EQUILIBRIO QUIMICO

Equilíbrio químico

Um sistema em equilíbrio é identificado por algumas características importantes e obrigatórias.

·         Tanto a matéria quanto a energia não são introduzidas ou removidas do sistema.

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As propriedades macroscópicas do sistema não variam com o tempo; isso ocorre porque, microscopicamente, ocorrem as reações químicas simultâneas em ambos os sentidos e com a mesma rapidez.

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Para um sistema qualquer representado por A+B    C+D

Equilíbrio homogêneo e equilíbrio heterogêneo

Os equilíbrios químicos podem ter dados os reagentes e produtos da mesma fase, como é o caso da reação de obtenção de amônia a partir de nitrogênio e hidrogênio.

N₂(g)+3H₂(g)      ₂NH₃(g)

E são chamados de equilíbrio homogêneos.

Por outro lado, os equilíbrios heterogêneo, apresentam, reagentes e produtos em fases diferentes.

Nos equilíbrios heterogêneos, reagentes e produtos nos estados solido e líquido não interferem na situação de equilíbrio quando suas quantidades variam, porque suas concentrações, em mol/L, equivalem as suas densidades e são sempre as mesmas.

Constantes de equilíbrio

As constantes de equilíbrio, representadas por K, são determinadas a partir de dados experimentais. Por conta da analise de uma grande quantidade de dados, chegou-se a uma expressão genérica para todos os equilíbrios.

Fatores que afetam o estado de equilíbrio

A concentração de oxigênio dissolvido (OD) em um copo – d’água qualquer é controlada por vários fatores, sendo um deles a solubilidade do oxigênio em água.

A solubilidade do OD na água, como para outras moléculas de gases apolares com interação intermolecular fraca com água, é pequena devido a característica polar da molécula de água. A presença do O₂ na água se deve, em parte, a dissolução do ar atmosférico (que contem oxigênio gasoso).

O₂(g)     O₂(aq)

·         Concentração – o equilíbrio é favorecido no sentido da formação dos produtos quando - se aumenta a concentração de CO₂(g), pois o oxido de cálcio e o carbonato de cálcio são sólidos.

·         Pressão – é importante considerar-se a pressão de um sistema em equilíbrio somente quando estão presentes substancia no estado gasoso. Praticamente não há favorecimento do equilíbrio em nenhum sentido quando – se altera a pressão de um equilíbrio envolvendo apenas sólidos e líquidos. Em pressões altas, os equilíbrios contendo gases, como:

CO₂ (g) + H₂O (l)       H₂CO₃ (aq)

·         Temperatura - para observar a influencia da temperatura nos equilíbrios, vamos considerar a equação termoquímica, que os representa. Por exemplo, no equilíbrio envolvendo a formação da amônia, um processo exotérmico.

N2(g)+3H2(g)      2NH3(g)+46KJ.

·         Catalisadores – os catalisadores são reagentes que aumentam as velocidades das reações químicas, porque modificam seus mecanismos e as energias de ativação (Ea). Por esse motivo, os catalisadores não alteram o rendimento, mas permitem que essa situação seja atingida mais rapidamente.

A força dos ácidos e das bases

·         Constante de dissociação (Ka).

É possível diferenciar um acido fraco de um acido forte por meio da condutibilidade elétrica de suas soluções aquosas, mas esse método não é eficiente para comprar a força de vários ácidos. A maior parte dos acido e das bases encontradas na natureza é fraca.

·         Constante de dissociação dos ácidos.

A constante de dissociação do acido indica a extensão de sua dissociação a uma determinada temperatura.

·         Constante de dissociação das bases.

Bases fortes como o hidróxido de sódio (NaOH), dissolvem-se em água com dissociação de praticamente 100% de seus aglomerados. as bases fracas apresentam um grau de dissociação baixo. Quando uma base fraca é colocada em água, os íons formados e as espécies químicas não dissociadas estabelecem um equilíbrio que pode ser representado por uma dupla seta.

Considere a dissociação da monobase fraca (B) quando dissolvida em água.

O produto iônico da água e o PH de soluções aquosas

Os matérias líquidos de higiene são usados para limpar e proteger a pele de microrganismo indesejáveis. Apesar de a pele possuir sua própria ação de limpeza por meio da continua renovação das células da epiderme, os sabonetes líquidos, por exemplo, são de grande valia na complementação do processo de higiene pessoal.

Equilíbrio iônico da água

A água apresenta um caráter anfátero, isto é, ela pode se comportar como acido (doados de prótons) ou como base (receptora de prótons). A transferência de prótons entre moléculas de água ocorre sempre, independentemente de ela esta ou não pura. Esse processo é chamado de autoionzação da água e foi proposto por  Friedrich Kohlrausch (1840-1910) ao observar que a água pura conduzia eletricidade, ainda que em pequena escala.

·         Determinação do PH

Os valores de [H⁺] e [OH^-] das soluções aquosas variam normalmente Mem uma extensa faixa de números com expoentes negativos.

·         O PH e o caráter acido ou básico o valor do PH esta intimamente ligado ao caráter acido ou neutro das soluções.

·         Soluções neutras ou água pura.

Em soluções neutra ou em água pura, a 25ºC, sabe-se que:

[H⁺]=[OH^-]=1,0x10^-7mol . L^-1

e

PH= -log 10^-7= -(-7)=7 e

POH= -log 10^-7= (-7)=7

Hidrolise de sais                            capitulo 13

Quando um sal se dissolve em água, seus íons se dissociam por moléculas de água fenômeno chamado de solvatação.

Dissolução de sal derivado de acido forte e base forte: solução natural.

Uma solução aquosa de NaCl contem a mesma quantidade de íons Cl^- em mol que também equivale a quantidade de material dissolvido de NaCl nessa solução,  a solução apresenta PH≌7

Dissolução do cloreto de sódio na água

H2O(l)

 

NaCl(s)          Na⁺(aq)+ Cl^- (aq)

Uma explicação para o fato de o PH da solução de NaCl ser praticamente igual ao da água é a seguinte: os íons Na⁺ e OH^- praticamente não se associam NaOH é a base forte, os íons H⁺ e Cl^- praticamente não se associam, porque HCl é acido forte la≌100% e solúvel.

Hidrolese de cátion derivado de base fraca.

A extensão da hidrolise de um cátion depende da força da base formada, isso porque quando mais fraca for à base menos ela se dissocia e, portanto é mais favorecida da reação direta quando corresponde à reação inversa do equilíbrio de hidrolise.

Veja como o exemplo o equilíbrio a seguir:

NH⁺₄(aq)+H₂O(l)       NH₃ . H₂O(aq)+H⁺(aq)

NH+4

Kc= [H⁺].[NH₃.H₂O]

Hidrolise de ânion derivado de acido fraco

De forma análoga, a extensão da hidrolise de um ânion depende da força do acido formado.

Um exemplo é o da hidrolise do ânion assentado.

CH₃ COO^- (aq)+(l)       CH₃ COOH(oq)+OH^-(aq)

CH3 COO-

Kc= (CH₃ COOH) . OH^-

Equilíbrios sem sistemas heterogêneos

Equilíbrios heterogêneos

Equilíbrios homogêneos evolvem reagentes e produto que se mistura uniformemente formando uma única fase. É o que ocorre em sistemas gasosos e também nos equilíbrios em todos os participantes do equilíbrio estudados ate aqui.

Observe, como exemplo, a analise da decomposição do bicarbonato de sódio, NAHCO₃(s), em um sistema fechado.

2NaHCO₃(s)      Na₂CO₃(s)+H₂O(g)+CO₂(g)

Nesse equilíbrio heterogêneo coexistem duas fases uma solida constituído de carbonato de bicarbonato, e outra gasoso formado pelo vapor de água e dióxido para essa reação e a seguinte:

[Na₂CO₃(s). [H₂O(g)] . [CO₂(g)]

[NAHCO₃(S)]²

Efeito da adição ou remoção de reagente ou produto.

A ureia CO(NH2)2 substancia sintetizado a partir do amônio e do gás carbônico, atualmente é a principal fonte de nitrogênio para agricultura brasileira.

CO2(g)+2NH3(g)      NH4(NH4CO2)(S)     CO(NH2(S) +H2O(s).

Reacoes reversíveis
e o estado de equilibrio

Reaçoes reversíveis

Retomando o processo de formação das estalagmites, pode-se verificar que se trata de uma reação reversível, dependente da entrada e saída do CO2 (g) que se desinvolve na água da chuva.
Na natureza, ha muitos sistemas em equilibrio que se desestabilizados, podem acasionar sérios problemas ambientais. Por exemplo o equilibrio que envolve a dissolução do gás em água pode ser representado por:

           O22 (g)