EQUILÍBRIO QUÍMICO. Profa. Loraine Jacobs DAQBI.

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1 EQUILÍBRIO QUÍMICO Profa. Loraine Jacobs DAQBI

2 EQUILÍBRIO IÔNICO DA ÁGUA

3 Equilíbrio Iônico da Água Ácido e Base de Arrhenius H + e OH - Medição de caráter ácido-básico Produto Iônico da água H 2 O H + + OH - Auto-ionização da água

4 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, (25 o C) H 2 O Grau de ionização ( ) = 1, Desta forma [H 2 O] é constante

5 Equilíbrio Iônico da Água K w Produto iônico da água Sendo [H 2 O] constante, podemos escrever: K. [H 2 O] = 1, (25 o C) Sendo a densidade da água de 1g/mL em 1L de água teremos 1000g de H 2 O Calculando-se n: n = m = 1000 = [H 2 O] = 55mols/L MM 18

6 Equilíbrio Iônico da Água K w Produto iônico da água Se substituirmos na fórmula teremos: K w = 1, (25 o C) K w = 1, (25 o C)

7 Equilíbrio Iônico da Água K w Produto iônico da água Alterações com T

8 Equilíbrio Iônico da Água H 2 O H + + OH - Observa-se que 1 mol de H 2 O produz 1 mol de H + e 1 mol de OH - desta forma podemos dizer que sendo K w = 1, : [H + ] = [OH - ] = 1,

9 Equilíbrio Iônico da Água Em soluções ácidas: H 2 O H + + OH - Aumentado [H + ] equilíbrio desloca para esquerda, diminui a quantidade de OH -. Assim, observa-se : [H + ] aumenta [H + ] > 1, [OH - ]diminui [OH - ] 1, K w permanece constante

10 Equilíbrio Iônico da Água Em soluções básicas: H 2 O H + + OH - Aumentado [OH - ] equilíbrio desloca para esquerda, diminui a quantidade de H +. Assim, observa-se : [OH - ] aumenta [OH - ] > 1, [H + ]diminui [H + ] 1, K w permanece constante

11 Equilíbrio Iônico da Água

12 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 Ca OH -

13 Equilíbrio Iônico Constante de Equilíbrio (K) e grau de equilíbrio ( ) K i = Constante de Ionização K a para ionização de ácidos K b para ionização de bases Grau de ionização ( )

14 Equilíbrio Iônico K i Cálculos de K a e K b Calculados da mesma forma de Kc ou Kp Utilizam-se as concentrações de P e R Ex: HCl H + + Cl - K a = [H + ].[Cl - ] [HCl] Ex:Ca(OH) 2 Ca OH - K b = [Ca 2+ ].[OH - ] 2 [Ca(OH) 2 ]

15 Equilíbrio Iônico Analisando K i 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%

16 Equilíbrio Iônico K i 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

17 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

18 Equilíbrio Iônico Efeito do Íon Comum Ex: HCl H + + Cl - Adição de NaCl Aumento de Cl - no meio reacional Equilíbrio Desloca Diminui Ionização

19 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 - H 2 O Retirada de H + da solução Deslocamento do equilíbrio para a direita

20 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

21 Equilíbrio Iônico Lei de Diluição de Otswald Relaciona com V(volume da solução) Quando 5% pode-se usar apenas K = [ ]. 2 sabendo-se que [ ] = n/v

22 Equilíbrio Iônico Lei de Diluição de Otswald Soluções muito diluídas Dificuldade de + e reconstituirem a molécula Reação favorecida para a direita, isto é, a ionização do eletrólito. Ex: CH 3 COOH H + + CH 3 COO -

23 ph e poh

24 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

25 ph e poh K w e o valor de ph e poh Sendo K w =[H + ].[OH - ] = 1, Extraindo o log dos termos teremos log[h + ].log[oh - ] = -14 Sabendo que: log (a.b) = loga + logb log[h + ]+ log[oh - ] = log[h + ]- log[oh - ] =14 ou ph+poh = 14

26 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:?

27 ph e poh

28 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.

29 ph e poh Indicadores Ácido-Base (In) Tipo do Indicador Faixa de Viragem Indicadores mais utilizados

30 ph e poh Indicadores Ácido-Base (In) Tipo do Indicador Faixa de Viragem Indicadores Universais Papel Tornassol

31 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)

32 Curvas de Titulação ph-metro Medem a diferença de potencial elétrico existente e que possuem uma escala já graduada em valores de ph.

33 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.

34 Curvas de Titulação Ácido Forte + Base Forte

35 Curvas de Titulação Ácido Forte + Base Fraca

36 Curvas de Titulação Ácido Fraco + Base Forte

37 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 Δ 2 ph/δv 2 versus V e o ponto final é onde a derivada é igual a zero.

38 Curvas de Titulação Método da Primeira e Segunda Derivada ph/v NaOH ΔpH/ΔV Δ 2 ph/δv 2

39 Termodinâmica e o Equilíbrio Equilíbrio Estado de energia mínima onde G = 0 Reações caminham sempre no sentido de minimizar a energia da reação.

40 Termodinâmica e o Equilíbrio Para uma reação com G o < 0, a constante de equilíbrio deverá ser maior do que 1, e o equilíbrio favorece os produtos.

41 Termodinâmica e o Equilíbrio Para uma reação com G o >0, a constante de equilíbrio deverá ser menor do que 1, e o equilíbrio favorece os reagentes.

42 Termodinâmica e o Equilíbrio Síntese da Haber Bosch Fora do Equílibrio Sentido dos Produtos G 0 (T e P constantes) Fixação de Nitrogênio Atmosfera

43 Termodinâmica e o Equilíbrio N 2 (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

44 Termodinâmica e o Equilíbrio Gm (Energia Livre Molar) Para substâncias Puras Gm = Gm0 + RT. lna a= 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

45 Termodinâmica e o Equilíbrio Cálculo de G em qualquer [R] e [P] n coeficiente estequiométrico Sendo a equação: Temos:

46 Termodinâmica e o Equilíbrio Utilizando G 0 Unimos os termos em função de G 0 Pressões Parciais Agrupamos as Pressões Primeiro utilizando slnx = lnx s e, em seguida, lnx-y = ln(x/y). Assim temos:

47 Termodinâmica e o Equilíbrio Substituindo na equação original: Sendo a expressão, chamada quociente de reação, temos então:

48 Termodinâmica e o Equilíbrio Sistema em Equilíbrio Pressões Parciais de Equilíbrio Constante de Equilíbrio (K) Sabendo-se que no equilíbrio G = 0, temos: ou