Química: Equilíbrio Químico

Equilíbrio Químico

• Reação reversível: O produto AB pode ser transformado novamente em A e B, o que representa o sentido inverso da reação.

→Pode ocorrer tanto no sentido direto (de reagente para produtos) como nos sentido inverso (de produtos para reagentes).

→Só são possíveis se ocorrem em sistemas isolados, onde existe equilíbrio químico.

→A + B ⇌ AB

• Propriedades de equilíbrio químico:

→As velocidades das reações direta e inversa são iguais.

→As concentrações dos reagentes e produtos permanecem constantes.

→As propriedades macroscópicas (concentração, massa, densidade, cor, etc) não se alteram.

→Equilíbrio se mantém estável enquanto o sistema é isolado. Se houver perturbação do equilíbrio, o sistema se ajusta à nova situação, estabelecendo um novo equilíbrio.

→Os equilíbrios químicos podem envolver substâncias nos diversos estados físicos (sólido, líquido ou gasoso). Em um equilíbrio, pode existir 2 ou mais estados físicos.

• Representação Gráfica de Equilíbrio:

→Caso 1: Concentração dos reagentes torna-se menor que a concentração dos produtos.

→Caso 2: Concentração dos reagentes torna-se igual a concentração dos produtos.

→Caso 3: Concentração dos reagentes torna-se maior que a concentração dos produtos.

Constantes de Equilíbrio

• Kc = Constante de equilíbrio de concentração em quantidade de matéria (mol/L).

• Kp = Constante de equilíbrio das pressões parciais.

• Relação entre Kc e Kp:

- R = constante universal dos gases ideais.

- T = temperatura absoluta (em Kelvin)

- Δn = variação da quantidade de matéria entre produtos e reagentes, ou seja, a soma da quantidade (em mols) dos produtos menos a soma da quantidade (em mols) dos reagentes.

• Calculando Kc:

→O K entra em equilíbrio na reação a partir de t3.

Princípio de Le Chatelier

• Quando um sistema em equilíbrio é perturbado, reage com a finalidade de atenuar essa perturbação. Ao ser perturbado, ocorre o deslocamento desse equilíbrio, e o sistema é levado a uma nova condição de equilíbrio.

Fatores que deslocam o equilíbrio

• Concentração

→Quando há um aumento de concentração de uma das espécies químicas presentes no equilíbrio, este se desloca no sentido de consumir o que foi adicionado. Já quando há diminuição da concentração de uma das espécies químicas presentes no equilíbrio, este se desloca no sentido de formar o que foi retirado.

• Pressão

→Efeito da pressão sobre uma reação só pode ser considerado para substâncias gasosas. Isso ocorre porque a aplicação de uma maior ou menor pressão em um sistema exclusivamente líquido ou sólido não altera a concentração das espécies químicas envolvidas.

• Temperatura

→O aumento da temperatura implica um aumento na energia cinética das moléculas, que, por sua vez, aumenta o número de colisões efetivas, proporcionando maior rendimento reacional.

→Em um processo de equilíbrio, o aumento da temperatura produz aumento nas velocidades das reações direta e inversa, em virtude do aumento do número de colisões.

• Catalisador

→Catalisadores são espécies químicas que atuam em reações químicas diminuindo a energia de ativação e aumentando a sua velocidade.

→Agem na energia da ativação das reações direta e inversa. Portanto, eles diminuem a energia de ativação dos dois sentidos da reação.

→Não alteram o estado de equilíbrio, apenas a energia de ativação e a velocidade, ou seja, o equilíbrio é atingido mais rapidamente.

Lei da Diluição de Ostwald

• Quanto mais diluída for uma solução, maior será seu grau de ionização.

→ɑ = grau de ionização do ácido ou da base

→M = concentração do ácido ou da base em Mol/L.

pH e pOH

• No estado líquido e a 25ºC, a água pura tem concentração de H+ igual à concentração de OH-, por isso dizemos que ela é neutra.

• Se adicionarmos à água neutra uma substância de caráter ácido ou básico, o equilíbrio existente é alterado.

• Com base nessa alteração, foi desenvolvido a escala de acidez-basicidade, sendo criado os conceitos de pH (potencial hidrogeniônico) e pOH (potencial hidroxiliônico).

pH = - log[H+] pOH = - log[OH-]

Hidrólise Salina

• A hidrólise de um sal é a reação inversa da reação de neutralização, ou seja, a reação entre um sal e a água, produzindo ácido e base.

• A dissolução de um sal em água pode originar soluções com caráter ácido, básico ou neutro, dependendo do ácido e da base que o originaram.

• Casos de Hidrólise Salina:

→Sal de ácido forte e base forte: nesse caso, não haverá hidrólise e o meio permanece neutro.

→Sal de ácido fraco e base forte: ocorre, em meio aquoso, a hidrólise apenas do ânion e o pH da solução será maior que 7 (base).

→Sal de ácido forte e base fraca: ocorre, em meio aquoso, a hidrólise apenas do cátion e a solução resultante será ácida.

→Sal de ácido fraco e base fraca: ocorre a hidrólise do ânion e do cátion.

Fonte: CERICATO, Lauri. et al. Revisão Anual de Química - Módulo 3. São Paulo, SP: Editora FTD, 2018.

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