Equilíbrio Químico
CONCEITO
Equilíbrio químico é uma reação reversível na qual a velocidade da reação direta é igual à da reação inversa e, conseqüentemente, as concentrações de todas as substâncias participantes permanecem constantes.
CONSTANTE DE EQUILÍBRIO
| aA + bB |
® ¬ |
cC + dD |
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Kc não varia com a concentração nem com a pressão, mas varia com a temperatura.
Quanto maior o Kc, maiores são as concentrações dos produtos em relação às dos reagentes, no equilíbrio.
Quanto menor o Kc, menores são as concentrações dos produtos em relação às dos reagentes, no equilíbrio.
GRAU DE EQUILÍBRIO
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O grau de equilíbrio varia com a temperatura e com a concentração e, se o equilíbrio tiver participante gasoso, varia também com a pressão.
CONSTANTE DE EQUILÍBRIO
| aA(g) + bB(g) |
® ¬ |
cC(g) + dD(g) |
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Dn = (c + d) - (a + b)
EQUILÍBRIO HETEROGÊNIO
Os participantes sólidos não entram na expressão do Kc nem do Kp (se houver).
PRINCÍPIO DE LE CHATELIER
(ação e reação)
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Quando se exerce uma ação sobre um sistema em equilíbrio, ele desloca-se no sentido que produz uma minimização da ação exercida.
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EQUILÍBRIO E TEMPERATURA
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EQUILÍBRIO E PRESSÃO
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EQUILÍBRIO E CONCENTRAÇÃO
Um aumento da concentração de um participante desloca o equilíbrio no sentido da reação em que este participante é consumido.
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EQUIULÍBRIO E CATALISADOR
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CONSTANTE DE IONIZAÇÃO DE ÁCIDOS E BASES
| CH3-COOH |
® ¬ |
CH3-COO- + H+ |
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| NH3 + H2O |
® ¬ |
NH4+ + OH- | ||||
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| |H2O| não entra na expressão de constantes de equilíbrio em solução aquosa. | ||||||
Cada etapa da ionização tem sua constante, representada por K1, K2, K3, ..., sendo K1 > > K2 > > K3 > > ...
No caso dos poliácidos, a [H+] pode ser considerada como proveniente só da primeira etapa da ionização (K1).
LEI DA DILUIÇÃO
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Para eletrólito fraco ® (1 - a ) = 1.
Portanto:
K = a2 .|eletrólito|inicial
O grau de ionização de um eletrólito aumenta com a diluição ou com a diminuição da concentração em mol/L de eletrólito.
Diluindo um ácido fraco, aumenta o a mas diminui a [H+].
Diluindo uma base fraca, aumenta o a mas diminui a [OH-].
PRODUTO IÔNICO DA ÁGUA
Kw = [H+] [OH-] = 10-14 (25°C)
| pH = -log [H+] | \ | pH = n Þ [H+] = 10-n mol/L |
| pOH = -log [OH-] | \ | pOH = n Þ [OH-] = 10-n mol/L |
| pH + pOH = 14 (25°C) |
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Água pura a 25°C: [H+] = [OH-] = 10-7 mol/L \ pH = 7 e pOH = 7
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Solução ácida: [H+] > 10-7 e [OH-] < 10-7 \ pH < 7 e pOH > 7 (25°C)
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Solução básica: [OH-] > 10-7 e [H+] < 10-7 \ pOH < 7 e pH > 7 (25°C) |
Quanto menor o pH, mais ácida e menos básica é a solução.
Quanto maior o pH, menos ácida e mais básica é a solução.
EFEITO DO ÍON COMUM
Quando adicionado a um ácido (HA), um sal com o mesmo ânion (A-) produz:
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diminuição do grau de ionização de HA ou enfraquecimento de HA;
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diminuição da [H+], portanto aumento do pH da solução. O íon comum não altera a constante de ionização do ácido.
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Quando adicionado a uma base (BOH), um sal com o mesmo cátion (B+) produz:
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diminuição do grau de ionização de BOH ou enfraquecimento de BOH;
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diminuição da [OH-], portanto diminuição do pH da solução. O íon comum não altera a constante de ionização da base.
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SOLUÇÃO TAMPÃO
Uma solução tampão mantém o pH aproximadamente constante quando a ela são adicionados íons H+ ou íons OH-.
As soluções tampão têm grande importância biológica.
Exemplos: HCO3-/H2CO3 e HPO42-/H2PO4-, responsáveis pela manutenção do pH do sangue.
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Sais de ácidos fracos e bases fortes (como o NaCN) em solução aquosa dão hidrólise do ânion.
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A- + H2O |
®
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HA + OH- |
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Sais de ácidos fortes e bases fracas (como o NH4Cl) em solução aquosa dão hidrólise do cátion.
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B+ + H2O |
®
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BOH + H+ |
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Sais de ácidos fracos e bases fracas (como o CH3-COONH4) em solução aquosa dão hidrólise do ânion e do cátion.
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Ânions de ácidos fortes e cátions de bases fortes não dão hidrólise. Portanto os sais de ácidos fortes e bases fortes (como o NaCl) não dão hidrólise e a solução aquosa é neutra.
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EQUILÍBRIO DA DISSOLUÇÃO
Kps de (An+) x (Bm-) y = [An+] x · [Bm-] y na solução saturada.
A solubilidade de um composto iônico em água pode ser diminuída pelo efeito do íon comum. Assim, o AgCl é menos solúvel numa solução que já contém íons Cl- do que em água pura. Quanto maior for a concentração do íon comum, maior será a diminuição da solubilidade.
Para que um composto iônico precipite de sua solução, é preciso que seja ultrapassado o valor do seu Kps. Quando esse valor for atingido, a solução estará saturada.
Sendo M (mol/L) a solubilidade de um composto iônico:
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Kps = M2 para compostos do tipo (An+)1 (Bn-)1. Exemplos: AgCl, BaSO4 |
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Kps = 4M3 para compostos do tipo (A2+)1 (B-)2 ou (A+)2 (B2-)1. Exemplos: Mg(OH)2, Ag2S |
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Kps = 27M4 para compostos do tipo (A+)3 (B3-) ou (A3+)(B-)3. Exemplos: Ag3PO4, Al(OH)3 |
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Kps = 108M5 para compostos do tipo (A2+)3 (B3-)2 ou (A3+)2 (B2-)3. Exemplos: (Ca2+)3 (PO43-)2, (Fe3+)2 (S2-)3 |
SOLUBILIDADE DE UM SÓLIDO EM UM LÍQUIDO
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aumenta quando DHsol > 0 |
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diminui quando DHsol < 0 |
A solubilidade aumenta com a temperatura, e DHsol > 0, quando o corpo de chão não é do soluto anidro, mas de um de seus hidratos, formados quando ele é dissolvido na água.
Pontos de inflexão nas curvas de solubilidade indicam a formação de sais hidratados.
A pressão não influi na solubilidade de sólidos em líquidos.
SOLUBILIDADE DE UM GÁS EM UM LÍQUIDO
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diminui com o aumento da temperatura. |
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é diretamente proporcional à pressão (lei de Henry). |