Equilíbrios químicos

1. Conceito
2. Constante de equilíbrio
3. Grau de equilíbrio

   	Equilíbrios gasosos homogêneos
   	Equilíbrios heterogêneos

4. Princípio de Le Chatelier

   	Equilíbrio e temperatura
   	Equilíbrio e pressão
   	Equilíbrio e concentração
   	Equilíbrio e catalisador

5. Constante de ionização de ácidos e bases
6. Lei da diluição de Ostwald
7. Produto iônico da água
8. Efeito do íon comum
9. Solução tampão
10. Equilíbrio da dissolução

    	Solubilidade de um sólido em um líquido
    	Solubilidade de um gás em um líquido

Conceito

Equilíbrio químico é uma reação reversível na qual a velocidade da reação direta é igual à da reação inversa e, conseqüentemente, as concentrações de todas as substâncias participantes permanecem constantes.

Constante de equilíbrio

aA + bB	® ¬	cC + dD	Kc = [C]c [D]d ———— [A]a [B]b

K_c não varia com a concentração nem com a pressão, mas varia com a temperatura.

Quanto maior o K_c, maiores são as concentrações dos produtos em relação às dos reagentes, no equilíbrio.

Quanto menor o K_c, menores são as concentrações dos produtos em relação às dos reagentes, no equilíbrio.

Grau de equilíbrio

Grau de equilíbrio = __quantidade consumida do reagente__ quantidade inicial do mesmo reagente

O grau de equilíbrio varia com a temperatura e com a concentração e, se o equilíbrio tiver participante gasoso, varia também com a pressão.

Equilíbrios gasosos homogêneos

aA(g) + bB(g)	® ¬	cC(g) + dD(g)	Kp = (pC)c (pD)d ————— (pA)a (pB)b

K_p = K_c (RT)^DnDn = (c + d) - (a + b) Equilíbrios heterogêneos
Os participantes sólidos não entram na expressão do K_c nem do K_p (se houver).

Princípio de Le Chatelier

(ação e reação)

Quando se exerce uma ação sobre um sistema em equilíbrio, ele desloca-se no sentido que produz uma minimização da ação exercida.

	Equilíbrio e temperatura Um aumento da temperatura desloca o equilíbrio para a reação endotérmica. Uma diminuição da temperatura desloca o equilíbrio para a reação exotérmica (lei de van't Hoff).
	Equilíbrio e pressão Um aumento da pressão desloca o equilíbrio para a reação que ocorre com contração de volume. Uma diminuição da pressão desloca o equilíbrio para a reação que ocorre com expansão de volume.
	Equilíbrio e concentração Um aumento da concentração de um participante desloca o equilíbrio no sentido da reação em que este participante é consumido. Uma diminuição da concentração de um participante desloca o equilíbrio no sentido da reação em que este participante é formado .
	Equilíbrio e catalisador O catalisador não desloca equilíbrio, apenas diminui o tempo necessário para atingi-lo.

Constante de ionização de ácidos e bases

CH3-COOH	® ¬	CH3-COO- + H+

Ka = [CH3-COO-] [H+] ———————— [CH3-COOH]
	NH3 + H2O	® ¬	NH4+ + OH-
Kb = [NH4+] [OH-] —————— [NH3]
|H2O| não entra na expressão de constantes de equilíbrio em solução aquosa.

Cada etapa da ionização tem sua constante, representada por K₁, K₂, K₃, ..., sendo K₁ > > K₂ > > K₃ > > ...

No caso dos poliácidos, a [H⁺] pode ser considerada como proveniente só da primeira etapa da ionização (K₁).

Lei da diluição de Ostwald

K = a2 ——— 1 - a . |eletrólito|inicial

Para eletrólito fraco ® (1 - a ) = 1.

Portanto:

K = a² .|eletrólito|_inicial

O grau de ionização de um eletrólito aumenta com a diluição ou com a diminuição da concentração em mol/L de eletrólito.

Diluindo um ácido fraco, aumenta o a mas diminui a [H⁺].

Diluindo uma base fraca, aumenta o a mas diminui a [OH^-].

Produto iônico da água

K_w = [H⁺] [OH^-] = 10^-14 (25°C)

pH = -log [H+]	\	pH = n Þ [H+] = 10-n mol/L
pOH = -log [OH-]	\	pOH = n Þ [OH-] = 10-n mol/L

pH + pOH = 14 (25°C)

	Água pura a 25°C: [H+] = [OH-] = 10-7 mol/L \ pH = 7 e pOH = 7
	Solução ácida: [H+] > 10-7 e [OH-] < 10-7 \ pH < 7 e pOH > 7 (25°C)
	Solução básica: [OH-] > 10-7 e [H+] < 10-7 \ pOH < 7 e pH > 7 (25°C)

Quanto menor o pH, mais ácida e menos básica é a solução.
Quanto maior o pH, menos ácida e mais básica é a solução.

Efeito do íon comum

Quando adicionado a um ácido (HA), um sal com o mesmo ânion (A^-) produz:

	diminuição do grau de ionização de HA ou enfraquecimento de HA;
	diminuição da [H+], portanto aumento do pH da solução. O íon comum não altera a constante de ionização do ácido.

Quando adicionado a uma base (BOH), um sal com o mesmo cátion (B⁺) produz:

	diminuição do grau de ionização de BOH ou enfraquecimento de BOH;
	diminuição da [OH-], portanto diminuição do pH da solução. O íon comum não altera a constante de ionização da base.

Solução tampão

Uma solução tampão mantém o pH aproximadamente constante quando a ela são adicionados íons H⁺ ou íons OH^-.

As soluções tampão têm grande importância biológica.
Exemplos: HCO₃^-/H₂CO₃ e HPO₄^2-/H₂PO₄^-, responsáveis pela manutenção do pH do sangue.

Sais de ácidos fracos e bases fortes (como o NaCN) em solução aquosa dão hidrólise do ânion. A solução aquosa é básica:

A- + H2O	® ¬	HA + OH-

Sais de ácidos fortes e bases fracas (como o NH4Cl) em solução aquosa dão hidrólise do cátion. A solução aquosa é ácida:

B+ + H2O	® ¬	BOH + H+

	Sais de ácidos fracos e bases fracas (como o CH3-COONH4) em solução aquosa dão hidrólise do ânion e do cátion. A solução aquosa será ácida se o Ka for maior que o Kb; caso contrário, será básica.
	Ânions de ácidos fortes e cátions de bases fortes não dão hidrólise. Portanto os sais de ácidos fortes e bases fortes (como o NaCl) não dão hidrólise e a solução aquosa é neutra.

Equilíbrio da dissolução

K_ps de (Aⁿ⁺) _x (B^m-) _y = [Aⁿ⁺] ^x · [B^m-] ^y na solução saturada.
A solubilidade de um composto iônico em água pode ser diminuída pelo efeito do íon comum. Assim, o AgCl é menos solúvel numa solução que já contém íons Cl^- do que em água pura. Quanto maior for a concentração do íon comum, maior será a diminuição da solubilidade.
Para que um composto iônico precipite de sua solução, é preciso que seja ultrapassado o valor do seu K_ps. Quando esse valor for atingido, a solução estará saturada.
Sendo M (mol/L) a solubilidade de um composto iônico:

	Kps = M2 para compostos do tipo (An+)1 (Bn-)1. Exemplos: AgCl, BaSO4
	Kps = 4M3 para compostos do tipo (A2+)1 (B-)2 ou (A+)2 (B2-)1. Exemplos: Mg(OH)2, Ag2S
	Kps = 27M4 para compostos do tipo (A+)3 (B3-) ou (A3+)(B-)3. Exemplos: Ag3PO4, Al(OH)3
	Kps = 108M5 para compostos do tipo (A2+)3 (B3-)2 ou (A3+)2 (B2-)3. Exemplos: (Ca2+)3 (PO43-)2, (Fe3+)2 (S2-)3

Solubilidade de um sólido em um líquido

	aumenta quando DHsol > 0
	diminui quando DHsol < 0

A solubilidade aumenta com a temperatura, e DH_sol > 0, quando o corpo de chão não é do soluto anidro, mas de um de seus hidratos, formados quando ele é dissolvido na água.
Pontos de inflexão nas curvas de solubilidade indicam a formação de sais hidratados.
A pressão não influi na solubilidade de sólidos em líquidos.

Solubilidade de um gás em um líquido

	diminui com o aumento da temperatura.
	é diretamente proporcional à pressão (lei de Henry).

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Este site foi atualizado em 01/01/11

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