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1. EQUILÍBRIO QUÍMICO

2. ÁGUA Os reagentes e produtos das reações reversíveis são separados por uma dupla seta PROCESSOS REVERSÍVEIS São processos que reagentes e produtos são consumidos e produzidos ao mesmo tempo H 2 O ( l ) H 2 O (v)

3. N 2 O 4(g) 2 NO 2(g) velocidade tempo REAÇÃO DIRETA REAÇÃO INVERSA reação DIRETA e reação INVERSA v d v i No início da reação a velocidade direta é máxima No início da reação a velocidade inversa é nula com o passar do tempo V d = V i t e Neste instante a reação atingiu o equilíbrio químico

4. t e N 2 O 4(g) 2 NO 2(g) No momento em que a reação química atinge o EQUILÍBRIO QUÍMICO as concentrações dos seus participantes permanecem constantes concentração tempo N 2 O 4(g) NO 2(g)

5. 01) Sobre equilíbrio químico: Ao atingir o estado de equilíbrio, a concentração de cada substância do sistema permanece constante. Uma reação é reversível quando se processa simultaneamente nos dois sentidos. Todas as reações reversíveis caminham espontaneamente para o estado de equilíbrio. Uma reação reversível atinge o equilíbrio quando as velocidades das reações direta e inversa se igualam. O equilíbrio das reações é dinâmico 0 0 1 1 2 2 3 3 4 4

6. a A + b B c C + d D V 1 = V 2 a b K 1 [ A ] [ B ] c d K 2 [ C ] [ D ] = a b [ A ] [ B ] c d [ C ] [ D ] K 1 K 2 K C CONSTANTE DE EQUILÍBRIO EM TERMOS DE CONCENTRAÇÃO MOLAR Vamos considerar uma reação reversível genérica 2 1 No equilíbrio teremos: Isolando-se as constantes

7. OBSERVAÇÕES I. O valor de K C depende da reação considerada e da temperatura. III. A constante de equilíbrio é tratada como um número puro, isto é, sem unidades IV. Líquidos e sólidos puros, que não fazem parte da solução, não constam da expressão da constante de equilíbrio II. O valor de K C independe das concentrações iniciais dos reagentes

8. N 2( g ) + 3 H 2( g ) 2 NH 3( g ) = [ N 2 ] [ H 2 ] 3 [ NH 3 ] 2 K C 2 H 2( g ) + O 2( g ) 2 H 2 O ( g ) = [ O 2 ] [ H 2 ] 2 [ H 2 O ] 2 K C

10. 02) (Covest – 98) Medidas de concentração para o sistema abaixo, em equilíbrio, a uma certa temperatura forneceram os seguintes resultados: Determine a constante de equilíbrio da reação nestas condições. [ H 2 ] = 0,10 mol/L [ I 2 ] = 0,20 mol/L [ HI ] = 1,0 mol/L H 2 ( g ) + I 2 ( g ) 2 HI ( g ) = [ H 2 ] [ I 2 ] [ HI ] 2 K C x (0,10) (0,20) ( 1,0 ) = 1,0 0,02 K C = 50

12. 04) Foram colocados em um recipiente fechado, de capacidade 2,0 L, 6,5 mol de CO e 5 mol de NO 2 . À 200°C o equilíbrio foi atingido e verificou-se que haviam sido formados 3,5 mol de CO 2 . Podemos dizer que o valor de Kc para o equilíbrio dessa reação é: a) 4,23. b) 3,84. c) 2,72. d) 1,96. e) 3,72. = K C [ CO 2 ] [ NO ] [ CO ] [ NO 2 ] x x 1,75 1,50 0,75 CO + NO 2 CO 2 + NO início reage / produz equilíbrio 3,5 3,5 3,5 3,5 3,0 1,5 6,5 5,0 3,5 3,5 0,0 0,0 [ NO ] = 3,5 2,0 = 1,75 M [ CO ] = 3,0 2,0 [ NO 2 ] = 1,5 2,0 = 0,75 M [ CO 2 ] = 3,5 2,0 = 1,75 M = 1,50 M 1,75 = K C x x 3,0625 1,125 = K C K C = 2,72

13. 05) Em um recipiente de 400 mL são colocados 2 mols de PCl 5 gasoso a uma determinada temperatura. Esse gás se decompõem segundo a reação química abaixo, e, o equilíbrio foi alcançado quando 20% do pentacloreto de fósforo reagiram ( % em mols ). A constante de equilíbrio, Kc, nessas condições, vale: a) 4,0. b) 1,0. c) 0,5. d) 0,25. e) 0,025. PCl 5 PCl 3 + Cl 2 início 2,0 0,0 0,0 reage / produz 0,4 Reage : n = 0,2 x 2 = 0,4 mol 0,4 0,4 0,4 0,4 1,6 equilíbrio [ PCl 5 ] [ PCl 3 ] [ Cl 2 ] = 0,4 0,4 = 1,0 M = 0,4 0,4 = 1,0 M = 1,6 0,4 = 4,0 M = K C x [ PCl 5 ] [ PCl 3 ] [ Cl 2 ] 1,0 x 1,0 4,0 = = K C 4,0 1,0 K C = 0,25

14. DESLOCAMENTO DO EQUILÍBRIO A + B C + D Considere um sistema em equilíbrio químico, com as substâncias A, B, C e D. 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

15. A + B C + D v 1 v 2 Aumentando v 1 , o deslocamento é para a direita A + B C + D v 1 v 2 Aumentando v 2 , o deslocamento é para a esquerda A + B C + D v 1 v 2 Equilíbrio inicial Porém, após certo tempo, a reação volta a estabelecer um novo equilíbrio químico, mas com valores de concentrações e velocidades diferentes das iniciais

16. 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”

17. TEMPERATURA Observando a reação incolor H < 0 N 2 O 4(g) 2 NO 2(g) EXOTÉRMICA ENDOTÉRMICA Castanho avermelhado Balão a 100°C Cor interna é CASTANHO-AVERMELHADO Balão a 0°C Cor interna é INCOLOR É possível provocar alteração em um equilíbrio químico por:  variações de temperatura.  variações de concentração dos participantes da reação.  Pressão total sobre o sistema.

18. Podemos generalizar dizendo que um(a) ... Podemos observar que o aumento da temperatura favorece a reação que é ENDOTÉRMICA , e a redução da temperatura favorece a reação que é EXOTÉRMICA AUMENTO DE TEMPERATURA desloca o equilíbrio no SENTIDO ENDOTÉRMICO DIMINUIÇÃO DE TEMPERATURA desloca o equilíbrio no SENTIDO EXOTÉRMICO

19. CONCENTRAÇÃO Vamos analisar o equilíbrio abaixo: Cr 2 O 7 1 2 2 H 2 – + H 2 O 2 CrO 4 2 – + + alaranjada amarela O acréscimo de uma base deixa a solução amarela, deslocando o equilíbrio para a direita O acréscimo de um ácido deixa a solução alaranjada, deslocando o equilíbrio para a esquerda

20. Podemos generalizar afirmando que um(a) ... AUMENTO DE CONCENTRAÇÃO desloca o equilíbrio no SENTIDO OPOSTO da espécie química adicionada DIMINUIÇÃO DE CONCENTRAÇÃO desloca o equilíbrio no mesmo MESMO SENTIDO da espécie espécie retirada

21. PRESSÃO Considere a reação química em equilíbrio abaixo N 2 ( g ) + 3 H 2 ( g ) 2 NH 3 ( g ) 4 volumes 2 volumes Alterações de pressão influenciam em equilíbrios que possuem espécies químicas no estado gasoso o AUMENTO DE PRESSÃO sobre o sistema desloca o equilíbrio químico no sentido do MENOR VOLUME na fase gasosa a DIMINUIÇÃO DE PRESSÃO sobre o sistema desloca o equilíbrio químico no sentido do MAIOR VOLUME na fase gasosa

25. 04) Nitrogênio e hidrogênio reagem para formar amônia segundo a equação: Se a mistura dos três gases estiver em equilíbrio, qual o efeito, em cada situação, sobre a quantidade de amônia, se provocar N 2 ( g ) + 3 H 2 ( g ) 2 NH 3 ( g ) + 22 kcal I. Compressão da mistura. aumenta II. Aumento de temperatura. diminui III. Introdução de hidrogênio. aumenta a) aumenta, aumenta, aumenta. b) diminui, aumenta, diminui. c) aumenta, aumenta, diminui. d) diminui, diminui, aumenta. e) aumenta, diminui, aumenta.

26. EQUILÍBRIO IÔNICO Cr 2 O 7 2 H 2 – + H 2 O 2 CrO 4 2 – + + É o caso especial de equilíbrio químico em que aparecem íons Nos equilíbrios iônicos, também são definidos um grau de ionização (  ) e uma constante de equilíbrio ( Ki )

27. Onde : ni é o número de mols dissociados n é o número de mols inicial  n i n = GRAU DE IONIZAÇÃO

28. Para a reação: Constante de Ionização HCN (aq) H + + (aq) (aq) CN – = Ki [ H ] [ CN ] [ HCN ] + –

29. 01) X, Y e Z representam genericamente três ácidos que, quando dissolvidos em um mesmo volume de água, à temperatura constante, comportam-se de acordo com a tabela: mols dissolvidos mols ionizados X Y Z 20 10 5 2 7 1 Analise as afirmações, considerando os três ácidos: I. X representa o mais forte II. Z representa o mais fraco III. Y apresenta o maior grau de ionização Está(ao) correta(s): a) Apenas I. b) Apenas II. c) Apenas III. d) Apenas I e II. e) I, II e III.  n i n = grau de ionização X = 2 20 = 0,10 = 10 %    Y Z = 7 10 = 0,70 = 70 %    = 1 5 = 0,20 = 20 %   

31. LEI DA DILUIÇÃO DE OSTWALD Ki = m  2 1 –  para solução de grau de ionização pequeno Ki = m  2 É uma lei que relaciona o grau de ionização com o volume (diluição) da solução

32. Para a reação: HA (aq) H + + (aq) (aq) A – = K i [ H ] [ A ] [ HCN ] + – início reage / produz equilíbrio [ ] 0,0 0,0  n i n = n  n  n n –  n  n  n  V  n  n V V =  n  n V V x n ( 1 – )  V n ( 1 – ) =  n  n V V x  V n ( 1 – ) x K i = m  2 1 –  para solução de grau de ionização pequeno K i = m  2 DEMONSTRAÇÃO DA FÓRMULA

33. 01) Uma solução 0,01 mol / L de um monoácido está 4,0% ionizada. A constante de ionização desse ácido é: a) 1,6 x 10 b) 1,6 x 10 c) 3,32 x 10 d) 4,0 x 10 e) 3,0 x 10 – 3 – 5 – 6 – 5 – 5 m = 0,01 mol/L  = 4 % = 1,0 . 10 mol/L – 2 = 0,04 = 4,0 . 10 – 2 Ki = m  2 2 = 1,0 . 10 – 2 x ( 4 x 10 ) – 2 Ki Ki = 1,0 . 10 – 2 x 16 x 10 – 4 Ki = 16 x 10 – 6 Ki = 1,6 x 10 – 5

34. 02) A constante de ionização de um ácido HX, que se encontra 0,001% dissociado, vale 10 . A molaridade desse ácido, nessas condições é : – 11 a) 10 b) 0,001 c) 10 d) 0,10. e) 1,00. – 11 – 5 Ki m  = 2 Ki m  = = 0,001 % = 0,00001 – 11 10 ? = 1,0 . 10 – 5 = 2 – 11 10 = m x – 5 (10 ) – 10 10 = – 11 10 – 10 10 m – 1 = 10 = 0,10 M m

35. 03) O grau de dissociação iônica do hidróxido de amônio em solução 2 mol/L é 0,283% a 20°C. A constante de ionização da base, nesta temperatura, é igual a: a) 1,6 x 10 b) 1,0 x 10 c) 4,0 x 10 d) 4,0 x 10 e) 1,6 x 10 – 5 – 3 – 2 – 1 – 3 m = 2,0 mol/L  = 0,283 % Ki = ? = 0,00283 = 2,83 . 10 – 3 Ki = m  2 = 2 2,0 x ( 2,83 x 10 ) – 3 Ki Ki = 2 x 8 x 10 – 6 Ki = 16 x 10 – 6 Ki = 1,6 x 10 – 5

37. PILHAS ALCALINAS EQUILÍBRIO IÔNICO DA ÁGUA pH e pOH

38. H H 2 O ( l ) + (aq) + (aq) OH – A constante de equilíbrio será: K i = [ H ] [ OH ] [ H 2 O ] + – como a concentração da água é praticamente constante, teremos: = K i x [ K c ] [ H ] [ OH ] + – PRODUTO IÔNICO DA ÁGUA ( Kw ) K w – 14 A 25°C a constante “Kw” vale 10 mol/L – 14 [ H ] [ OH ] = 10 + – Medidas experimentais de condutibilidade de corrente elétrica mostram que a água, pura ou quando usada como solvente, se ioniza fracamente, formando o equilíbrio iônico:

41. Em água pura a concentração hidrogeniônica [H ] é igual à concentração hidroxiliônica [OH ], isto é, a 25°C, observa-se que: + – = – 7 [H ] [OH ] + – 10 = Nestas condições dizemos que a solução é “ NEUTRA “

42. As soluções em que [H ] > [OH ] terão características ÁCIDAS + – 10 mol/L < [ H ] [OH ] + – > – 7 10 mol/L – 7 nestas soluções teremos

43. As soluções em que [H ] < [OH ] terão características BÁSICAS + – 10 mol/L > [ H ] [OH ] + – < – 7 10 mol/L – 7 nestas soluções teremos

47. 04) Observando a tabela abaixo, podemos afirmar que entre os líquidos citados tem(êm) caráter ácido apenas: Líquido Leite Água do mar Coca-cola Café preparado Lágrima Água de lavadeira 10 – 7 10 – 7 10 – 8 10 – 3 10 – 5 10 – 12 [ H ] [ OH ] + – 10 – 7 10 – 7 10 – 6 10 – 11 10 – 9 10 – 2 a) O leite e a lágrima. b) A água de lavadeira. c) O café preparado e a coca-cola. d) A água do mar e a água de lavadeira. e) A coca-cola.

48. Como os valores das concentrações hidrogeniônica e oxidriliônica são pequenos, é comum representá-las na forma de logaritmos e, surgiram os conceitos de pH e pOH pH pOH = = – log [ H ] – log [ OH ] + –

49. Na temperatura de 25°C Em soluções neutras pH = pOH = 7 Em soluções ácidas pH < 7 e pOH > 7 Em soluções básicas pH > 7 e pOH < 7

50. Podemos demonstrar que, a 25°C, e em uma mesma solução pH + pOH = 14

51. 01) A concentração dos íons H de uma solução é igual a 0,0001. O pH desta solução é: a) 1. b) 2. c) 4. d) 10. e) 14. pH = – log [ H ] + + [ H ] + = 0,0001 mol/L 10 mol/L – 4 – log 10 – 4 pH = pH = – ( – 4) x log 10 pH = 4 x 1 pH = 4

52. 02) A concentração hidrogeniônica de uma solução é de 3,45 x 10 íons – g/L. O pH desta solução vale: – 11 Dado: log 3,45 = 0,54 a) 11. b) 3. c) 3,54. d) 5,4. e) 10,46. [ H ] = 3,45 x 10 + – 11 pH = – log [H ] + pH = – log (3,45 x 10 ) – 11 pH = – [ log 3,45 + log 10 ] – 11 pH = – [ 0,54 – 11 ] pH = 11 – 0,54 pH = 10,46

55. 05) (Covest-2003) As características ácidas e básicas de soluções aquosas são importantes para outras áreas além da “Química”, como, por exemplo, a Saúde Pública, a Biologia, a Ecologia, e Materiais. Estas características das soluções aquosas são quantificadas pelo pH, cuja escala é definida em termos da constante de ionização da água (K w ) a uma dada temperatura. Por exemplo, a 25  C a constante de ionização da água é 10 –14 e a 63  C é 10 –13 . Sobre o pH de soluções aquosas a 63  C julgue os itens abaixo: pH + pOH = 13. 0 0 Água pura (neutra) apresenta pH igual a 6,5. 1 1 Água pura (neutra) apresenta pH igual a 7,0. 2 2 Uma solução com pH igual a 6,7 é ácida. 3 3 4 4 A concentração de íons hidroxila na água pura (neutra) é igual 10 –7 mol/L. 0 6,5 13 ácida neutra básica 63ºC Kw = 10 – 13

57. 07)(Covest – 2007) O pH de fluidos em partes distintas do corpo humano tem valores diferentes, apropriados para cada tipo de função que o fluido exerce no organismo. O pH da saliva é de 6,5 ; o do sangue é 7,5 e, no estômago, o pH está na faixa de 1,6 a 1,8 . O esmalte dos dentes é formado, principalmente por um mineral de composição Ca 10 (PO 4 ) 6 (OH) 2 . Após as refeições, ocorre diminuição do pH bucal. O pH do sangue é mantido aproximadamente constante pelo seguinte equilíbrio químico, envolvendo o íon bicarbonato: Com base nestas informações avalie as seguintes proposições: A concentração de íons H + é maior na saliva que no sangue. 0 0 1 1 2 2 3 3 4 4 A concentração de H + no estômago é maior que 10 – 2 mol/L. Um aumento na acidez da saliva pode resultar em ataque ao esmalte dos dentes. O bicarbonato pode ser usado para elevar o pH do estômago. A adição de uma base em um meio contendo acido carbônico, íons Hidrogênio e bicarbonato causará deslocamento do equilíbrio mostrado no enunciado da questão no sentido da formação dos reagentes.

59. É o processo em que a água reage com o cátion ou o ânion de um sal Este processo é reversível, devendo ser analisado seguindo os princípios do equilíbrio químico HIDRÓLISE SALINA

60. Hidrólise de um sal de ácido e base ambos fracos . Hidrólise de um sal de ácido forte e base fraca . Hidrólise de um sal de ácido fraco e base forte . Hidrólise de um sal de ácido e base ambos fortes . Os casos fundamentais são:

61. água NH 4 NO 3 solução ácida pH < 7 HIDRÓLISE DE UM SAL DE ÁCIDO FORTE E BASE FRACA

63. água KCN solução básica pH > 7 HIDRÓLISE DE UM SAL DE ÁCIDO FRACO E BASE FORTE

65. água NH 4 CN solução final pH > 7 ou pH < 7 HIDRÓLISE DE UM SAL DE ÁCIDO FRACO E BASE FRACA

67. água NaCl solução final é neutra pH = 7 HIDRÓLISE DE UM SAL DE ÁCIDO FORTE E BASE FORTE

73. CONSTANTE DE HIDRÓLISE É a expressão que exprime o equilíbrio das reações de hidrólise. Para a reação NH 4 + H 2 O NH 4 OH + H + + A expressão da constante de hidrólise é: K h = [ NH 4 OH ] [ H ] + [ NH 4 ] +

74. Podemos relacionar a constante de hidrólise (K h ), com a constante de ionização da água e as constantes de ionização e dissociação dos ácidos e das bases pelas expressões: Para a hidrólise do cátion, isto é, para sais formados por ácido forte e base fraca, usamos a relação: Para a hidrólise do ânion, isto é, para sais formados por ácido fraco e base forte, usamos a relação Ocorrendo a hidrólise do cátion e do ânion, para sais formados por ácido fraco e base fraca, a relação será:

75. 01) (UFPI) Uma solução aquosa de cloreto de amônio 0,2 mol/L apresenta um grau de hidrólise igual a 0,5%. Determine o [H + ], [OH – ], pH, pOH e K h para essa solução e o K b para o NH 4 OH. Dado: K w = 10 – 14 , a 25°C. O NH 4 Cl é proveniente do HCl (ácido forte) e do NH 4 OH (base fraca), então ocorre a hidrólise do cátion NH 4 + , então: início reage e produz equilíbrio 0,2 0,2 mol/L 0,0 constante constante 0,0 NH 4 + H 2 O NH 4 OH + H + + Reage e produz: 0,2 x 0,005 = 0,001 = 10 – 3 10 – 3 10 – 3 10 – 3 10 – 3 10 – 3 K h = + pH = - log 10 – 3 pH = 3 [H ] = 10 mol/L + – 3 [OH ] = 10 mol/L – 11 – e pOH = 11 [NH 4 ] + [ NH 4 OH] [H ] = 5 x 10 2 x 10 – 6 10 – 3 – 1 10 X – 3 K h = K w K b = 2 x 10 5 x 10 = – 6 10 – 14 – 9 K b

76. PRODUTO DE SOLUBILIDADE Vamos considerar um sistema contendo uma solução saturada com corpo de fundo de sulfeto ferroso (FeS). Teremos dois processos ocorrendo: v d v p FeS (s) Fe (aq) + S (aq) 2 – 2+ No equilíbrio a velocidade de dissolução (v d ) é igual à velocidade de precipitação (v p ). Então teremos que: Kc = [ Fe ] [S ] 2– 2+ [FeS] = [ Fe ] [S ] 2– 2+ Kc x [FeS] K S produto de solubilidade K S Conhecendo-se a solubilidade do sal, podemos determinar o K ps .

77. K S = [ Ag ] [SO 4 ] – 2 2 x 10 mol/L 01) (Fuvest – SP) Em determinada temperatura, a solubilidade do sulfato de prata (Ag 2 SO 4 ) em água é de 2,0 x 10 – 2 mol/L. Qual o valor do produto de solubilidade (K ps ) desse sal, à mesma temperatura? Ag 2 SO 4 2 Ag + SO 4 – 2 2 x 10 mol/L – 2 4 x 10 mol/L + – 2 – 2 + 2 K S = (4 x 10 ) x 2 x 10 – 2 2 – 2 K S = 16 x 10 x 2 x 10 – 4 – 2 K S = 32 x 10 – 6 K S = 3,2 x 10 – 5