Gasoso- Já diminuição da pressão favorece a reação inversa, em que o sistema ocupa maior volume, e é identifique pela intensificação da cor castanha.

A formação de produto é aumentada quando há o produto o abaixamento da temperatura. Como a energia é um produto da reação, ela esta sendo retirada com o resfriamento, e o equilíbrio deve compreender esse efeito favorecimento a reação dos produtos. Como o processo é endotérmico, o aumento da temperatura favorece a formação dos produtos. Como o processo é endotérmico, o aumento da temperatura implica a compensação de consumo da energia fornecida, o que acontece quando se formam os produtos.

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

Equilíbrios em sistema aquosos

No organismo humano ocorrem inúmeras reações químicas, se processam em determinadas faixa de temperatura, PH e concentração de reagentes.

O suco gástrico, apresenta normalmente PH em torno de 2. O ácido fortemente deve a presença de ácido clorídrico (HCL), no estomago, é necessária para a ação da pepsina – enzima que atua a digestão torna-se mais acido do que o normal, causando azia e prejudica a digestão de proteínas.

O suco gástrico torna-se mais acido do que o normalcausando Ásia e prejudicando a digestão. É comum o uso de medicamentos para compensar essas alterações, como comprimidos efervescentes são compostos por ácido cítricos carbonato de sódio.

Uma das propriedades mais importantes da água é a sua capacidade de dissolver diversas substâncias para formar soluções aquosas.

Muitas das reações químicas que ocorrem em nosso organismo se dão em soluções em soluções aquosas, e várias delas em estreitas faixas de PH e temperatura. É na água que ácido se ionizam, bases se dissociam e sais se dissolvem ou hidrolisam em diferentes porcentagens.

A força dos ácidos e das bases

Uma receita popular recomendada enxaguar os cabelos com suco de limão depois de lavá-los. Será que a sabedoria popular teria algum fundamento?

A finalidade dos xampus é a de limpar os cabelos. A constante remoção da gordura natural presente nos fios a torná-los ásperos, opacos e difíceis de pentear. Se o xampu usado tiver um caráter alcalino esses efeitos serão intensificados, ocorrendo o ressecamento de fios com mais de uma ponta.

A fabricação de xampus envolve o uso de substancias alcalinas que podem danificar os cabelos.

O PH do cabelo lavado próximo ao natural que é entre 4 e 5 caráter ligeiramente ácido, a maior parte dos xampus contem aditivos e mantém o PH dentro da faixa adequada, a receita popular tem fundamento o suco de limão contem alguns acido  fracos, da mesma forma o vinagre contem ácidos e é fraco, qualquer produto de higiene pessoal não pode ser exatamente ácido ou básico.

Constante de dissociação (Ka).

Um ácido fraco de acido forte por condutibilidade elétrica de suas soluções aquosas.

Maior parte de ácido e duas bases encontradas na natureza é fraca. Como utilizar uma mediada quantitiva das forças dos ácidos e das bases, a constante de equilíbrio, ácidos fracos dissolvidos de ácido em água dissociam-se com equilíbrio reversível entre as espécies não dissociadas e os seus íons. A aplicação da Lei de Ação das Massas, esses equilíbrios permite avaliar a condição de equilíbrio permite avaliar a condição de equilíbrio a força dos ácidos.

O HCL apresenta um grau de dissociação próximo de 100% e é um acido forte que significa a totalidade de moléculas transformem-se em íonsH30+ e CL- quando dissolvidas em água. A equação de dissociação do acido é representada pela dupla-sete indicando as moléculas presentes são moléculas não dissociadas dos ácidos, cátions, hidrônio e ânions acetato, em equilíbrio dinâmico na solução aquosa. CH3COOH (aq) + H20(l)- H30 (aq) + CH3 COO- (aq).

Nesse sistema aquoso, moléculas de CH3COOH transformama- se em íons CH3 COO (acetato) e H30+ ( hidrogênio a rapidez desses dois processos se iguala determinada temperatura um equilíbrioquímico as concentrações das espécies presentes não variam mais, é possíveldeterminar a constante do equilíbrio (Ka) da dissociação do acido acético em solução aquosa.

Ka= [H3O] . [CH3C00-]

[ cH3COOH]

O valor de Kado ácido acético a 25C° é 1,8x10-5. Esse valor indica equilíbrio à concentração dos íons muito menor que a do acido não dissociado um acido fraco.

Acido forte o cloridos. HCL (aq), ou sulfúrico H25O4 (aq).

Constante de dissociação dos ácidos indica a extensão de sua dissociação em determinada temperatura.

Um monoácido fraco geneticamente representado por HÁ em solução aquosa é representada em seguinte forma: HA (aq) +1+20(l) → ← H30+(aq)+A-(aq) outra forma de representação é simplificada HA(aq)→ ←H+(aq)+ A(aq)

A constante de dissociação do acido (Ka) e expressar por Ka=Kc.[H2O].[A-] ou Ka=[H+]. [A-]

    [HA]___

Indica que quanto maior for o grau de dissociação, maior será a concentração será o valor Ka no equilíbrio e como conseqüência será o valor Ka e maior a força do acido constante de dissociação do ácido constante de dissociação de um acido (Ka) enolica a força do ácido a certa temperatura.

Constante de dissociação das bases, fortes constante o hidróxido de sódio (NaOH) desenvolvem-se em água em água com dissociação  das bases , com associação de 100% de seus aglomerados, as bases fracas apresentam um grau de dissociação baixo quando a fase fraca é colocada na água os íons formados e as espécies química não dissolvidos que ser representados por uma dupla-seta.

B(aq)+H 20(l) ←→BH + (aq)

A constante de dissociação da base (Ka) é expressar por:

Ka= Kc.[H2o]= [BH+].[OH-]

                             [B]

A concentração de água é bastante na solução diluída da base e o valor é constante na solução diluída a base e o valor e incorporados, valor da constante ao equilíbrio considerado (KB) a dissociação da base (KB) é uma medida da força de uma base.

Quanto maior for Kb, maior seria a base é a dissociação da amônia em água o valor experimental de Kb é 1,8x10-5 a 25°C

NH3(aq) +H20 (l) ← ← NH+4(aq) + OH5 (aq)

Kb=[NH+4].[OH-]= 1,8x10-5

     [NH3]

Calculo da concentração de com de um soluente a concentração do solvente e constante, indo pendentemente do volume e consideram a relação entre a quantidade de matéria e o volume ocupado por ela a densidade de água é 1,0g/ml a 4°C 1000g desse solvente devem ocupar o volume de 1 litro permite calcular a quantidade de matéria existente em 1litro de água.

1 mal________________18g

N___________________1000g

N=1000 – 55,6 molde H20

      28

Dessa forma uma solução aquosa apresentada concentração de água constanteequivalente a 55,6 mol1l.

A lei da diluição de Ostwald

As constantes de dissociação (Ka ou KA) constituem um excelente critério para comparar a força de acido e bases, pois dependem apenas a temperatura da solução.

A matéria do acido e da concentração inicial da solução:

N= 3g=0,05 mol C=0,05 mol=0,1 mol.l-1

60g. mol-1              0, 5L

Constante de equilíbrio ou da Lei da Diluição de Ostwald

Ka=[CH3 CO2].[H3). [H3O+] = x.x – 1,8x10-5

               [CH3 CO2 H]           0,1-x

Como o valor de Ka, é pequeno o acido esta pouco ionizado.

0,1-x=~0,1

X2= 1,8x10-5 x2=~1,8x10-6 x.1,34x10-3 moll-1 0,1mol-1-1

Portanto

[H30=4]. [0H1]

(4x10-3)x4x10-3)=16x10-6-1,6x10-3

Espécies presentes no equilíbrio são:

[HÁ]=C.(1-a) e [H]=[A-]=a.c

Substituindo esses valores na expressão da constante Ka temos

Ka =[H=].[A-]= a.c.a.c= Ka –a2.c

[HÁ]                 c.(1-a)            (1-a)

Equilíbrios em sistemas aquosos

A determinação precisa do PH pode ser feita por meio de um aparelho chamado de mediador de PH ou peagômetro. A leitura se mede em função da condutividade elétrica da solução pois um voltímetro  mede o PH eletroquimicamente. O aparelho é calibrado para converter os valores medidos em multivolts para escala usual de 0 a 14 de PH. O indicador ácido base é um acido fraco ou uma base fraca, como por exemplo, um acido fraco representado genericamente por HINd-, o qual em solução aquosa esta em equilíbrio com sua base conjugada – representada por INd^-.

Há varias substancias que atuam como indicadores.

Também é muito comum o uso do indicador universal – uma mistura de alguns indicadores normalmente secos em tiras de papel, as quais ao serem mergulhados na solução analisada.

O calculo do PH das soluções depende da concentração e da força do acido ou da base.

A adição de uma solução de acido forte á agua altera o equilíbrio iônico da agua, o aumento na [H2O+] pela adição de ácidos é acompanhada da diminuição a [OH-] por meio da reação destes com os íons H30+ adicionados.

Para determinar a concentração de íons H+ em solução de ácidos fracos, é necessário conhecer a concentração inicial do acido a grau de ionização (a) ou a constante de ionização (Ka) bem como considerar o equilíbrio entre o acido HA e sua base conjugada A-.

A determinação experimental da concentração de uma solução geralmente é feita por meio de um procedimento denominado titulação, a qual envolve á adição de uma solução de concentração desconhecida a titulado. Um volume do titulado é medida de forma precisa, com o uso de uma pepita volumétrica, e transferida para um frasco geralmente um erlenmeyer, juntamente com algumas gotas de um indicador ácido-base adequado.

 Um procedimento mais simples a ponto final da titulação é obtido com o auxilio de indicadores visuais conhecidos por indicadores ácido-base.

De uma forma ou de outra, substancias naturais que mudam de cor quando o meio se torna mais acido ou mais básico, podem servir como um indicador ácido-base. Solução acida são sempre naturalizadas com tiulantes básicos de concentração conhecida, um indicador ou um mediador de PH (Peagômetro) podem ser usados para acusar o momento exato em que o titulado foi totalmente naturalizado.

As medidas de PH em uma mesma região oceânica permanecem praticamente estáveis mesmo com a adição de quantidade significativa de ácidos e bases. Os vários sais dissolvidos nos oceanos contribuem para o caráter ligeiramente alcalino de suas aguas e por isso, o PH dela encontra-se normalmente entre 8,1 e 8,4. As aguas oceânicas são consideradas sistemas tampão, tem a propriedade de manter o PH em uma estreita faísca de valores. Quando um sal se dissolve em agua, seus íons se dissociam do reticulo cristalino, alguns desses íons são simplesmente cercados por moléculas de agua, fenômeno chamado de solvatação, há íons que além de serem rodeados por moléculas de agua, reagem com elas e esse processo é denominado hidrólise.

O carbonato de sódio (Na2 CO3) também conhecido pelo nome comercial barrilha é muito utilizado para produzir soluções de caráter alcalino. Uma solução aquosa de NaCl contem a mesma quantidade de íons Na+ e íons Cl-, em mol, que também equivale a quantidade de matéria dissolvida de NaCl nessa solução.

Dissolução do cloreto de sódio na agua.

NaCl H2O(l) Na(aq)+ Cl- (aq)

A maioria dos peixes de aquário vive em ambiente com PH compreendendo na faixa de 5,5 a 8,5. Algumas espécies preferem aguas acidas outras as alcalinas ou as neutras.

A dissociação do cloreto de amônio (Nh4cl) em agua, que implica a sua dissolução. Os íons NH+4 e OH- associam-se e formam NH3. H2O (base fraca e solúvel), mas os íons H+ e Cl- permanecem dissociados pelo fato de o HCl ser um acido forte (a^=~100%) a solução formada apresentada [H+], o que determina o seu caráter acido. A constante de hidrolise corresponde á constante de equilíbrio para as reações de hidrólise que podem envolver cátions ânions ou ambos.

A extensão da hidrolise de um cátion depende da força da base formada, isso por que quanto mais fraca a base menos ela se dissocia e, portanto é mais favorecida a reação direta do quando corresponde a reação inversa do equilíbrio de hidrolise. De forma analógica a extensão da hidrolise de um aníon depende da força do acido formado.

EQUILIBRIO QUIMICO

Os equilíbrios químicos são sistemas que regulam vários processos naturais , como, por exemplo, o de formação de estalactites, no texto das cavernas calcarias, e de estalagmites, no solo desses mesmos locais – processo que envolve bicarbonato de cálcio, gás carbônico, água e calcário.

Reações reversíveis e o estado de equilíbrio

N₂ (g)+3H₂ (g)         ZNH₃(g) àgases que formam um sistema em equilíbrio, em que a produção de amônia em escola industrial se dá pela manutenção desse sistema.

Sistema esse chamado Haber-Bosch, contida-se a pressão e a temperatura, de modo que a reação tenha 30% de rendimento em produtos. O processo Haber-Bosch revolucionou a produção de amônia.

Esse processo consiste em introduzir a misturas gasosas dos reagentes num reator. Muitas matérias-primas, como os minérios e o petróleo apresentam relevância – semelhante a da amônia.

O processo de formação das estalactites e estalagmites, pode-se verificar que se trata de uma reação reversível, dependente da entrada e da saída do CO₂ (g) que se dissolve na água da chuva:

CaCO₃ (s)+CO₂(g)+H₂O(l)    Ca²+HCO^-₃(aq)

Na natureza, há muitos sistemas em equilíbrio que, se desestabilizados, podem ocasionar sérios problemas ambientais. Por exemplo, o equilíbrio que envolve a dissolução do gás oxigênio em  água pode ser representado por:

O₂(g)        O₂(aq)

Equilíbrios homogêneos e equilíbrios heterogêneos

Os equilíbrios químicos podem ter todos os reagentes e produtos na mesma fase, como é o caso da reação de obtenção de amônio a partir de nitrogênio e hidrogênio:

N₂(g)+3H₂(g)     2NH₃(g)

E são chamados de equilíbrios homogêneos.

Por outro lado, os equilíbrios heterogêneos, como o que está equacionado a seguir, apresentam reagentes e produtos em fases diferentes.

NaHCO₃(s)    Na₂CO₃(s)+CO₂(g)+H₂O(g)

Constantes de equilíbrio

As constantes de equilíbrio são determinados 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:

K: [produtos]

   [reagentes]

Constantes de equilíbrios as constantes de equilíbrio determinadas com base nas concentrações, em mol/L, são representadas por Kc

Constantes de equilíbrio e pressões parciais (Kp)

Para os gases, também se pode escrever a expressão da lei do equilíbrio químico, K, em termos das pressões parciais.

Para expressar a lei do equilíbrio em termos das pressões parciais, basta que apenas uma das espécies do equilíbrio esteja no estado gasoso.

Calculo das constantes de equilíbrio

Os valores numéricos das constantes de equilíbrio são determinados considerando-se suas respectivas expressões, cada uma delas definida como: a multiplicação das concentrações dos produtos, em mol/L. dividida pela multiplicação das concentrações dos reagentes também em mol/L, com os respectivos coeficientes estequiométricos aplicados como expoentes das concentrações, no estado de equilíbrio, no sentido direto da equação.

Equilíbrio genérico:

AA+BB   cC+dD

Calculo da constante:

Kc= [C]^c . [D]^d

        [A]^a . [B]^b

Grau de Equilíbrio (d)

O grau de equilíbrio demonstra a relação entre a quantidade de matéria, em mol, consumida e a respectiva quantidade inicial de um determinado reagente.

Quando os equilíbrios representam reações de vários tipos, como de decomposição, precipitação, dissociação, entre outras, o grau de equilíbrio receberá os nomes dessas reações como grau de decomposição, grau de precipitação, etc.

Quociente de equilíbrio (Qc)

Quando uma reação está caminhando para o estado de equilíbrio, pode-se determinar o quociente de equilíbrio, Qc da mesma maneira que se expressa a constante de equilíbrio, porém, como o sistema ainda não chegou ao estado de equilíbrio, o valor de Qc é variável.

Qc = [Produto]

         [reagentes]

A importância de conhecer o valor de Qc se deve ao fato de ele indicar que a reação em estudo chegou ao estado de equilíbrio. Nesse caso, deve-se relacionar a constante de equilíbrio da reação ao seu quociente de equilíbrio.

Fatores que afetam o estado de equilíbrio

A concentração de oxigênio dissolvido (os) em um copo-d água qualquer é concentrada por vários fatores, sendo um deles a solubilidade do oxigênio em água.

Como a solubilidade dos gases em água diminui com a elevação da temperatura, a quantidade de oxigênio que se dissolve a 0ºC (14,2 mg . L^-1). [...]. Desse modo, águas de rios ou lagos aquecidos artificialmente como resultado de poluição térmica contem menos OD.

Nas condições naturais de um sistema aquático não poluído, o material mais habitualmente oxidado pelo oxigênio dissolvido na água é a matéria orgânica de origem biológica, como a procedente de plantas mortas e restos de animais. Esse processo de oxidação, chamado de degradação aeróbica, ocorre em águas ricas em oxigênio, ou seja, que possuem níveis de oxigênio próximo de 100% de saturação, e é medido por microorganismos aeróbicos.

Ao dissolvermos completamente um comprimido de antiácido efervescente   em água, forma-se um sistema em equilíbrio, envolvendo os componentes da formula desses medicamentos: bicarbonato de sódio, carbono de sódio, acido cítrico e acido acetilsalicílico.

Quando adicionamos a esse sistema um acido, observa-se a produção de mais bolhas de gás.

Interpretando esse resultado, podemos dizer que houve favorecimento do equilíbrio no sentido da formação do gás. Isso quer dizer que o equilíbrio formado após a dissolução do comprimido for perturbado. Observando as espécies indicadas na equação e aquelas que foram adicionadas, percebemos que houve uma neutralização, com a formação de água, o que consumiu os íons OH^- do sistema.

A resposta do equilíbrio foi no sentido de repor os íons OH^-  que reagiram com acido. Ao repôs esses íons, formou-se mais H₂CO₃ ( acido carbônico). Como sua concentração aumentou, houve maior decomposição e, consequentemente, se produziu mais CO₂ (gás carbônico).

Maior rendimento em produtos quando se inicia a reação com alta concentração de CO (g) ou de O₂ (g). Pelo principio de Le Ehâtelier, a perturbação deve ser compensada. Para isso, é necessário o consumo da espécie que está em maior concentração, o que é realizado quando se forma produtos.

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

É importante considerar-se a pressão de um sistema em equilíbrio somente quando estão presente substancias no estado gasoso. São favorecidas no sentido em que formam menor quantidade de moléculas gasosas. Nesse equilíbrio, o aumento da pressão faz com que o equilíbrio se desloque para a direita (sentido em que o sistema ocupa menor volume).

Nos sistemas homogêneos, o aumento da pressão faz com que o equilíbrio seja favorecido no sentido em que há o menor número de moléculas no estado.