3(g)

Em um recipiente de 1 litro, foram misturados 6 mols de dióxido de enxofre e 5 mols de oxigênio. Depois de algum tempo, o sistema atingiu o equilíbrio; o número de mols de trióxido de enxofre medido foi 4. O valor aproximado

da constante de equilíbrio é:

1º Passo: Construa uma tabela de concentrações

2º Passo: substituir os valores encontrados na expressão da constante de equilíbrio Kc dessa reação:

Kc = [SO3]2 [SO2]2 . [O2]

Kc = __(4)2__ (2)2 . 3

Kc = 1,33

ExemplosEscreva as expressões de constante de equilíbrio para as seguintes reações:

Equações Químicas balanceadas cK

2 2 3N (g) + 3H (g) 2NH (g)

2 22HI(g) H (g) + I (g)

2 2 32SO (g) + O (g) 2SO (g)

23

32 2

[NH ]

[N ][H ]cK

2 22

[H ][I ]

[HI]cK

23

22 2

[SO ]

[SO ] [O ]cK

Pressão Parcial

• Podemos, também, expressar a constante de equilíbrio em termos de pressões parciais (KP). Neste caso, as substâncias envolvidas serão gases.

Gases: KP

Equações Químicas balanceadas

cK

2 2 3N (g) + 3H (g) 2NH (g)

2 22HI(g) H (g) + I (g)

2 2 32SO (g) + O (g) 2SO (g)

23

32 2

[NH ]

[N ][H ]cK

2 22

[H ][I ]

[HI]cK

23

22 2

[SO ]

[SO ] [O ]cK

pK

3

2 2

2NH

3N H

p

pK

p p

2 2H I

2HI

p

p pK

p

3

2 2

2SO

2SO O

p

pK

p p

DESLOCAMENTO DO EQULÍBRIO

• No equilíbrio, as velocidades v1 e v2 são iguais e as concentrações das substâncias A, B, C e D são constantes.

• Se, por algum motivo, houver modificação em uma das velocidades, teremos mudanças nas concentrações das substâncias.

• Esta modificação em uma das velocidades ocasiona o que denominamos de deslocamento do equilíbrio, que será no sentido da maior velocidade.

• Porém, após certo tempo, a reação volta a estabelecer um novo equilíbrio químico, mas com valores de concentrações e velocidades diferentes das iniciais.

• O químico Henri Louis Le Chatelier propôs um princípio que afirma: “Quando um sistema em equilíbrio sofre algum tipo de perturbação externa, ele se deslocará no sentido de minimizar essa perturbação, a fim de atingir novamente uma situação de equilíbrio”.

• É possível provocar alteração em um equilíbrio químico por variações de temperatura, de concentração de participantes da reação e pressão total sobre o sistema.

TEMPERATURA

• Colocando-se o gás NO2(g), de coloração castanha, contido em um balão de vidro, em banhos de diferentes temperaturas, observa-se o seguinte.

• Se a coloração castanha desaparece a 0°C é porque, praticamente, não há mais NO2, isto é, ele foi transformado em N2O4.

• Observa-se que o aumento da temperatura favorece a reação (2) que é endotérmica, e a redução da temperatura favorece a reação (1) que é exotérmica.

Ou seja:

• Um aumento de temperatura desloca o equilíbrio no sentido endotérmico.

• Uma diminuição de temperatura desloca o equilíbrio no sentido Exotérmico.

CONCENTRAÇÃO

• Podemos perceber que uma solução de um cromato é amarela, e a solução de um dicromato é alaranjada.

Porém, o acréscimo de uma base a ambas as soluções as tornam amareladas, sugerindo apresença em maior quantidade dos íons cromatos, isto é, a adição da base desloca oequilíbrio para a direita.

Se houver a adição de íons H+ ao cromato em meio básico, a cor mudará para laranja, deslocando o equilíbrio para a esquerda.

Ou seja:

• O aumento da concentração de uma substância desloca o equilíbrio químico no sentido oposto ao da substânciaacrescentada.

• A diminuição da concentração de uma substância desloca o equilíbrio químico no mesmo sentido da substânciaretirada.

PRESSÃO• Alterações de pressão influenciam em equilíbrios que

possuem espécies químicas no estado gasoso.

• Verifica-se que o aumento da pressão favoreceu a produção da amônia, isto é, deslocou o equilíbrio para a direita, que é aquele que possui menor quantidade de mols na fase gasosa.

• Se a pressão fosse diminuída o equilíbrio se deslocaria para a esquerda, favorecendo o consumo de amônia, isto é, no sentido da maior quantidade de mols na fase gasosa.

Ou seja:

• O aumento da pressão sobre o sistema desloca o equilíbrio químico no sentido do menor número de mols na fase gasosa.

• A diminuição da pressão sobre o sistema desloca o equilíbrio químico no sentido do maior número de mols na fase gasosa.

Equilíbrio Iônico

O equilíbrio iônico é um caso isolado de equilíbrio químico, em que o sistema em

estudo é uma solução aquosa contendo íons em contato com moléculas ou compostos

iônicos pouco solúveis.

• Dos equilíbrios iônicos em solução aquosa, um dos mais importantes é o que ocorre na ionização dos ácidos e na dissociação das bases.

• Nos equilíbrios iônicos, também são definidos um grau de ionização (α) e uma constante de equilíbrio (Ki).

Constante de Ionização

• Para os ácidos a constante de ionização recebe o nome especial de constante de acidez (Ka) e para as bases a constante de ionização denomina-se constante de basicidade (Kb).

LEI DA DILUIÇÃO DE OSTWALD

• É uma lei que relaciona o grau de ionização com o volume (diluição) da solução.

• Dependendo da quantidade de íons livres que a solução apresentar, ela pode ser classificada como eletrólito forte ou fraco.

• A água, pura ou quando usada como solvente, se ioniza fracamente, formando o equilíbrio iônico:

• A constante de equilíbrio será:

EQUILÍBRIO IÔNICO DA ÁGUA – pH e pOH

• Como a concentração da água é praticamente constante, teremos:

• O produto das duas constantes (Ki e [H2O]) é uma nova constante (KW), denominada de produto iônico da água.

• Em 25°C , o produto iônico da água é igual a 10 – 14. Então:

• Em água pura a concentração hidrogeniônica [H+] é igual à concentração hidroxiliônica [OH –], isto é, a 25°C, observa-se que:

• Nestas condições dizemos que a solução é neutra.• As soluções em que [H+] > [OH –] terão características ácidas

e:

• As soluções em que [H+] < [OH –] terão características básicas e:

pH + pOH= 10-14

• Em soluções neutras pH = pOH = 7

• Em soluções ácidas pH < 7 e pOH > 7

• Em soluções básicas pH > 7 e pOH < 7

• Em uma mesma solução pH + pOH = 14.