Equilíbrio químico

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Equilíbrio químico

  1. 1. Prof: Msc. David Maikel Fernandes Equilíbrio Químico
  2. 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. 3. Equilíbrio Químico A+B C+DPrincípios 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. 4. Reação DIRETA e reação INVERSA REAÇÃO DIRETA N2O4(g) 2 NO2(g) REAÇÃO INVERSAvelocidadevd 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 nulavi te tempo
  5. 5. V1 = V2
  6. 6. • No equilíbrio químico ... 1 aA + bB cC + dD 2 K1 = [ C ]c. [ D ]d = kc V1 = V2 K2 [ A ]a. [ B ] bK1 .[ A ]a. [ B ]b = K2 .[ C ]c. [ D ]d
  7. 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. 8. K1 = [ C ]c. [ D ]d = kcK2 [ A ]a. [ B ]b
  9. 9. Cálculo das Constantes de Equilíbrio- Conhecendo a concentração ou pressãoparcial no equilíbrio de pelo menos umaespécie:• Tabelar os valores iniciais e de equilíbrio;• Calcular a variação das espécies conhecidas;• Determinar a variação das outras substânciasutilizando a estequiometria;• Calcular as concentrações de equilíbrio;• Determinar Keq .
  10. 10. DemonstraçãoO trióxido de enxofre decompõe-se a alta temperatura emum recipiente selado: 2 SO3(g)  2 SO2(g) + O2(g).Inicialmente o recipiente é abastecido a 1000 K com SO3(g) auma pressão parcial de 0,500 atm. No equilíbrio, a pressãoparcial 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. 11. Aplicações das Constantes de Equilíbrio- Determinação do sentido para atingir o equilíbrio;- Cálculo das concentrações de reagentes e produtosdurante o equilíbrio.
  12. 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. 13. Medidas de concentração para o sistema abaixo, em equilíbrio, a uma certa temperatura forneceram os seguintes resultados: [ H2 ] = 0,10 mol/LH2 ( g ) + I2 ( g ) 2 HI ( g ) [ I2 ] = 0,20 mol/L [ HI ] = 1,0 mol/LDetermine a constante de equilíbrio da reação nestas condições. ( 1,0 ) 2 1,0 KC = = KC = 50 (0,10) x (0,20) 0,02
  14. 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. 15. 1.888
  16. 16. EXOTÉRMICA2 NO2(g) N2O4(g) ΔH < 0 Castanho ENDOTÉRMICA incoloravermelhado
  17. 17. Influência da Variação de Temperatura (T)• ↑ T : Equilíbrio deslocado no sentido da reaçãoendotérmica.• ↓ T : Equilíbrio deslocado no sentido da reaçãoexotérmica.Exemplo: PCl5 (g)  PCl3(g) + Cl2(g) ΔHº = 87,9 kJ Reação direta = endotérmica. Reação inversa = exotérmica.
  18. 18. Vamos analisar o equilíbrio abaixo: 2– 1 2– Cr2O7 + H2O 2 CrO4 + 2H+ 2 amarela alaranjada
  19. 19. Influência da Concentração [C]• ↑ [C] : Equilíbrio deslocado no sentido de consumiressa substância.• ↓ [C] : Equilíbrio deslocado no sentido de produziressa substância.Exemplo: N2(g) + 3 H2(g)  2 NH3(g)
  20. 20. Consideremos o efeito da variação de concentração na misturaem equilíbrio cloro e água. A equação de equilíbrio é: Cl2 + 2 H2O HOCl + H3O+ + Cl- Esquerda Direita Esquerda Direita Esquerda
  21. 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. 22. N2 ( g ) + 3 H2 ( g ) 2 NH3 ( g ) 4 volumes 2 volumesA reação em equilíbrio, ocorre a variação do n. moles de reagentes e produtos, ou sejavariação 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 demoléculasRedução de volume  aumenta a pressão total  desloca para o menor número demoléculas
  23. 23. Exemplo: N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g) 1mol 3 mols 2 molsO lado esquerdo da reação representa 4 mols de gás combinando-separa dar 2 mols no lado direito.Um aumento na pressão total do sistema desloca o equilíbrio para adireita.Exemplo: N2(g) + O2(g) 2 NO(g) 1mol 1 mol 2 mols
  24. 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. 25. EQUILÍBRIO QUÍMICOEQUILÍBRIO 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/ VRELAÇÃO 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 UMIDADEMAIS ROSA QTO MAIS SECO O TEMPO MAIS AZUL. TUDO PORCAUSA DO CoCl2
  26. 26. Influência dos Catalisadores Aumenta a velocidade para o equilíbrio ser atingido, masNÃO a composição da mistura no equilíbrio.
  27. 27. Equilíbrio Químico no Cotidiano• Óculos Fotocromáticos: AgCl + energia  Ag + Cl AgCl = aparência clara. Ag = aparência escura.• Cerveja Supercongelamento
  28. 28. A vida a altitudes elevadas e a produção dehemoglobinaOs alpinistas precisam de semanas ou mesmo meses para seambientarem antes de escalarem montanhas de elevada altitudecomo o Monte Everest. Como explicar este fato?
  29. 29. A vida a altitudes elevadas e a produçãode 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. 30. A vida a altitudes elevadas e a produção dehemoglobina• 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. 31. A vida a altitudes elevadas e a produçãode 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. 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∆SºÉ importante compreender as condições em que estas equações sãoaplicáveis e que tipo de informação podemos obter a partir de ∆G ede ∆GºConsideremos a seguinte reacção: Reagentes → Produtos
  33. 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 osreagentes no seu estado padrão são convertidos em produtostambém no seu estado padrão.Assim que a reação tiver início, deixa de ser válida a condição deestado padrão para os reagentes e para os produtos, poisnenhum deles permanece em solução com uma concentraçãopadrão.
  34. 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 QEm que:R – constante dos gases perfeitos ( 8,314 J/K . mol)T – temperatura absoluta a que ocorre a reacçãoQ – quociente reaccional No equilíbrio, G = 0 e Q = K 0 = Gº + RT ln K G = - RT ln K
  35. 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 sãoGº (reagentes) favorecidos em relação aos produtos.
  36. 36. Reação espontâneaGº (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. 37. Reação em Equilíbrio Químico ∆Gº = 0 Os produtos e os reagentes são igualmente favorecidos no equilíbrio.
  38. 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. 39. EQUILÍBRIO IÔNICODEFINIÇÃO: É UM CASO PARTICULAR DE EQUILÍBRIO QUÍMICO EM QUE APARECE ÍONS O EQUILÍBRIO IÔNICO ESTÁ LIGADO AO GRAU DE IONIZAÇÃO αCONSTANTE 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 OSTWALDRELACIONA O GRAU DE IONIZAÇÃO (α)‫‏‬COM A CONSTANTE DE IONIZAÇÃO (Ki ) Ki = Mα2 (1 –α)
  40. 40. EQUILÍBRIO IÔNICO DA ÁGUA pH e pOHKw- 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. 41. EQUILÍBRIO IÔNICO DA ÁGUA pH e pOHESCALA DE ACIDEZ E ALCALINIDADE
  42. 42. EQUILÍBRIO IÔNICO DA ÁGUA pH e pOHINDICADORES DE pH SUCO DE REPOLHO ROXO VERMELHO DE METILA, FENOLFTALEINA, AZUL DE BROMOTIMOL PAPEL DE TORNASSOL

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