EQUILÍBRIO QUÍMICO
Profa. Loraine Jacobs
DAQBI
http://paginapessoal.utfpr.edu.br/lorainejacobs
EQUILÍBRIO IÔNICO DA ÁGUA
Equilíbrio Iônico da Água
Ácido e Base de Arrhenius – H+ e OH-
Medição de caráter ácido-básico
◦ Produto Iônico da água
H2O H+ + OH-
◦ Auto-ionização da água
Equilíbrio Iônico da Água
Constante de Equilíbrio (K) e grau de ionização()◦ Água pura baixa ionização
◦ K = Constante de equilíbrio iônico da água
K= [H+].[OH-] K = 1,81.10-16(25oC)
H2O
◦ Grau de ionização () = 1,81.10-9
Desta forma [H2O] é constante
Equilíbrio Iônico da Água
Kw – Produto iônico da água◦ Sendo [H2O] constante, podemos escrever:
◦ K. [H2O] = 1,81.10-16(25oC)
◦ Sendo a densidade da água de 1g/mL em 1L de água teremos 1000g de H2O
Calculando-se n:
n = m = 1000 = [H2O] = 55mols/L
MM 18
Kw – Produto iônico da água
◦ Se substituirmos na fórmula teremos:
Kw = 1,81.10-16. 55 (25oC)
Kw = 1,00.10-14 (25oC)
Equilíbrio Iônico da Água
Equilíbrio Iônico da Água
Kw – Produto iônico da água◦ Alterações com T
Equilíbrio Iônico da Água
H2O H+ + OH-
◦ Observa-se que 1 mol de H2O produz 1 mol de H+ e 1 mol de OH- desta forma podemos dizer que sendo Kw = 1,00.10-14 :
[H+] = [OH-] = 1,00.10-7
Equilíbrio Iônico da ÁguaH2O H+ + OH-
◦ Em soluções ácidas:
Aumentado [H+] equilíbrio desloca para esquerda, diminui a quantidade de OH-. Assim, observa-se :
[H+] aumenta [H+] > 1,00.10-7
[OH-]diminui [OH-] 1,00.10-7
Kw permanece constante
Equilíbrio Iônico da ÁguaH2O H+ + OH-
◦ Em soluções básicas:
Aumentado [OH-] equilíbrio desloca para esquerda, diminui a quantidade de H+. Assim, observa-se :
[OH-] aumenta [OH-] > 1,00.10-7
[H+]diminui [H+] 1,00.10-7
Kw permanece constante
Equilíbrio Iônico da Água
Equilíbrio Iônico
Caso particular dos equilíbrios químicos em que aparecem íons. ◦ Os íons estão presentes em todas as soluções
aquosas
Equilíbrio de ionização de ácidos e bases
HCl H+ + Cl-
Ca(OH)2 Ca2+ + 2OH-
Equilíbrio Iônico
Constante de Equilíbrio (K) e grau de equilíbrio ()
◦ Ki = Constante de Ionização
Ka para ionização de ácidos
Kb para ionização de bases
◦ Grau de ionização ()
Equilíbrio Iônico
Ki – Cálculos de Ka e Kb
◦ Calculados da mesma forma de Kc ou Kp
◦ Utilizam-se as concentrações de P e R
◦ Ex: HCl H+ + Cl- Ka = [H+].[Cl-]
[HCl]
◦ Ex:Ca(OH)2 Ca2+ + 2OH- Kb= [Ca2+].[OH-]2
[Ca(OH)2]
Equilíbrio Iônico
Analisando Ki
Quanto maior o valor de K, maior a dissociação – eletrólito forte. Valor de de próximo de 1 ou 100%
Quando K tem valor baixo, tem baixa taxa de dissociação – eletrólito fraco. Valor de próximo de 0 ou 0%
Equilíbrio Iônico
Ki para eletrólitos fracos
◦ Utilizada predominantemente para eletrólitos fracos em soluções diluídas pois, nestes casos K permanece constante
◦ Sendo valores muito baixos (escala de 10-x) são expressos em logaritimos e chamados de pK.
pKa = -logKa
pKb = -logKb
Equilíbrio Iônico
Efeito do Íon Comum
◦ Deslocamento da posição de equilíbrio de um eletrólito, causado pela adição de um segundo eletrólito (em geral mais forte), possuidor de um íon em comum com o primeiro.
◦ Princípio de Le Chatelier
Equilíbrio Iônico
Efeito do Íon Comum
◦ Ex:
HCl H+ + Cl-
◦ Adição de NaCl
Aumento de Cl- no meio reacional
Equilíbrio Desloca
Diminui Ionização
Equilíbrio Iônico
Efeito do Íon Não-Comum
◦ Deslocamento da posição de equilíbrio causado por um íon não comum ao ambiente reacional.
◦ Ex:
HCl H+ + Cl-
◦ Adição de NaOH
H+ + OH- H2O
◦ Retirada de H+ da solução
Deslocamento do equilíbrio para a direita
Equilíbrio Iônico
Lei de Diluição de Otswald
“O grau de ionização de um eletrólito aumenta, tendendo para 100%, à medida que a
solução se dilui”
Equilíbrio Iônico
Lei de Diluição de Otswald◦ Relaciona com V(volume da solução)
Quando 5% pode-se usar apenasK = [ ]. 2 sabendo-se que [ ] = n/V
Equilíbrio Iônico
Lei de Diluição de Otswald◦ Soluções muito diluídas Dificuldade de + e
– reconstituirem a molécula Reação
favorecida para a direita, isto é, a ionizaçãodo eletrólito.
◦ Ex: CH3COOH H+ + CH3COO-
pH e pOH
Valores de [H+]+ [OH-] expressos em10-X
◦ Sorensen – Proposta do uso de logaritmos
◦ Desta forma:
pH = -log[H+] pOH = -log [OH-]
◦ pH = potencial hidrogeniônico
◦ pOH = potencial hidroxilônico
pH e pOH
pH e pOH
Kw e o valor de pH e pOH◦ Sendo Kw =[H+].[OH-] = 1,00.10-14
◦ Extraindo o log dos termos teremos
log[H+].log[OH-] = -14
◦ Sabendo que: log (a.b) = loga + logb
◦ log[H+]+ log[OH-] = -14
◦ - log[H+]- log[OH-] =14 ou pH+pOH = 14
pH e pOH
Partindo da informação pH+pOH = 14
◦ Água Pura: pH =pOH = 7
◦ Soluções Ácidas:[H+]>10-7 pH< 7
◦ pOH:?
◦ Soluções Básicas: [H+]<10-7 pH>7
◦ pOH:?
pH e pOH
Indicadores Ácido-Base (In)◦ Substâncias orgânicas complexas e
possuidoras de caráter de ácido fraco (ou de base fraca).
◦ Características:
1ª e 2ª cor bem diferentes – percepção da mudança de cor;
mudança de cor rápida, deslocamento de rápido do equilíbrio.
pH e pOH
Indicadores Ácido-Base (In)
◦ Tipo do Indicador Faixa de Viragem
Indicadores mais utilizados
pH e pOH
Indicadores Ácido-Base (In)
◦ Tipo do Indicador Faixa de Viragem
Indicadores Universais – Papel Tornassol
pH e pOH
Curvas de Titulação
Titulação:◦ Método para determinar quantidades
desconhecidas de substâncias através de sua reação com substância padrão que possui reação e proporção definidas com a substância de análise. Esta análise requer um método de determinação de seu término.
Exemplos:◦ Indicadores ácido-base
◦ Medidas de pH (pH-metro ou potenciômetro)
Curvas de Titulação
pH-metro◦ Medem a diferença de potencial elétrico
existente e que possuem uma escala já graduada em valores de pH.
Curvas de Titulação
Tipos de Titulação
◦ Ácido Forte + Base Forte
◦ Ácido Forte + Base Fraca
◦ Ácido Fraco + Base Forte
◦ Medidas de pH vs Quantidade de Reagente Padrão
Ponto de Equivalência ◦ Parte Vertical do Gráfico.
Curvas de Titulação
Ácido Forte + Base Forte
Curvas de Titulação
Ácido Forte + Base Fraca
Curvas de Titulação
Ácido Fraco + Base Forte
Curvas de Titulação
Método da Primeira e Segunda Derivada◦ Permite calcular o ponto final exato a partir de
uma curva de titulação potenciométrica.
◦ A primeira derivada (ΔpH/ΔV, onde V é o volume do titulante e ΔV é a variação do volume) tem um máximo no ponto de inflexão da curva de titulação, partindo de próximo de zero antes do ponto final até atingir o máximo no ponto final, voltando a quase zero após o ponto final.
◦ Na segunda derivada, plota-se Δ2pH/ΔV2
versus V e o ponto final é onde a derivada é igual a zero.
Curvas de Titulação
Método da Primeira e Segunda Derivada
pH/VNaOH ΔpH/ΔV Δ2pH/ΔV2
Termodinâmica e o Equilíbrio
Equilíbrio – Estado de energia mínimaonde G = 0
◦ Reações caminham sempre no sentido de minimizar a energia da reação.
Termodinâmica e o Equilíbrio
Para uma reação com Go < 0, aconstante de equilíbrio deverá ser maiordo que 1, e o equilíbrio favorece osprodutos.
Termodinâmica e o Equilíbrio
Para uma reação com Go>0, a constantede equilíbrio deverá ser menor do que 1,e o equilíbrio favorece os reagentes.
Termodinâmica e o Equilíbrio
Síntese da Haber – Bosch
◦ Fora do Equílibrio Sentido dos Produtos
G 0 (T e P constantes)
Fixação de Nitrogênio Atmosfera
Termodinâmica e o Equilíbrio
N2 (inerte) - energia de ligação 943,8kJ/mol
◦ Haber – Síntese do Amoníaco (1909)
◦ Bosch – Aperfeiçoamento Industrial
Reação ocorre com redução de volume; conseqüentemente, um aumento de pressão irá deslocar o equilíbrio para a direita, aumentando o rendimento da reação
Termodinâmica e o Equilíbrio
Gm (Energia Livre Molar) ◦ Para substâncias Puras
Gm = Gm0 + RT. lnaa= atividade da substância
a para sistemas ideais• Gás – Igual a Pressão Parcial
• Soluto – Igual ao valor da concentração;molecularidade
• Sólido ou líquido puro – Valor igual a 1
Termodinâmica e o Equilíbrio
Cálculo de G – em qualquer [R] e [P]
◦ n – coeficiente estequiométrico
Sendo a equação:
◦ Temos:
Termodinâmica e o Equilíbrio
Utilizando G0
Unimos os termos em função de G0
Pressões Parciais Agrupamos as Pressões
◦ Primeiro utilizando slnx = lnxs e, em seguida, lnx-y = ln(x/y). Assim temos:
Termodinâmica e o Equilíbrio
Substituindo na equação original:
Sendo a expressão , chamada
quociente de reação, temos então:
Termodinâmica e o Equilíbrio
Sistema em Equilíbrio◦ Pressões Parciais de Equilíbrio
Constante de Equilíbrio (K)
Sabendo-se que no equilíbrio G = 0, temos:
ou