Aula 11 de Química sobre equilíbrio químico e iônico. Turma Preparatório ENEM. Prof Carlos Priante.

1. Equilíbrio Químico
e
Iônico
Prof Carlos Priante
AULA 11

2. EQUILÍBRIO QUÍMICO
Sistemas em equilíbrio são:
• DINÂMICOS (em movimento constante)
• REVERSÍVEIS (Podem ser atingidos de
qualquer direção)
A  B

3. • Equilíbrio – dois processos opostos que ocorrem com
velocidades iguais, em movimento constante
Velocidade da
reação direta
Velocidade da
reação inversa
=
H2O(s) H2O(l)  H2O(g)
•A reação que ocorre da esquerda para a direita chama-se
REAÇÃO DIRETA.
•A reação que ocorre da direita para a esquerda chama-se
REAÇÃO INVERSA.

4. • No início da reação a velocidade direta é máxima, pois temos
uma maior concentração do reagente e, a velocidade da
reação inversa é nula, pois não temos, ainda, um produto.
• À medida que a reação se processa a velocidade da reação
direta diminui e da reação inversa aumenta.

5. • Teoria das Colisões: Quando 2 moléculas A e B colidem
uma com a outra numa orientação apropriada e com
suficiente energia, elas podem reagir formando novas
moléculas, os produtos C e D.
A + B C + D
Reversibilidade no Equilíbrio Químico

6. A + B
C + D
Energia
Potencial
Complexo Ativado
Reagentes
Produtos
A + B C + D
,a fE
DH
exotérmica,

7. • A partir de um momento, quantidades significativas de C
e D são formadas, e sua concentração começa a aumentar.
• Torna-se inevitável que uma molécula de C colida com
uma de D.
• Se esta colisão ocorrer com energia e orientação
adequadas, elas podem reagir e formar novamente as
moléculas originais A e B.
C + D A + B

8. A + B
C + D
Energia
Potencial
Complexo Ativado
Reagentes
Produtos
C + D A + B
,a bE
DH
endotérmico

9. [A][B]f fr k
CONSTANTE DE EQUILÍBRIO
• Suponhamos que a reação a seguir ocorra em ambos os
sentidos e que inicialmente apenas A e B estejam presentes no
sistema de reação.
a A + b B  c C + d D
Velocidade da Reação Direta:
Inicialmente C e D não estão presentes, ou seja, não há
reação inversa. Há apenas a reação direta:
A + B C + D

10. •Após um certo tempo, a concetração de C e D
cresce e a reação inversa começa a acontecer
também:
C + D A + B
Velocidade da Reação Inversa : [C][D]b br k
•Conforme a reação prossegue, as concentrações
de A e B caem, ao passo que as de C e D
aumentam.

11. [A][B]
[C][D]
f f
b b
r k
r k


•Quando as velocidades se tornam iguais, as concentrações de A,
B, C e D não mais mudam no tempo.
•Atingiu-se o equlíbrio químico.
•Ao nível molecular tanto a reação direta quanto a inversa
continuam ocorrendo, o equilíbrio é dinâmico e ocorrem
continuamente na mesma velocidade.
•Logo as velocidades das reações direta e inversa :

12. [A][B] [C][D]
[C][D]
a constant
[A][B]
f b
f b
f
b
r r
k k
k
K
k

 
   
   
   
Concentrações de Produtos
Concentrações de Reagentes
C D
K
A B
c d
a b


13. • O valor de KC depende da reação considerada
e da temperatura, e independe das
concentrações iniciais dos reagentes.
• A constante de equilíbrio é tratada como um
número puro, isto é, sem unidades.
• Líquidos e sólidos puros, que não fazem parte
de solução, não constam da expressão da
constante de equilíbrio.

14. Determinação de K
(PUC-RS) Um equilíbrio envolvido na formação da chuva
ácida está representado pela equação:
2SO2(g) + O2(g) ↔ 2SO3(g)
Em um recipiente de 1 litro, foram misturados 6 mols de
dióxido de enxofre e 5 mols de oxigênio. Depois de algum
tempo, o sistema atingiu o equilíbrio; o número de mols
de trióxido de enxofre medido foi 4. O valor aproximado
da constante de equilíbrio é:

15. 1º Passo: Construa uma tabela de concentrações
2º Passo: substituir os valores encontrados na expressão da
constante de equilíbrio Kc dessa reação:
Kc = [SO3]2
[SO2]2 . [O2]
Kc = __(4)2__
(2)2 . 3
Kc = 1,33

16. Exemplos
Escreva as expressões de constante de equilíbrio para as
seguintes reações:
Equações Químicas
balanceadas cK
2 2 3N (g) + 3H (g) 2NH (g)
2 22HI(g) H (g) + I (g)
2 2 32SO (g) + O (g) 2SO (g)
2
3
3
2 2
[NH ]
[N ][H ]
cK 
2 2
2
[H ][I ]
[HI]
cK 
2
3
2
2 2
[SO ]
[SO ] [O ]
cK 

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

18. Gases: KP
Equações Químicas
balanceadas cK
2 2 3N (g) + 3H (g) 2NH (g)
2 22HI(g) H (g) + I (g)
2 2 32SO (g) + O (g) 2SO (g)
2
3
3
2 2
[NH ]
[N ][H ]
cK 
2 2
2
[H ][I ]
[HI]
cK 
2
3
2
2 2
[SO ]
[SO ] [O ]
cK 
pK
3
2 2
2
NH
3
N H
p
p
K
p p

2 2H I
2
HI
p
p p
K
p

3
2 2
2
SO
2
SO O
p
p
K
p p


19. 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.

21. • 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.

22. 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.

23. • 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.

24. CONCENTRAÇÃO
• Podemos perceber que uma solução de um cromato é
amarela, e a solução de um dicromato é alaranjada.
Porém, o acréscimo de uma
base a ambas as soluções as
tornam amareladas, sugerindo a
presença em maior quantidade
dos íons cromatos, isto é, a
adição da base desloca o
equilíbrio para a direita.

25. Se houver a adição de íons H+
ao cromato em meio básico, a
cor mudará para laranja,
deslocando o equilíbrio para a
esquerda.
Ou seja:
• O aumento da concentração de uma substância desloca o
equilíbrio químico no sentido oposto ao da substância
acrescentada.
• A diminuição da concentração de uma substância desloca o
equilíbrio químico no mesmo sentido da substância
retirada.

26. 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.

27. • 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.

29. 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.

30. • 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).

31. 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).

32. 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.

33. • 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

34. • 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:

35. • 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:

36. pH + pOH= 10-14

37. • 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.