Equilíbrio Químico

As condições para que a reação esteja em equilíbrio é que as velocidades de reação sejam iguais, ou seja, V1 = V2, quando as concentrações de produtos e reagentes ficam constantes.

Dada à reação:

aA + bB <–> cC + dD

V1 = K1 . [A]a . [B]b

V2 = K2 . [C]c . [D]d

Equilíbrio: V1 = V2

K1 . [A]a . [B]b = K2 . [C]c . [D]d

K1/K2 = [C]c . [D]d / [A]a . [B]b

Kc = [Produto] / [Reagente]

Kc é a constante de equilíbrio em termos de concentração. Nos mostra a porção de produtos formados em relação a quantidade de reagentes que reagiram.

Constante de Equilíbrio em termos de Pressão Parcial (Kp)

Da mesma forma do Kc temos:

Kp = P produtos / P reagentes

Observe que essa equação é válida apenas para gases.

Ex: 1N2(g) + 3H2(g) <–> 2NH3(g)

Kp = P2 NH3 / P N2 . P3 H2

É importante lembrar que os líquidos e sólidos puros não participam das expressões de Kc e Kp.

Ex:

- Cgraf + O2(g) <–> CO2(g)

Kc = [CO2] / [O2]

- CaCO3(s) <–> CaO(s) + CO2

Kc = [CO2]

Equilíbrio iônico é o estudo dos equilíbrios químicos envolvendo soluções aquosas de ácidos fracos e bases, que apresentam partículas iônicas e moléculas não ionica.

Ácidos (Ka)

HA <–> H+ + A-

Ka = [H+] . [A-] / [HA-]

Ex: HCl <–> H+ + Cl-

Ka = [H+] . [Cl-] / [HCl-]

Bases (Kb)

BOH <–> B+ + OH-

Kb = [B+] . [OH-] / [BOH]

Ex: KOH <–> K+ + OH-

Kb = [K+] . [OH-] / [KOH]

Constante de Ionização

Para ácidos: Ka

Maior Ka = maior força ácida

Para Bases: Kb

Maior Kb = maior força básica

Grau de Ionização (α)

É a grandeza que indica a porcentagem do ácido que sofreu ionização na solução. Quanto maior o α, mais forte é o ácido ou a base.

α = número de moléculas ionizadas / número de moléculas inicial

Ex:

CH3COOH α = 5%

CH3COOH <–> H+ + CH3COOH-

De cada 100 moléculas de ácido, apenas 5 sofrem a ionização acima.

Mg(OH)2 α = 20%

Mg(OH)2 à Mg+2 + 2OH-

De cada 100 moléculas de base, apenas 20 sofrem a dissociação acima.

Maior α = maior força

Auto-Ionização da H2O

H2O <–> H+ + OH-

Kc = [H+] . [OH-] / [H2O]

Kc . [H2O] = [H+] . [OH-], Kc . [H2O] = Kw

Kw = [H+] . [OH-]

Kw só depende da temperatura.

A 25°C Kw = 10-14 mol/L

H2O pura: Solução Neutra

[H+] . [OH-] = 10-14

[H+] = 10-7

[OH-] = 10-7

Solução Ácida

[H+] > [OH-]

[H+] > 10-7 mol/L

[OH-] < 10-7 mol/L

Solução Básica

[OH-] > [H+]

[OH-] > 10-7 mol/L

[H+] < 10-7 mol/L

pH: potencial hidrogeniônico

Indica a acidez de uma substância.

pH = -log [H+]

Solução neutra:

[H+] = 10-7

pH = -log 10-7

pH = 7

pOH: potencial hidroxiliônico

Indica a basicidade de uma substância.

pOH = -log [OH-]

Solução neutra:

[OH-] = 10-7

pOH = -log 10-7

pOH = 7

Note,

pH = 7 e pOH = 7, podemos ter uma conclusão de que, pH + pOH = 14

Solução Ácida

pH < 7 e pOH >7

Solução Básica

pH > 7 e pOH < 7