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Prof: Msc. David Maikel Fernandes




                 Equilíbrio Químico
Conceito de Equilíbrio

• O Equilíbrio Químico é uma situação em que a
  proporção entre as quantidades de reagentes e
  produtos em uma reação química se mantêm
  constantes ao longo do tempo.

• No equilíbrio químico as reações opostas
  acontecem a velocidades iguais.
Equilíbrio Químico
                   A+B                 C+D


Princípios do Equilíbrio Químico

• REVERSIBILIDADE
  Reações que se desenvolvem ao mesmo tempo, em direções
  opostas. Ou seja, reagentes e produtos são consumidos e formados
  ao mesmo tempo.

• Sistema fechado e temperatura e pressão constantes
Reação DIRETA e reação INVERSA


                                  REAÇÃO DIRETA

        N2O4(g)                                         2 NO2(g)
                                 REAÇÃO INVERSA
velocidade


vd           No início da reação a velocidade direta é máxima


             Vd = Vi         Neste instante a reação atingiu o equilíbrio químico
                           com o passar do tempo



             No início da reação a velocidade inversa é nula
vi
                te                                                      tempo
V1 = V2
• No equilíbrio químico ...




                     1
      aA + bB                cC + dD
                     2
                                          K1 = [ C ]c. [ D ]d = kc
                V1 = V2                   K2    [ A ]a. [ B ] b

K1 .[ A ]a. [ B ]b = K2 .[ C ]c. [ D ]d
K eq  1 : equilíbrio encontra-se à direita; predominam os produtos.
                                -
K eq  1 : equilíbrio encontra-se à esquerda; predominam os reagentes.
                                 -



                  O Sentido da Equação Química

   O sentido no qual escrevemos a equação química para um equilíbrio é
                               arbitrário:



                     O  ()
                    N4g 2 2g
                    2 () NO
K1 = [ C ]c. [ D ]d = kc
K2   [ A ]a. [ B ]b
Cálculo das Constantes de Equilíbrio


- Conhecendo a concentração ou pressão
parcial no equilíbrio de pelo menos uma
espécie:

• Tabelar os valores iniciais e de equilíbrio;
• Calcular a variação das espécies conhecidas;
• Determinar a variação das outras substâncias
utilizando a estequiometria;
• Calcular as concentrações de equilíbrio;
• Determinar Keq .
Demonstração

O trióxido de enxofre decompõe-se a alta temperatura em
um recipiente selado: 2 SO3(g)  2 SO2(g) + O2(g).
Inicialmente o recipiente é abastecido a 1000 K com SO3(g) a
uma pressão parcial de 0,500 atm. No equilíbrio, a pressão
parcial de SO3(g) é 0,200 atm. Calcule o valor de Keq.
             2 SO3(g)  2 SO2(g)        + O2(g)‫‏‬

     Início        0,500 atm      -------      -------
     Variação      -0,300 atm   +0,300 atm   +0,150 atm
     Equilíbrio    0,200 atm    +0,300 atm   +0,150 atm

                        2
                ( )P
                 P( )SO O
                    
                           2
              K
              eq      0
                      ,
                      338
                      2
                          2
                 ( )
                 P     SO
                        3
Aplicações das Constantes de
            Equilíbrio


- Determinação do sentido para atingir o equilíbrio;

- Cálculo das concentrações de reagentes e produtos
durante o equilíbrio.
Determinação do sentido para atingir
           o equilíbrio

 • Quociente da reação (Q) : Resultado obtido pela substituição
 das pressões parciais ou concentrações dos produtos e reagentes
 na expressão da Keq.

          Q > Keq
                    →   Equilíbrio com mais reagentes (dir.→esq.)‫‏‬


          Q < Keq
                    →   Equilíbrio com mais produtos (esq.→dir.)‫‏‬


         Q = Keq
                    →   Sistema em equilíbrio.
Medidas de concentração para o sistema abaixo, em
  equilíbrio, a uma certa temperatura forneceram os seguintes
  resultados:

                                                             [ H2 ] = 0,10 mol/L
H2 ( g ) + I2 ( g )                          2 HI ( g )       [ I2 ] = 0,20 mol/L
                                                             [ HI ] = 1,0 mol/L

Determine a constante de equilíbrio da reação nestas condições.

                ( 1,0 ) 2              1,0
    KC =                           =                      KC = 50
            (0,10)    x
                          (0,20)       0,02
04) Foram colocados em um recipiente fechado, de capacidade 2,0 L, 6,5 mol
   de CO e 5 mol de NO2. À 200°C o equilíbrio foi atingido e verificou-se que
   haviam sido formados 3,5 mol de CO2.
   Podemos dizer que o valor de Kc para o equilíbrio dessa reação é:
   a) 4,23.
                                      CO + NO2                          CO2 + NO
   b) 3,84.
   c) 2,72.                 início    6,5    5,0                        0,0          0,0
   d) 1,96.       reage / produz      3,5    3,5                        3,5          3,5
   e) 3,72.
                         equilíbrio   3,0    1,5                        3,5          3,5
                  3,5
  [ CO2 ]     =           = 1,75 M                  [ CO2 ]      x     [ NO ]
                  2,0                       KC =
                                                    [ CO ]       x   [ NO2 ]
                  3,5
   [ NO ]     =            = 1,75 M
                  2,0                              1,75     x   1,75
                                            KC =
                  3,0                              1,50    x    0,75
   [ CO ]     =           = 1,50 M
                   2,0
                                                   3,0625
                  1,5                       KC =                               KC = 2,72
   [ NO2 ]    =            = 0,75 M                1,125
                  2,0
1.888
EXOTÉRMICA
2 NO2(g)                    N2O4(g)   ΔH < 0
 Castanho     ENDOTÉRMICA
                            incolor
avermelhado
Influência da Variação de
             Temperatura (T)
• ↑ T : Equilíbrio deslocado no sentido da reação
endotérmica.

• ↓ T : Equilíbrio deslocado no sentido da reação
exotérmica.

Exemplo: PCl5 (g)  PCl3(g) + Cl2(g) ΔHº = 87,9 kJ
         Reação direta = endotérmica.
         Reação inversa = exotérmica.
Vamos analisar o equilíbrio abaixo:
            2–                        1
                                                    2–
  Cr2O7           + H2O                   2 CrO4         +   2H+
                                      2   amarela
  alaranjada
Influência da Concentração [C]


• ↑ [C] : Equilíbrio deslocado no sentido de consumir
essa substância.

• ↓ [C] : Equilíbrio deslocado no sentido de produzir
essa substância.

Exemplo:       N2(g) + 3 H2(g)  2 NH3(g)
Consideremos o efeito da variação de concentração na mistura
em equilíbrio cloro e água. A equação de equilíbrio é:


         Cl2 + 2 H2O             HOCl + H3O+ + Cl-




                                           Esquerda
                                            Direita
                                           Esquerda
                                            Direita
                                           Esquerda
Podemos generalizar afirmando que um(a) ...


                  AUMENTO DE CONCENTRAÇÃO
                       desloca o equilíbrio no
                         SENTIDO OPOSTO
                   da espécie química adicionada



                 DIMINUIÇÃO DE CONCENTRAÇÃO
                   desloca o equilíbrio no mesmo
                         MESMO SENTIDO
                    da espécie química retirada
N2 ( g ) + 3 H2 ( g )                        2 NH3 ( g )

                    4 volumes                                    2 volumes

A reação em equilíbrio, ocorre a variação do n. moles de reagentes e produtos, ou seja
variação de volume. Um aumento de pressão desloca o equilíbrio para o lado de menor volume
(menor n. moles) para diminuir o efeito do aumento da pressão.


Aumento de volume  diminui a pressão total  desloca para o maior número de
moléculas

Redução de volume  aumenta a pressão total  desloca para o menor número de
moléculas
Exemplo:
 N2(g) + 3 H2(g)                   2 NH3(g)
 1mol        3 mols                 2 mols
O lado esquerdo da reação representa 4 mols de gás combinando-se
para dar 2 mols no lado direito.
Um aumento na pressão total do sistema desloca o equilíbrio para a
direita.




Exemplo:
 N2(g) +     O2(g)                2 NO(g)
 1mol        1 mol                 2 mols
O equilíbrio gasoso representado pela equação :


  N2( g ) + O2( g )                 2 NO( g ) – 88 kj
 É deslocado no sentido de formação de NO(g), se :

 a) a pressão for abaixada.
 b) N2 for retirado.
 c) a temperatura for aumentada.
 d) for adicionado um catalisador sólido ao sistema.
 e) o volume do recipiente for diminuído.
EQUILÍBRIO QUÍMICO
EQUILÍBRIO QUÍMICO EM SISTEMAS GASOSOS


  SEJA A REAÇÃO: aA(g) + bB(g)                cC(g) + dD(g)

                    pCc. pDd
         Kp =                            ONDE Kp É A CONSTANTE DE EQUILÍBRIO EM PRESSÃO PARCIAL

                    pAa . pBb               pV=nRT                p=nRT/ V

RELAÇÃO ENTRE Kc E Kp

         Kp= Kc.(RT)∆n                   ONDE             ∆n=( c+d) – (a+b)


O GALO MUDA DE COR POR DESLOCAR O EQUILÍBRIO QUÍMICO.
ELE INDICA A MUDANÇA DE UMIDADE. QTO MAIOR A UMIDADE
MAIS ROSA QTO MAIS SECO O TEMPO MAIS AZUL. TUDO POR
CAUSA DO CoCl2
Influência dos Catalisadores

 Aumenta a velocidade para o equilíbrio ser atingido, mas
NÃO a composição da mistura no equilíbrio.
Equilíbrio Químico no Cotidiano

• Óculos Fotocromáticos:
    AgCl + energia  Ag + Cl

    AgCl = aparência clara.
    Ag = aparência escura.


• Cerveja
     Supercongelamento
A vida a altitudes elevadas e a produção de
hemoglobina

Os alpinistas precisam de semanas ou mesmo meses para se
ambientarem antes de escalarem montanhas de elevada   altitude
como o Monte Everest.




               Como explicar este fato?
A vida a altitudes elevadas e a produção
de hemoglobina
• Escalar uma montanha de elevada altitude pode causar dores de
  cabeça, náuseas, fadiga não usual e outros incómodos. Tudo
  isto são sintomas de hipoxia, uma deficiência na quantidade de O2
  quando chega aos tecidos do corpo.



• No entanto, uma pessoa que vive a altitude elevada durante
  semanas ou meses recupera gradualmente do enjoo de altitude e
  habitua-se ao teor do conteúdo de O2 na atmosfera, sendo capaz
  de funcionar normalmente.
A vida a altitudes elevadas e a produção de
hemoglobina

•   Consideremos o seguinte sistema em equilíbrio, que representa a
    combinação do O2 com a molécula de hemoglobina:

                       Hb (aq) + O2 (aq)  HbO2 (aq)

HbO2 - oxi-hemoglobina que é o composto que transporta realmente o O2
  para os tecidos.

A constante de equilíbrio é:
                                     [HbO2 ]
                               Kc 
                                    [Hb][O2 ]
De acordo com o Princípio de Le Châtelier, como evoluirá o
  sistema se a ocorrer uma diminuição da concentração de O2?
A vida a altitudes elevadas e a produção
de hemoglobina

                   Hb (aq) + O2 (aq) ? HbO2 (aq)
 • De acordo com o Princípio de Le Châtelier, uma diminuição da
   concentração de O2 deslocará o sistema da direita para a
   esquerda.
 Hb (aq) + O2 (aq)  HbO2 (aq)

 • Esta variação elimina a oxi-hemoglobina, causando hipoxia.

 • Desde que se dê tempo suficiente o corpo é capaz de se defender
   desta adversidade produzindo mais moléculas de hemoglobina. O
   equilíbrio desloca-se então gradualmente da esquerda para a
   direita novamente, favorecendo a produção de oxi-hemoglobina.
Energia de Gibbs e Equilíbrio Químico

   As equações que nos dão as variações de energia de Gibbs e de
    energia padrão são, respectivamente,

                        ∆G = ∆H - T∆S
                       ∆Gº = ∆Hº - T∆Sº

É importante compreender as condições em que estas equações são
aplicáveis e que tipo de informação podemos obter a partir de ∆G e
de ∆Gº

Consideremos a seguinte reacção:

                      Reagentes → Produtos
Energia de Gibbs e Equilíbrio Químico

• A variação da Energia de Gibbs padrão para esta reacção é dada
  por:
           ∆Gº = Gº (produtos) – Gº(reagentes)

∆Gº - representa a variação da energia de Gibbs quando os
reagentes no seu estado padrão são convertidos em produtos
também no seu estado padrão.

Assim que a reação tiver início, deixa de ser válida a condição de
estado padrão para os reagentes e para os produtos, pois
nenhum deles permanece em solução com uma concentração
padrão.
Energia de Gibbs e Equilíbrio Químico

• Quando não estamos sob condições padrão, devemos usar ∆G em
  vez de ∆Gº para prever a direcção da reacção. A relação entre ∆G
  e ∆Gº é:


                       ∆G = ∆Gº + RT ln Q

Em que:
R – constante dos gases perfeitos ( 8,314 J/K . mol)
T – temperatura absoluta a que ocorre a reacção
Q – quociente reaccional

  No equilíbrio, G = 0 e Q = K
                                0 = Gº + RT ln K

                                  G = - RT ln K
Reação não espontânea
                                         Gº (produtos)




                  Gº = Gº(produtos) –
                 Gº(reagentes) > 0                 ∆Gº > 0,

                                                   pois Gºprodutos > Gº reagentes

                                                   A reacção não é espontânea.
                                                   Os reagentes são
Gº (reagentes)
                                                   favorecidos em relação aos
                                                   produtos.
Reação espontânea

Gº (reagentes)

                                                     ∆Gº < 0,
                  Gº = Gº(produtos) –
                 Gº(reagentes) < 0                   pois Gºprodutos < Gº reagentes

                                                     A reacção é espontânea.
                                                     Os produtos são favorecidos
                                                     em relação aos reagentes.
                                     Gº (produtos)
Reação em Equilíbrio Químico



                 ∆Gº = 0

                 Os produtos e os reagentes
                 são igualmente favorecidos
                 no equilíbrio.
Energia de Gibbs e Equilíbrio Químico


 K       ln K       ∆Gº               Comentários
>1   Positivo   Negativo A reacção é espontânea. Os produtos
                         são favorecidos em relação aos
                         reagentes.
=1   0          0         Os produtos e os reagentes      são
                          igualmente favorecidos.
<1   Negativo Positivo    A reacção não é espontânea. Os
                          reagentes são favorecidos em relação
                          aos produtos.
EQUILÍBRIO IÔNICO
DEFINIÇÃO: É UM CASO PARTICULAR DE EQUILÍBRIO QUÍMICO EM QUE APARECE ÍONS
            O EQUILÍBRIO IÔNICO ESTÁ LIGADO AO GRAU DE IONIZAÇÃO             α


CONSTANTE DE IONIZAÇÃO - Ki               OU   Ka PARA OS ÁCIDOS     OU     Kb PARA AS BASES

    QTO MAIOR A
    CONSTANTE DE                       MAIS IONIZADO ESTÁ                    MAIOR SERÁ A SUA
    IONIZAÇÃO                          O ÁCIDO                               FORÇA

  SEJA UM ELETRÓLITO QUALQUER                            HX            H + + X-
                                        Ki =‫│‏‏‬H+│‫│‏+‏‬X-│
                                                 │HX│
LEI DA DILUIÇÃO DE OSTWALD
RELACIONA O GRAU DE IONIZAÇÃO (α)‫‏‬COM A CONSTANTE DE IONIZAÇÃO (Ki )


                             Ki =       Mα2
                                      (1 –α)
EQUILÍBRIO IÔNICO DA ÁGUA pH e pOH
Kw- constante de equilíbrio para a água


                    SEJA A REAÇÃO:

          H2O (l)           2H+(aq) + ½ O2(aq)                    Kw= │H+│.│OH-│
                                                                          │H2O│
PRODUTO IÔNICO DA ÁGUA

           kw=‫│‏‬H+│.│OH-│‫‏‬A‫0‏52‏‬C É 10-14
  COMO‫‏‬PARA‫‏‬A‫‏‬ÁGUA‫‏‬PURA‫│‏‬H+│=│OH-│ ENTÃO │H+│e│OH-│SÃO‫‏‬IGUAIS‫‏‬A‫7-01 ‏‬

POTENCIAL HIDROGENIÔNICO- pH                     POTENCIAL OXIDRILIÔNICO pOH


          pH= log     1                                pOH= log     1
                     │H+│                                         │OH-│


                                  pH + pOH = 14
EQUILÍBRIO IÔNICO DA ÁGUA pH e pOH

ESCALA DE ACIDEZ E ALCALINIDADE
EQUILÍBRIO IÔNICO DA ÁGUA pH e pOH
INDICADORES DE pH
                       SUCO DE REPOLHO ROXO




                        VERMELHO DE METILA, FENOLFTALEINA, AZUL DE BROMOTIMOL
  PAPEL DE TORNASSOL

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Equilíbrio químico

  • 1. Prof: Msc. David Maikel Fernandes Equilíbrio Químico
  • 2. Conceito de Equilíbrio • O Equilíbrio Químico é uma situação em que a proporção entre as quantidades de reagentes e produtos em uma reação química se mantêm constantes ao longo do tempo. • No equilíbrio químico as reações opostas acontecem a velocidades iguais.
  • 3. Equilíbrio Químico A+B C+D Princípios do Equilíbrio Químico • REVERSIBILIDADE Reações que se desenvolvem ao mesmo tempo, em direções opostas. Ou seja, reagentes e produtos são consumidos e formados ao mesmo tempo. • Sistema fechado e temperatura e pressão constantes
  • 4. Reação DIRETA e reação INVERSA REAÇÃO DIRETA N2O4(g) 2 NO2(g) REAÇÃO INVERSA velocidade vd No início da reação a velocidade direta é máxima Vd = Vi Neste instante a reação atingiu o equilíbrio químico com o passar do tempo No início da reação a velocidade inversa é nula vi te tempo
  • 6. • No equilíbrio químico ... 1 aA + bB cC + dD 2 K1 = [ C ]c. [ D ]d = kc V1 = V2 K2 [ A ]a. [ B ] b K1 .[ A ]a. [ B ]b = K2 .[ C ]c. [ D ]d
  • 7. K eq  1 : equilíbrio encontra-se à direita; predominam os produtos. - K eq  1 : equilíbrio encontra-se à esquerda; predominam os reagentes. - O Sentido da Equação Química O sentido no qual escrevemos a equação química para um equilíbrio é arbitrário: O  () N4g 2 2g 2 () NO
  • 8. K1 = [ C ]c. [ D ]d = kc K2 [ A ]a. [ B ]b
  • 9. Cálculo das Constantes de Equilíbrio - Conhecendo a concentração ou pressão parcial no equilíbrio de pelo menos uma espécie: • Tabelar os valores iniciais e de equilíbrio; • Calcular a variação das espécies conhecidas; • Determinar a variação das outras substâncias utilizando a estequiometria; • Calcular as concentrações de equilíbrio; • Determinar Keq .
  • 10. Demonstração O trióxido de enxofre decompõe-se a alta temperatura em um recipiente selado: 2 SO3(g)  2 SO2(g) + O2(g). Inicialmente o recipiente é abastecido a 1000 K com SO3(g) a uma pressão parcial de 0,500 atm. No equilíbrio, a pressão parcial de SO3(g) é 0,200 atm. Calcule o valor de Keq. 2 SO3(g)  2 SO2(g) + O2(g)‫‏‬ Início 0,500 atm ------- ------- Variação -0,300 atm +0,300 atm +0,150 atm Equilíbrio 0,200 atm +0,300 atm +0,150 atm 2 ( )P P( )SO O   2 K eq 0 , 338 2 2 ( ) P SO 3
  • 11. Aplicações das Constantes de Equilíbrio - Determinação do sentido para atingir o equilíbrio; - Cálculo das concentrações de reagentes e produtos durante o equilíbrio.
  • 12. Determinação do sentido para atingir o equilíbrio • Quociente da reação (Q) : Resultado obtido pela substituição das pressões parciais ou concentrações dos produtos e reagentes na expressão da Keq. Q > Keq → Equilíbrio com mais reagentes (dir.→esq.)‫‏‬ Q < Keq → Equilíbrio com mais produtos (esq.→dir.)‫‏‬ Q = Keq → Sistema em equilíbrio.
  • 13. Medidas de concentração para o sistema abaixo, em equilíbrio, a uma certa temperatura forneceram os seguintes resultados: [ H2 ] = 0,10 mol/L H2 ( g ) + I2 ( g ) 2 HI ( g ) [ I2 ] = 0,20 mol/L [ HI ] = 1,0 mol/L Determine a constante de equilíbrio da reação nestas condições. ( 1,0 ) 2 1,0 KC = = KC = 50 (0,10) x (0,20) 0,02
  • 14. 04) Foram colocados em um recipiente fechado, de capacidade 2,0 L, 6,5 mol de CO e 5 mol de NO2. À 200°C o equilíbrio foi atingido e verificou-se que haviam sido formados 3,5 mol de CO2. Podemos dizer que o valor de Kc para o equilíbrio dessa reação é: a) 4,23. CO + NO2 CO2 + NO b) 3,84. c) 2,72. início 6,5 5,0 0,0 0,0 d) 1,96. reage / produz 3,5 3,5 3,5 3,5 e) 3,72. equilíbrio 3,0 1,5 3,5 3,5 3,5 [ CO2 ] = = 1,75 M [ CO2 ] x [ NO ] 2,0 KC = [ CO ] x [ NO2 ] 3,5 [ NO ] = = 1,75 M 2,0 1,75 x 1,75 KC = 3,0 1,50 x 0,75 [ CO ] = = 1,50 M 2,0 3,0625 1,5 KC = KC = 2,72 [ NO2 ] = = 0,75 M 1,125 2,0
  • 15. 1.888
  • 16. EXOTÉRMICA 2 NO2(g) N2O4(g) ΔH < 0 Castanho ENDOTÉRMICA incolor avermelhado
  • 17. Influência da Variação de Temperatura (T) • ↑ T : Equilíbrio deslocado no sentido da reação endotérmica. • ↓ T : Equilíbrio deslocado no sentido da reação exotérmica. Exemplo: PCl5 (g)  PCl3(g) + Cl2(g) ΔHº = 87,9 kJ Reação direta = endotérmica. Reação inversa = exotérmica.
  • 18. Vamos analisar o equilíbrio abaixo: 2– 1 2– Cr2O7 + H2O 2 CrO4 + 2H+ 2 amarela alaranjada
  • 19. Influência da Concentração [C] • ↑ [C] : Equilíbrio deslocado no sentido de consumir essa substância. • ↓ [C] : Equilíbrio deslocado no sentido de produzir essa substância. Exemplo: N2(g) + 3 H2(g)  2 NH3(g)
  • 20. Consideremos o efeito da variação de concentração na mistura em equilíbrio cloro e água. A equação de equilíbrio é: Cl2 + 2 H2O HOCl + H3O+ + Cl- Esquerda Direita Esquerda Direita Esquerda
  • 21. Podemos generalizar afirmando que um(a) ... AUMENTO DE CONCENTRAÇÃO desloca o equilíbrio no SENTIDO OPOSTO da espécie química adicionada DIMINUIÇÃO DE CONCENTRAÇÃO desloca o equilíbrio no mesmo MESMO SENTIDO da espécie química retirada
  • 22. N2 ( g ) + 3 H2 ( g ) 2 NH3 ( g ) 4 volumes 2 volumes A reação em equilíbrio, ocorre a variação do n. moles de reagentes e produtos, ou seja variação de volume. Um aumento de pressão desloca o equilíbrio para o lado de menor volume (menor n. moles) para diminuir o efeito do aumento da pressão. Aumento de volume  diminui a pressão total  desloca para o maior número de moléculas Redução de volume  aumenta a pressão total  desloca para o menor número de moléculas
  • 23. Exemplo: N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g) 1mol 3 mols 2 mols O lado esquerdo da reação representa 4 mols de gás combinando-se para dar 2 mols no lado direito. Um aumento na pressão total do sistema desloca o equilíbrio para a direita. Exemplo: N2(g) + O2(g) 2 NO(g) 1mol 1 mol 2 mols
  • 24. O equilíbrio gasoso representado pela equação : N2( g ) + O2( g ) 2 NO( g ) – 88 kj É deslocado no sentido de formação de NO(g), se : a) a pressão for abaixada. b) N2 for retirado. c) a temperatura for aumentada. d) for adicionado um catalisador sólido ao sistema. e) o volume do recipiente for diminuído.
  • 25. EQUILÍBRIO QUÍMICO EQUILÍBRIO QUÍMICO EM SISTEMAS GASOSOS SEJA A REAÇÃO: aA(g) + bB(g) cC(g) + dD(g) pCc. pDd Kp = ONDE Kp É A CONSTANTE DE EQUILÍBRIO EM PRESSÃO PARCIAL pAa . pBb pV=nRT p=nRT/ V RELAÇÃO ENTRE Kc E Kp Kp= Kc.(RT)∆n ONDE ∆n=( c+d) – (a+b) O GALO MUDA DE COR POR DESLOCAR O EQUILÍBRIO QUÍMICO. ELE INDICA A MUDANÇA DE UMIDADE. QTO MAIOR A UMIDADE MAIS ROSA QTO MAIS SECO O TEMPO MAIS AZUL. TUDO POR CAUSA DO CoCl2
  • 26. Influência dos Catalisadores Aumenta a velocidade para o equilíbrio ser atingido, mas NÃO a composição da mistura no equilíbrio.
  • 27. Equilíbrio Químico no Cotidiano • Óculos Fotocromáticos: AgCl + energia  Ag + Cl AgCl = aparência clara. Ag = aparência escura. • Cerveja Supercongelamento
  • 28. A vida a altitudes elevadas e a produção de hemoglobina Os alpinistas precisam de semanas ou mesmo meses para se ambientarem antes de escalarem montanhas de elevada altitude como o Monte Everest. Como explicar este fato?
  • 29. A vida a altitudes elevadas e a produção de hemoglobina • Escalar uma montanha de elevada altitude pode causar dores de cabeça, náuseas, fadiga não usual e outros incómodos. Tudo isto são sintomas de hipoxia, uma deficiência na quantidade de O2 quando chega aos tecidos do corpo. • No entanto, uma pessoa que vive a altitude elevada durante semanas ou meses recupera gradualmente do enjoo de altitude e habitua-se ao teor do conteúdo de O2 na atmosfera, sendo capaz de funcionar normalmente.
  • 30. A vida a altitudes elevadas e a produção de hemoglobina • Consideremos o seguinte sistema em equilíbrio, que representa a combinação do O2 com a molécula de hemoglobina: Hb (aq) + O2 (aq)  HbO2 (aq) HbO2 - oxi-hemoglobina que é o composto que transporta realmente o O2 para os tecidos. A constante de equilíbrio é: [HbO2 ] Kc  [Hb][O2 ] De acordo com o Princípio de Le Châtelier, como evoluirá o sistema se a ocorrer uma diminuição da concentração de O2?
  • 31. A vida a altitudes elevadas e a produção de hemoglobina Hb (aq) + O2 (aq) ? HbO2 (aq) • De acordo com o Princípio de Le Châtelier, uma diminuição da concentração de O2 deslocará o sistema da direita para a esquerda. Hb (aq) + O2 (aq)  HbO2 (aq) • Esta variação elimina a oxi-hemoglobina, causando hipoxia. • Desde que se dê tempo suficiente o corpo é capaz de se defender desta adversidade produzindo mais moléculas de hemoglobina. O equilíbrio desloca-se então gradualmente da esquerda para a direita novamente, favorecendo a produção de oxi-hemoglobina.
  • 32. Energia de Gibbs e Equilíbrio Químico  As equações que nos dão as variações de energia de Gibbs e de energia padrão são, respectivamente, ∆G = ∆H - T∆S ∆Gº = ∆Hº - T∆Sº É importante compreender as condições em que estas equações são aplicáveis e que tipo de informação podemos obter a partir de ∆G e de ∆Gº Consideremos a seguinte reacção: Reagentes → Produtos
  • 33. Energia de Gibbs e Equilíbrio Químico • A variação da Energia de Gibbs padrão para esta reacção é dada por: ∆Gº = Gº (produtos) – Gº(reagentes) ∆Gº - representa a variação da energia de Gibbs quando os reagentes no seu estado padrão são convertidos em produtos também no seu estado padrão. Assim que a reação tiver início, deixa de ser válida a condição de estado padrão para os reagentes e para os produtos, pois nenhum deles permanece em solução com uma concentração padrão.
  • 34. Energia de Gibbs e Equilíbrio Químico • Quando não estamos sob condições padrão, devemos usar ∆G em vez de ∆Gº para prever a direcção da reacção. A relação entre ∆G e ∆Gº é: ∆G = ∆Gº + RT ln Q Em que: R – constante dos gases perfeitos ( 8,314 J/K . mol) T – temperatura absoluta a que ocorre a reacção Q – quociente reaccional No equilíbrio, G = 0 e Q = K 0 = Gº + RT ln K G = - RT ln K
  • 35. Reação não espontânea Gº (produtos) Gº = Gº(produtos) – Gº(reagentes) > 0 ∆Gº > 0, pois Gºprodutos > Gº reagentes A reacção não é espontânea. Os reagentes são Gº (reagentes) favorecidos em relação aos produtos.
  • 36. Reação espontânea Gº (reagentes) ∆Gº < 0, Gº = Gº(produtos) – Gº(reagentes) < 0 pois Gºprodutos < Gº reagentes A reacção é espontânea. Os produtos são favorecidos em relação aos reagentes. Gº (produtos)
  • 37. Reação em Equilíbrio Químico ∆Gº = 0 Os produtos e os reagentes são igualmente favorecidos no equilíbrio.
  • 38. Energia de Gibbs e Equilíbrio Químico K ln K ∆Gº Comentários >1 Positivo Negativo A reacção é espontânea. Os produtos são favorecidos em relação aos reagentes. =1 0 0 Os produtos e os reagentes são igualmente favorecidos. <1 Negativo Positivo A reacção não é espontânea. Os reagentes são favorecidos em relação aos produtos.
  • 39. EQUILÍBRIO IÔNICO DEFINIÇÃO: É UM CASO PARTICULAR DE EQUILÍBRIO QUÍMICO EM QUE APARECE ÍONS O EQUILÍBRIO IÔNICO ESTÁ LIGADO AO GRAU DE IONIZAÇÃO α CONSTANTE DE IONIZAÇÃO - Ki OU Ka PARA OS ÁCIDOS OU Kb PARA AS BASES QTO MAIOR A CONSTANTE DE MAIS IONIZADO ESTÁ MAIOR SERÁ A SUA IONIZAÇÃO O ÁCIDO FORÇA SEJA UM ELETRÓLITO QUALQUER HX H + + X- Ki =‫│‏‏‬H+│‫│‏+‏‬X-│ │HX│ LEI DA DILUIÇÃO DE OSTWALD RELACIONA O GRAU DE IONIZAÇÃO (α)‫‏‬COM A CONSTANTE DE IONIZAÇÃO (Ki ) Ki = Mα2 (1 –α)
  • 40. EQUILÍBRIO IÔNICO DA ÁGUA pH e pOH Kw- constante de equilíbrio para a água SEJA A REAÇÃO: H2O (l) 2H+(aq) + ½ O2(aq) Kw= │H+│.│OH-│ │H2O│ PRODUTO IÔNICO DA ÁGUA kw=‫│‏‬H+│.│OH-│‫‏‬A‫0‏52‏‬C É 10-14 COMO‫‏‬PARA‫‏‬A‫‏‬ÁGUA‫‏‬PURA‫│‏‬H+│=│OH-│ ENTÃO │H+│e│OH-│SÃO‫‏‬IGUAIS‫‏‬A‫7-01 ‏‬ POTENCIAL HIDROGENIÔNICO- pH POTENCIAL OXIDRILIÔNICO pOH pH= log 1 pOH= log 1 │H+│ │OH-│ pH + pOH = 14
  • 41. EQUILÍBRIO IÔNICO DA ÁGUA pH e pOH ESCALA DE ACIDEZ E ALCALINIDADE
  • 42. EQUILÍBRIO IÔNICO DA ÁGUA pH e pOH INDICADORES DE pH SUCO DE REPOLHO ROXO VERMELHO DE METILA, FENOLFTALEINA, AZUL DE BROMOTIMOL PAPEL DE TORNASSOL