Equilíbrio

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<p>Equilíbrio químico estuda reações reversíveis, nas quais existem duas reações possíveis, uma direta (em que os reagentes transformam-se em produtos) e uma inversa (em que os produtos transformam-se em reagentes). Essas reações apresentam a mesma velocidade.</p><p>Toda reação química possui uma velocidade. No caso das reações reversíveis, a reação direta tem a sua, enquanto a indireta tem a dela. O processo só entrará em equilíbrio químico quando as duas velocidades tornarem-se absolutamente iguais.</p><p>O gráfico de equilíbrio químico apresenta sempre as mesmas variáveis: tempo, no eixo x, e concentração em mol/L, no eixo y. Qualquer curva descendente pertence a um reagente, e qualquer curva ascendente pertence a um produto.</p><p>Identificamos uma situação de equilíbrio quando as curvas presentes no gráfico tornam-se horizontais em relação ao eixo da concentração.</p><p>Situação de equilíbrio em um gráfico.</p><p>Princípio de Le Chatelier</p><p>De acordo com o princípio de Le Chatelier, existem três variáveis que podem perturbar um equilíbrio: temperatura, pressão e concentração. Sempre que um equilíbrio for perturbado, ele irá trabalhar de forma contrária à perturbação para criar uma nova situação de equilíbrio.</p><p>Concentração</p><p>Se a concentração de um participante diminui, o equilíbrio desloca-se para o lado dele.</p><p>Se a concentração de um participante aumenta, o equilíbrio desloca-se para o lado contrário.</p><p>Temperatura</p><p>Se a temperatura aumenta, o equilíbrio desloca-se no sentido endotérmico.</p><p>Se a temperatura diminui, o equilíbrio desloca-se no sentido exotérmico.</p><p>Obs.: desses fatores, a temperatura é o único fator que modifica a constante de equilíbrio (Kc).</p><p>Pressão</p><p>Se a pressão aumenta, o equilíbrio desloca-se no sentido que apresenta menor volume.</p><p>Se a pressão diminui, o equilíbrio desloca-se no sentido que apresenta maior volume.</p><p>Os equilíbrios iônicos mais comuns são os que ocorrem com os ácidos, as bases e os sais quando em presença da água, devido ao fenômeno da ionização ou dissociação iônica. Porém, o equilíbrio iônico só é caracterizado quando se refere a um eletrólito fraco, pois se considerarmos que 100% das moléculas, do ácido ou da base, se ionizam, o equilíbrio não é estabelecido, e a reação terá um só sentido.</p><p>Quando adicionamos moléculas de um ácido em água, ocorre o fenômeno da ionização. Se for um ácido fraco, como o HCN, ele irá se ionizar conforme a equação a seguir:</p><p>HCN(aq) ⟺ H+(aq) + CN−(aq)</p><p>A água provoca a ruptura das moléculas de HCN originando os íons H+ e CN−. Esta solução é um sistema em equilíbrio, pois, à medida que o processo de ionização acontece, dando origem aos íons, ocorre também a associação iônica, regenerando a molécula de HCN. As duas reações (ionização e associação) se processam simultaneamente e com velocidades iguais, caracterizando um equilíbrio iônico.</p><p>Para esta reação, temos a seguinte expressão da constante de equilíbrio:</p><p>Ki=[H+]⋅[CN−][HCN]</p><p>Utilizamos a constante Kipara compostos moleculares em geral, mas no caso de ácidos substituímos esta constante por Ka:</p><p>Ka=[H+]⋅[CN−][HCN]</p><p>Pelo valor do Ka podemos prever a força de uma ácido. Quanto mais alto for o valor de Ka, mais forte será o ácido, ou seja, maior é sua tendência em liberar o íon H+.</p><p>O efeito da formação de complexos</p><p>No caso das reações paralelas do cátion com espécies presentes no sistema que resulta na formação de complexos solúveis, haverá um aumento na solubilidade do precipitado, de acordo com o princípio de Le Chatelier. Quanto mais estáveis forem os complexos, mais provável será a dissolução dos precipitados. Por outro lado, quanto menor a solubilidade dos precipitados, mais difícil será conseguir um agente complexante apropriado para dissolvê-los. Dois tipos diferentes de reações envolvendo a formação de complexos a partir da dissolução de um precipitado são de importância na química analítica. b.1- Solubilização de um precipitado por formação de complexo solúvel a partir de um ligante diferente do agente precipitante Exemplo - Comparar a solubilidade de cloreto de prata, AgCl, em água e numa solução contendo amônia livre, NH3, na concentração 1 mol.</p><p>A solubilidade em solução amoniacal é cerca de 104 vezes maior que a solubilidade em água.</p><p>Solubilização de um precipitado por formação de complexo solúvel a partir de excesso de reagente precipitante</p><p>Apesar do efeito do íon comum, muitos precipitados são solúveis no excesso do reagente. Isto ocorre devido à reação entre o cátion do precipitado e o ânion do reagente precipitante levando à formação de complexos solúveis.</p><p>Inicialmente, a solubilidade do precipitado diminui pelo efeito do íon comum e à medida que a concentração do ânion precipitante aumenta, a solubilidade aumenta devido ao efeito da formação de complexos solúveis. Daí, é de grande valia o cálculo da concentração do ligante em que é mínima a solubilidade do precipitado. Pode-se então, saber se em uma determinada concentração do ligante teremos o sal pouco solúvel ou os seus íons em solução.</p><p>image2.png</p><p>image3.jpg</p><p>image.png</p><p>image4.jpg</p>