ENEM - EQUILÍBRIO QUÍMICO

EQUILÍBRIO QUÍMICO

A maior parte das reações químicas terminam quando termina a quantidade de regentes. Alguns processos não se completam. O fato disto ocorrer pode ser explicado pela reversibilidade da reação. Após formar os produtos, estes produtos voltam a formar os reagentes originais. Se certas modificações não forem modificadas, essas reações não chegarão ao final. Elas tendem a atingir o equilíbrio químico.

O equilíbrio químico é representado por setas inversas: ↔

REAÇÕES REVERSÍVEIS

Seja a reação genérica:

Onde:

V1 e V2 são as velocidades

No momento do equilíbrio, as concentrações [A], [B], [C], [D] são constantes, mas não necessariamente iguais.

Reação Reversível = É aquela que ocorre simultaneamente nos dois sentidos. Ao mesmo tempo, os reagentes se transformam em produtos e os produtos se transformam em reagentes.

No gráfico abaixo, os regentes são representados por B e os produtos por A.

Fonte: http://curriculodequimica.blogspot.com/2009_05_01_archive.html

Fonte: cesarmauriciosantos-fisqui.blogspot.com/2008

No início da reação, há uma grande quantidade de reagentes. À medida que o tempo vai passando, essa quantidade vai diminuindo e a velocidade também. Enquanto isso, no início da reação, não há produtos, a quantidade é zero. Ao decorrer da reação, os produtos vão sendo formados e a velocidade inicial é zero e vai aumentando até igualar com a velocidade dos reagentes. Neste momento, as velocidades permanecerão iguais e constantes. As concentrações também serão constantes. Quando as velocidades dos produtos e dos reagentes chegam neste ponto, dizemos que a reação está em equilíbrio.

Classificação do Equilíbrio

Pode-se classificar os equilíbrios em função das fases das substâncias envolvidas na reação química.

Equilíbrio Homogêneo

É aquele onde todas as substâncias estão na mesma fase (estado físico). Geralmente, ocorrem em sistemas gasosos e aquosos.

Exemplos:

Equilíbrio Heterogêneo

É aquele onde as substâncias estão em fases diferentes. Geralmente, envolvem substâncias sólidas e líquidas.

Exemplos:

CONSTANTE DE EQUILÍBRIO ( Kc )

Observe a seguinte reação química,
Sendo a reação direta 1 e a reação inversa 2.

De acordo com a lei cinética ou lei da velocidade:

No instante do equilíbrio:

Isolando K :

A divisão de duas constantes, em matemática origina uma terceira constante:

KC = constante de equilíbrio em função das concentrações

Então:

Conhecendo-se o valor das concentrações das substâncias no momento do equilíquio, pode-se calcular a constante KC. A constante de equilíbrio não possui unidade, é adimensional.
A constante de equilíbrio KC é dada pela razão (divisão) das concentrações dos produtos pela concentração dos reagentes da reação direta, elevados a expoentes iguais aos seus coeficientes estequiométricos da reação química.

Esta fórmula representa a Lei da ação das massas ou a Lei de Guldberg-Waage.

Propriedades das Constantes

É possível, a partir das constantes de equilíbrio da reação direta, obter a constante de equilíbrio da reação inversa. Também podemos multiplicar as constantes.

Reação Inversa

Seja a reação química:

Exemplo:

A sua reação inversa será:

Adição de uma Reação

Se duas reações são adicionadas, o novo KC será o produto das constantes originais.

Multiplicação de uma Reação

Se duas reações são multiplicadas por um determinado número, a sua nova KC será elevada à este valor.

Veja o modelo:

Divisão de uma Reação

Se duas reações são divididas por um determinada número, a sua nova KC será a sua raíz.

Veja o modelo:

Reação com Substância Pura Líquida ou Sólida

As substâncias puras líquidas e sólidas possuem concentração constante, onde o valor está incorporado ao da constante KC. Por este motivo, nas expressões de constante de equilíbrio, não se coloca as suas concentrações no cálculo da KC.

Exemplo:

Constante de Equilíbrio em Função das Pressões Parciais(Kp )

Se uma determinada reação química apresentar substâncias no estado gasoso, a constante de equilíbrio pode ser dada em função das suas pressões parciais.
Exemplo:

Para o cálculo da pressão parcial, utiliza-se o conceito de fração molar (x).
Calcula-se a fração molar e em seguida, a pressão parcial do gás.

Exemplo:

3 mols de PCl5(g) são colocados em um recipiente, atingindo o seguinte equilíbrio:

No momento do equilíbrio, 60% do reagente sofre dissociação. Sabendo que a pressão total do sistema é 4,8atm, calcule o valor de KP:

1°) calcular a quantidade de mols, sendo 60%:

2°) montar a tabela do equilíbrio químico:

	PCl5	PCl3	Cl2
início	3	-	-
reagiu/formou	1,8	1,8	1,8
equilíbrio	3 -1,8=1,2	1,8	1,8

3°) calcular as frações molares:

nT = número total de mols

4°) calcular a pressão parcial dos gases:

O somatório das pressões parciais deve ser igual à pressão total:

Ou seja:

5°) calcular a KP :

DESLOCAMENTO DE EQUILÍBRIO QUÍMICO

Para que um sistema esteja em equilíbrio químico, a velocidade da reação direta deve ser igual a velocidade da reação inversa. As condições que envolvem estas reação não devem ser modificiadas. Caso isso ocorra, haverá uma alteração no equilíbrio. Estas modificações podem ser:
- concentração de reagentes e produtos
- pressão
- temperatura
- presença de catalisador

Estas modificações podem beneficiar a reação em um dos sentidos (direto ou inverso). Chamamos estas perturbações de deslocamento do equilíbrio.

Deslocamento do Equilíbrio – É toda e qualquer alteração da velocidade da reação direta ou da reação inversa, causando modificações nas concentrações das substâncias e levando o sistema a um novo estado de equilíbrio químico.

Quando a velocidade da reação direta aumenta é porque o equilíbrio está se deslocando para a direita.
Quando a velocidade da reação inversa aumenta é porque o equilíbrio está se deslocando para a esquerda.

Princípio de Le Chatelier

O estudo dos deslocamentos de equilíbrio foi desenvolvido pelo químico francês Le Chatelier.

É possível prever o que acontece com a reação, de acordo com a alteração que é feita.
Enunciado de Le Chatelier:

“Quando um fator externo age sobre um sistema em equilíbrio, este se desloca, procurando minimizar a ação do fator aplicado.”

Influência da Concentração

Um aumento em qualquer das concentrações resulta em um deslocamento de equilíbrio para o outro lado.
A retirada de alguma substância provoca o deslocamento para o seu lado.
Durante as modificações, os valores de todas as concentrações são alteradas, porém o valor de KC mantém-se o mesmo.

Sendo:

Se aumenta a concentração de reagente, a reação precisa produzir mais quantidade de produto, por isso desloca-se para a direita.
Se diminui a concentração de reagente, a reação precisa produzir mais quantidade do próprio reagente, por isso desloca-se para a esquerda.
Se aumenta a concentração de produto, a reação precisa produzir mais quantidade de reagente, por isso desloca-se para a esquerda.
Se diminui a concentração de produto, a reação precisa produzir mais quantidade do próprio produto, por isso desloca-se para a direita.

Influência da Pressão

A pressão de um gás está associada ao volume deste gás.
O aumento da pressão beneficia a reação com menor volume e a diminuição da pressão beneficia a reação com maior volume.

Aumento do volume do gás = EXPANSÃO
Diminuição do volume do gás = CONTRAÇÃO

Seja a reação química:

O volume ocupado por regentes e produtos, obedece à proporção estequiométrica. Neste caso, o produto possui menor volume. Com um aumento da pressão, o equilíbrio será deslocado para o sentido dos produtos, sentido direito, porque tem menor volume.

Aumento da pressão = EQ para lado com menor volume
Diminuição da pressão = EQ para lado com maior volume

Para estas alterações, não há modificação no valor da KC.

Influência na Temperatura

É a única alteração que pode modificar o valor da KC.

O aumento da temperatura beneficia a reação endotérmica.
A diminuição da temperatura beneficia a reação exotérmica.

Influência da Presença de Catalisador

A presença de um catalisador (substância química que acelera a reação química) não altera o valor da KC. O catalisador promove a diminuição do momento do equilíbrio. Altera tanto na reação direta como na reação inversa.

Resumo de Deslocamento de Equilíbrio Químico

Perturbação Externa	Deslocamento do Equilíbrio	Alteração de Kc ou Kp
Adição de um participante	No sentido oposto ao do participante	Não
Retirada de um participante	No sentido do participante	Não
Aumento da pressão total	No sentido do menor volume	Não
Diminuição da pressão total	No sentido do maior volume	Não
Aumento da temperatura	No sentido endotérmico	Sim
Diminuição de temperatura	No sentido exotérmico	Sim
Presença de catalisador	Não	Não

Equilíbrio Químico – 2

Constante de Acidez (Ka) e Constante de Basicidade (Kb)

Quando um ácido entra em contato com água dizemos que ocorreu uma ionização. Para as bases, utilizamos o termo dissociação. Veja o que acontece quando ácido clorídrico é adicionado em água:

A sua constante de equilíbrio é dada por:

Observe que a substância líquida água não deve participar da constante de equilíbrio porque a sua concentração é constante. Então se a concentração de água for multiplicada por KC, teremos o aparecimento de uma nova constante, a constante de acidez, Ka.

A constante de acidez indica a força do ácido. Quanto menor o valor do Ka, mais fraco é o ácido. Menos ionizado é este ácido. Utiliza-se esta constante para os ácidos fracos. Ácidos fortes não tem Ka , já que dissociam completamente e não apresentam equilíbrio (reação direta e inversa).

A constante de acidez está ligada ao grau de ionização de um ácido.

Quanto maior o Ka , maior é o grau de ionização, portanto, ácido forte.
Quanto menor o Ka , menor o grau de ionização, portanto, ácido fraco.

Observe a tabela de ácidos com diferentes valores de Ka e sua força ácida:

ÁCIDOS	Ka (25°C)	FORÇA ÁCIDA
HClO4	10+10	Muito Forte
HCl	10+7	Muito Forte
H2SO4	10+3	Forte
H2SO3	1,5.10-2	Forte
H3PO4	7,6.10-3	Fraco
HNO2	4,3.10-4	Fraco
HF	3,5.10-4	Fraco
CH3COOH	1,8.10-5	Fraco
H2CO3	4,3.10-7	Fraco
H2S	1,3.10-7	Fraco
HCN	4,9.10-10	Muito Fraco

Podemos utilizar, também para demonstrar o valor da constante de acidez, a constante de ionização, Ki.

A constante de basicidade é dada por Kb, e indica a força da base e o seu grau de dissociação. É semelhente ao Ka, porém agora, refere-se às bases.

EFEITO DO ÍON COMUM

Em um equilíbrio de íons, a adição de espécies químicas pode contemplar íons que já existam no sistema ou não. Se o íon adicionado já existe no equilíbrio (íon comum), seu comportamento será como na adição de qualquer substância que já existe na reação. Se for adicionada alguma espécie que não possui no sistema e ela reagir com alguma presente no equilíbrio, devemos estudar o efeito da diminuição da concentração desta segunda substância. Se a substância adicionada não reagir no equilíbrio, seu acréscimo não modificará o sistema.

Veja o exemplo a seguir:

De acordo com o lado que o equilíbrio se desloca, a solução troca de cor.

Veja o que pode acontecer se for adicionado a esta reação:

- adição de HCl(aq) – o ácido HCl se ioniza formando o íon cátion H+(aq). Provoca, portanto o aumento da concentração deste íon no sistema. Desloca o equilíbrio para a direita, até consumir o exceso adicionado. O íon H+(aq) é o íon comum ao sistema.

- adição de NaOH – a base NaOH se dissocia formando o íon ânion OH-(aq) que reage com o cátion H+(aq), provocando a formação de água e diminuindo a concentração de H+(aq). Desloca o equilíbrio para a esquerda para repor a quantidade removida deste íon. O íon OH-(aq) é o íon não-comum ao equilíbrio.

EQUILÍBRIO IÔNICO DA ÁGUA (KW)

A água pura se ioniza muito fracamente da seguinte forma:

A constante de equilíbrio KC é dada pela expressão:

Como a água está no estado líquido, a sua concentração mantém-se constante então não participa da fórmula e podemos mulitiplicá-la pelo KC obtendo uma nova constante. Neste caso, a KW, ou seja, o produto iônico da água.

O KW é a constante de equilíbrio iônico da água. A letra w vem da palavra inglesa water que significa água.
Esta constante depende da temperatura. A 25°C a constante de equilíbrio iônico da água vale:

A unidade é adimensional, assim como as demais constantes de equilíbrio.

Veja algumas constantes para temperaturas diferentes:

TEMPERATURA (°C)	KW
0	0,11.10-14
40	3,0.10-14
100	51,3.10-14

Tipos de Soluções Aquosas

As soluções aquosas das substâncias quimicas podem ser classificadas em três tipos:
- solução ácida
- solução básica
- solução neutra

Solução Ácida

É a solução que contém a concentração do íon H+ maior do que a concentração do íon OH-.

Solução Básica

É a solução que contém a concentração do íon OH- maior do que a concentração do íon H+.

Solução Neutra

É a solução que contém a concentração do íon OH- igual à concentração do íon H+.

PRODUTO HIDROGENIÔNICO (pH)

Sendo KW = [H+] . [OH-] e KW =1.10-14, calcule o valor da concentração de íons H+ e de íons OH-:

Então se 1.10-7 é a solução neutra. Se houver maior quantidade de íons H+, a solução será ácida. Se houver maior quantidade de íons OH-, a solução será básica. Os químicos inventaram uma maneira mais simplificada para expressar esse valores. Foi utilizado o conceito de pH para calcular a quantidade de íons nestas soluções aquosas.
pH é o produto hidrogeniônico da água e é uma escala criada para medir a acidez de soluções aquosas.
pOH mede a quantidade de íon OH- nas soluções aquosas.

Veja a escala feita com os valores calculados anteriormente:

CONCENTRAÇÃO (mol/L)
1.10-14
1.10-7
1.10-1

TIPO DE SOLUÇÃO
Básica
Neutra
Ácida

pH
14
7
1

A faixa de pH varia de 0 a 14. O logaritmo é uma função utilizada para reduzir a escala.
De acordo com cada pH, há um tipo de solução:

0 1 2 3 4 5 6	7	8 9 10 11 12 13 14
Ácida	Neutra	Básica

A determinação do pH hoje em dia, é muito importante, como por exemplo, em piscinas, num aquário, no solo, em um rio, no nosso organismo, etc.
Pode determinar se uma solução é mais ácida ou mais básica.

Observe a tabela com diferentes valores de pH encontrados no nosso cotidiano:

SISTEMA	pH a 25°C
Água de bateria	1,0
Suco gástrico	1,6
Suco de limão	2,2-2,4
Vinagre	2,6-3,0
Suco de laranja	3,0-4,0
Vinho	3,5
Cerveja	4,0
Chuva ácida	4,0
Café	5,0
Saliva	6,5
Leite de vaca	6,7
Água pura	7
Água potável	7,2
Sangue e lágrima	7,4
Clara do ovo	8,0
Água do mar	8,0
Creme dental	9,9
Sabonete	10,0
Leite de magnésia	10,5
Alvejante	12,0
Soda cáustica “diabo-verde”	14,0

Resumindo:

Água Pura	pH = 7	pOH = 7
Solução ácida	pH < 7	pOH > 7
Solução básica	pH > 7	pOH < 7

Exemplo:

- Calcule o pH de uma solução 0,1mol/L de NaOH:

pH + 1 = 14
pH = 14-1
pH = 13

Observe que a mesma concentração da solução de NaOH é a mesma concentração de íons OH-.
Calcula-se primeiro o pOH e em seguida o pH.

- Calcule o pH de uma solução 0,002mol/L de HCl. Dado: log 2 = 0,3

A concentração da solução é igual a concentração de íons H+.

Como medir o pH na prática?

O aparelho utilizado para medir o pH é o peagâmetro.
São aparelhos que medem a condutividade elétrica da solução e possuem uma escala já graduada em valores de pH.
Coloca-se o eletrodo dentro da solução que deseja-se descobrir o pH e faz-se a leitura do peagâmetro.

Também é utilizado diversos indicadores ácido-base (substâncias orgânicas que mudam de cor em contato com substância ácida e básica), como a fenolftaleína, azul de bromotimol, alaranjado de metila.

Veja a coloração que os principais indicadores podem adquirir ao entrar em contato com um ácido ou uma base:

INDICADOR	ÁCIDO	BASE	NEUTRO
FENOLFTALEÍNA	INCOLOR	ROSA	INCOLOR
TORNASSOL	ROSA	AZUL	-

Fenolftaleína em meio básico

Geralmente, a viragem de pH destes indicadores ocorre em faixas de pH diferentes.

Utiliza-se muito também os indicadores universais, que são mistura de várias substâncias indicadoras. É uma escala com valores de pH e cores. A cor destes indicadores varia gradativamente, mostrado qual é o pH da solução. É muito utilizado em laboratórios químicos.

Outro indicador muito utilizado em laboratórios é o papel tornassol, que é um papel filtro impregnado com tornassol. É impróprio para indicar um valor exato de pH. Mostra apenas se a solução é ácida ou básica.
Se o papel fica vermelho, a solução é ácida. Se o papel fica azul, a solução é básica.