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
Kc não varia com a concentração nem com a pressão, mas varia com a temperatura.
Quanto maior o Kc, maiores são as concentrações dos produtos em relação às dos reagentes, no equilíbrio.
Quanto menor o Kc, 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
Kp = Kc (RT)Dn
Dn = (c + d) - (a + b)
Equilíbrios heterogêneos - Os participantes sólidos não entram na expressão do Kc nem do Kp (se houver).
Princípio de Le Chatelier
(fuga ante a força)
Quando se exerce uma ação sobre um sistema em equilíbrio, ele desloca-se no sentido que produz uma minimização da ação exercida.
Equilíbrio e temperaturaUm 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 pressãoUm 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 concentraçãoUm 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 catalisadorO 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
· eletrólitoinicial
Para eletrólito fraco ® (1 - a ) = 1. Portanto: K = a 2eletrólitoinicial.
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
Kw = [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-] <> 7 (25°C)
Solução básica:[OH-] > 10-7 e [H+] <> 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 HPO42-/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.