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Aula: Equilíbrio Químico 2
(Cap. 9, 10 e 11 - Atkins Cap. 16, 17 e 18 – vol.2 - Kotz)
ACH4064 – LQRQ 2
Káthia M. Honório
2º semestre/2017
Equílibrio Químico Parte 2
1. Princípio de Le Châtelier
2. Equilíbrio Ácido-Base
3. Equilíbrio de Solubilização/
Precipitação
Considere a produção de amônia:
À medida que a pressão aumenta, a quantidade de
amônia presente no equilíbrio aumenta.
À medida que a temperatura diminui, a quantidade de
amônia no equilíbrio aumenta.
Isso pode ser previsto?
Princípio de Le Châtelier
Princípio de Le Châtelier:
se um sistema em equilíbrio for
perturbado externamente, o
sistema ajusta-se de forma a
minimizar a ação dessa
pertubação.
Princípio de Le Châtelier
Fatores que afetam o
equilíbrio químico
✔ Concentração
✔ Pressão e Volume
✔ Temperatura
Variação nas concentrações de reagentes ou produtos
Reação de obtenção da amônia:
Se H2 é adicionado enquanto o sistema está em equilíbio, o sistema deve responder para neutralizar o H2 adicionado.
O sistema deve consumir o H2 e levar aos produtos até que um novo equilíbrio seja estabelecido.
Portanto, a [H2] e a [N2] diminuirão e a [NH3] aumentará.
Princípio de Le Châtelier
Perturbando o Equilíbrio
A + B C+D
adição
A + B C+D
remoção
A + B C+D
adição
A + B C+D
remoção
Quando o equilíbrio é perturbado, o mesmo
desloca-se para compensar:
adição de reagentes: resulta na formação de produtos
remoção de produtos: resulta no consumo de reagentes
adição de produtos: resulta na formação de reagentes
remoção de reagentes: resulta no consumo de produtos
Princípio de Le
Châtelier
Variações de volume e pressão
À medida que diminui-se o volume,
a pressão aumenta.
Princípio de Le Châtelier
Variações no Volume e na Pressão
N2O4 (g) 2 NO2(g)
Aumento de pressão (diminuição no volume): favorece a reação em que há diminuição do número total de moles de gases (reação inversa, neste caso).
Diminuição da pressão (aumento no volume): favorece a reação em que há aumento do número total de moles de gases (neste caso, reação direta).
Variações no volume e pressão
Princípio de Le Châtelier: se aumentar a pressão, o
sistema deslocará no sentido de neutralizar o aumento.
o sistema deslocará no sentido de remover os gases
e diminuir a pressão.
aumento na pressão favorece o sentido que tenha
menor quantidade de matéria de gás.
Princípio de Le Châtelier
Variações de temperatura
Constante de equilíbrio depende da temperatura.
Reação endotérmica: H > 0 (calor pode ser considerado um reagente).
Reação exotérmica: H < 0 (calor pode ser considerado um produto).
Princípio de Le Châtelier
Variações de temperatura
• Considere a seguinte reação:
para a qual o H > 0 (reação endotérmica).
– Co(H2O)62+ é rosa claro e o CoCl4
2- é azul.
– Mistura púrpura clara, em equilíbrio e à temperatura ambiente é colocada em um béquer de água quente: mistura ficará azul escura.
– Uma vez que o H > 0 (endotérmico), a adição de calor favorece a reação direta, neste caso, a formação de CoCl4
2- azul.
Princípio de Le Châtelier
Variações de temperatura
• Considere:
– Mistura em equilíbrio, à temperatura ambiente é colocada em um
béquer de água gelada: a mistura fica rosa clara.
– Uma vez que o H > 0, a remoção de calor favorece a reação
inversa, que é a formação de Co(H2O)62+ rosa.
Princípio de Le Châtelier
Princípio de Le Châtelier
Variações de Temperatura
Considere o sistema: N2O4 (g) 2 NO2(g)
A formação de NO2 a partir de N2O4 é um processo endotérmico:
N2O4 (g) 2 NO2(g) ΔH0 = 58,0 kJ
E a reação inversa é um processo exotérmico
2 NO2(g) N2O4 (g) ΔH0 = -58,0 kJ
Um aumento de temperatura favorece reações
endotérmicas, e uma diminuição de temperatura
favorece reações exotérmicas.
Vida em altitudes elevadas e a
produção de hemoglobina
Os alpinistas precisam de semanas ou mesmo meses para se
ambientarem antes de escalarem montanhas de elevada
altitude como o Monte Everest.
Como explicar este fato?
Escalar uma montanha de elevada altitude pode
causar: dores de cabeça, náuseas, fadiga não usual
e outros incômodos.
Sintomas de hipoxia: uma deficiência na quantidade de O2 que
chega aos tecidos do corpo.
No entanto, uma pessoa que vive em altitude
elevada durante semanas ou meses se recupera
gradualmente e habitua-se ao teor de O2 na
atmosfera, sendo capaz de “funcionar”
normalmente.
Vida em altitudes elevadas e a
produção de hemoglobina
Considere o seguinte sistema em equilíbrio, que representa a combinação
do O2 com a molécula de hemoglobina:
Hb (aq) + O2 (aq) HbO2 (aq)
HbO2 (oxi-hemoglobina, composto que transporta o O2 para os tecidos).
A constante de equilíbrio é:
De acordo com o Princípio de Le Châtelier, como evoluirá
o sistema se ocorrer uma diminuição da concentração de O2?
Vida em altitudes elevadas e a
produção de hemoglobina
Hb (aq) + O2 (aq) ? HbO2 (aq)
Princípio de Le Châtelier: uma diminuição da concentração de
O2 deslocará o sistema da direita para a esquerda.
Hb (aq) + O2 (aq) HbO2 (aq)
Esta variação elimina a oxi-hemoglobina, causando hipoxia.
Desde que se dê tempo suficiente, o corpo é capaz de se defender
desta adversidade produzindo mais moléculas de hemoglobina.
O equilíbrio desloca-se então, gradualmente, da esquerda
para a direita novamente, favorecendo a produção de oxi-
hemoglobina.
Vida em altitudes elevadas e a
produção de hemoglobina
Vida em altitudes elevadas e a
produção de hemoglobina
Efeito do catalisador
Catalisador: reduz a barreira de energia de ativação
para a reação.
Consequentemente, um catalisador diminuirá o tempo
gasto para alcançar o equilíbrio.
Catalisador não afeta a composição da mistura em
equilíbrio.
Princípio de Le Châtelier
O produto iônico da água
• Em água pura, estabelece-se o seguinte equilíbrio (a 25 C):
• Reação acima: auto-ionização da água.
Equilíbrio: Auto-ionização H2O
• Definição de pH e pOH:
• Em água neutra a 25 C: pH = pOH = 7.
• Em soluções ácidas: [H+] > 1,0 10-7, então o pH < 7.
• Em soluções básicas: [H+] < 1,0 10-7, então o pH > 7.
• Quanto mais alto o pH, mais baixo é o pOH e mais básica a
solução.
Escala de pH
Escala de pH
Ácidos fortes
• Ácidos comuns mais fortes: HCl, HBr, HI, HNO3 e H2SO4.
• Ácidos fortes são eletrólitos fortes.
• Todos os ácidos fortes ionizam completamente em solução:
HNO3(aq) + H2O(l) H3O+(aq) + NO3
-(aq)
• Uma vez que H+ e H3O+ são usados de maneira intercambiável,
pode-se escrever:
HNO3(aq) H+(aq) + NO3-(aq)
Ácidos e Bases Fortes
• Ácidos fracos: apenas parcialmente ionizados em solução.
• Existe uma mistura de íons e ácido não-ionizado em solução.
• Consequentemente, os ácidos fracos estão em equilíbrio:
Ácidos Fracos
• Ka: constante de dissociação do ácido.
• Quanto maior o Ka, mais forte é o ácido (neste
caso, mais íons estão presentes no equilíbrio em
relação às moléculas não-ionizadas).
• Se Ka >> 1, o ácido está completamente
ionizado e o ácido é um ácido forte.
Ácidos Fracos
Ácidos polipróticos
• Ácidos polipróticos: mais de um próton ionizável.
• Prótons são removidos em etapas, não todos de uma só vez :
• É sempre mais fácil remover o primeiro próton em um ácido
poliprótico do que o segundo.
• Conseqüentemente, Ka1 > Ka2 > Ka3 etc.
Ácidos Fracos
Efeito do Íon Comum
Ácidos Fracos
ou
ou
• Bases fracas removem prótons das substâncias.
• Existe um equilíbrio entre a base e os íons resultantes:
• Exemplo:
• Constante de dissociação da base, Kb:
Bases Fracas
Bases Fracas
Equilíbrio de solubilização/
Precipitação
Ca(HCO3) 2 (aq) → CaCO3 (s) + CO2 (g) + H2O(l)
Equilíbrio de solubilização/Precipitação
[Ag+] [Cl-]
[AgCl]
K =
é constante frente a fração que se
solubiliza
[Ag+] [Cl-] Kps =
AgCl (s) Ag+ (aq) + Cl- (aq)
Equilíbrio de
solubilização/precipitação
sal insolúvel
Constante do produto de solubilidade, Kps
• Considere:
• para o qual
• Kps: produto de solubilidade. • (O BaSO4 é ignorado, uma vez que é um sólido puro, logo, sua
concentração é constante.)
Equilíbrio de Solubilidade
Produto de solubilidade
Quociente de Reação - Produto Iônico
[Ag+] [Cl-] Kps =
AgCl (s) Ag+ (aq) + Cl- (aq)
sal insolúvel
Exemplo
Outro exemplo
Exemplo
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