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EQUILÍBRIO
QUÍMICO
SQM 0405 – Química Geral e Experimental: Teórica e Prática
Engenharia Aeronáutica e Engenharia Mecatrônica
quimicageralemais.blogspot.com.br
Principais tópicos
• Noções de equilíbrio químico
• Constante de equilíbrio
• Equilíbrio iônico em solução aquosa
• Equilíbrio ácido-base
• Solução tampão
Referencial Bibliográfico
• Mahan, Bruce M. Química: um curso universitário. Bruce M.
Mahan, Rollie J. Myers; coordenador Henrique Eisi Toma;
tradução de Koiti Araki, Denise de Oliveira Silva, Flávio Massao
Matsumoto. São Paulo: Edgard Blücher, 2003.
• Atkins, Peter. Princípios de química: questionando a vida
moderna e o meio ambiente. Peter Atkins, Loretta Jones;
tradução Ricardo Bicca de Alencastro. Porto Alegre: Bookman,
2006.
Equilíbrio Químico: é
importante?
• Rendimento dos produtos em
processos industriais
• Síntese da amônia
• Importância biológica
Fritz Haber (1868-1934)
Estado de equilíbrio
• REAGENTES e PRODUTOS – coexistirão em equilíbrio em
determinadas condições de concentração e temperatura
CaCO3 (s) → CaO (s) + CO2 (g)
CaO (s) + CO2 (g) → CaCO3 (s)
CaCO3 (s) ⇌ CaO (s) + CO2 (g)
Estado de equilíbrio
ESTADO DE EQUILÍBRIO: As
velocidades da reação de
decomposição e da reação
inversa tornam-se iguais, e a
pressão do dióxido de carbono
permanece constante!
CaCO3 (s) ⇌ CaO (s) + CO2 (g)
Reversibilidade das Reações
2 NH3 (g) → N2 (g) + 3 H2 (g)
N2 (g) + 3 H2 (g) ⇌ 2 NH3 (g)
As reações químicas atingem um estado de equilíbrio dinâmico
no qual a velocidade das reações direta e inversa são iguais e
não há mudança de composição.
N2 (g) + 3 H2 (g) → 2 NH3 (g)
Quociente de reação Q
H2 (g) + I2 (g) ⇌ 2HI (g) 𝑄 =
𝑃 𝐻𝐼
2
𝑃 𝐻2
𝑃𝐼2
• Q assume qualquer valor dependendo da mistura de HI, H2 e I2.
• Quando o equilíbrio é atingido, existirá um único valor de Q –
dependente da temperatura
Constante de equilíbrio
aA + bB ⇌ cC + dD
𝐾 =
𝐶 𝑐 𝐷 𝑑
𝐴 𝑎 𝐵 𝑏
 DEPENDENTE DA TEMPERATURA
• Concentração molar se a
espécie for um soluto
dissolvido.
• Pressão parcial se a espécie
for um gás.
• Válida para substâncias que
sejam gases ideais ou
solutos que obedecem à
teoria das soluções ideais.
PRODUTOS
Constante de equilíbrio
aA + bB ⇌ cC + dD
𝐾 =
𝐶 𝑐 𝐷 𝑑
𝐴 𝑎 𝐵 𝑏
 DEPENDENTE DA TEMPERATURA
• Concentração molar se a
espécie for um soluto
dissolvido.
• Pressão parcial se a espécie
for um gás.
• Válida para substâncias que
sejam gases ideais ou
solutos que obedecem à
teoria das soluções ideais.
REAGENTES
Constante de equilíbrio
aA + bB ⇌ cC + dD
𝐾 =
𝐶 𝑐 𝐷 𝑑
𝐴 𝑎 𝐵 𝑏
Não aparecem na
expressão da constante
de equilíbrio:
• Líquido puro
• Sólido puro
• Solvente presente em
excesso
Constante de equilíbrio
CaCO3 (s) ⇌ CaO (s) + CO2 (g)
𝐾 =
𝐶𝑎𝑂 𝐶𝑂2
𝐶𝑎𝐶𝑂3
𝐶𝑂2 =
[𝐶𝑎𝐶𝑂3]
[𝐶𝑎𝑂]
𝐾′ ≡ 𝐾
𝐶𝑂2 = 𝐾
Constante de equilíbrio
Cu2+ (aq) + Zn (s) ⇌ Cu (s) + Zn2+ (aq)
𝐾 =
𝐶𝑢 𝑍𝑛2+
𝐶𝑢2+ [𝑍𝑛]
[𝑍𝑛2+]
[𝐶𝑢2+]
=
[𝐶𝑢]
[𝑍𝑛]
𝐾′ ≡ 𝐾
[𝑍𝑛2+]
[𝐶𝑢2+]
= 𝐾
Constante de equilíbrio
2H2 (g) + O2 (g) ⇌ 2H2O (g)
H2 (g) +
𝟏
𝟐
O2 (g) ⇌ H2O (g)
𝐾1 =
[𝐻2 𝑂]2
[𝐻2]2[𝑂2]
𝐾2 =
[𝐻2 𝑂]
[𝐻2][𝑂2]1 2
𝐾2 = 𝐾1
1 2
Constante de equilíbrio
2NO (g) + O2 (g) ⇌ 2NO2 (g)
2NO2 (g) ⇌ 2NO (g) + O2 (g)
𝐾1 =
[𝑁𝑂2]2
[𝑁𝑂]2[𝑂2]
𝐾2 =
[𝑁𝑂]2
[𝑂2]
[𝑁𝑂2]2
𝐾2 =
1
𝐾1
Constante de equilíbrio
2NO (g) + O2 (g) ⇌ 2NO2 (g)
2NO2 (g) ⇌ N2O4 (g)
𝐾1 =
[𝑁𝑂2]2
[𝑁𝑂]2[𝑂2]
𝐾2 =
[𝑁2 𝑂4]
[𝑁𝑂2]2
𝐾3 = 𝐾1 𝐾2
2NO (g) + O2 (g) ⇌ N2O4 (g)
𝐾3 =
[𝑁2 𝑂4]
[𝑁𝑂]2[𝑂2]
=
[𝑁𝑂2]2
[𝑁𝑂]2[𝑂2]
[𝑁2 𝑂4]
[𝑁𝑂2]2
Quociente de reação Q
aA + bB ⇌ cC + dD 𝑄 =
𝐶 𝑐 𝐷 𝑑
𝐴 𝑎 𝐵 𝑏
O sistema estará em equilíbrio
Quociente de reação Q
aA + bB ⇌ cC + dD 𝑄 =
𝐶 𝑐 𝐷 𝑑
𝐴 𝑎 𝐵 𝑏
Reagentes em excesso em
relação ao equilíbrio – Reação
prosseguirá até o equilíbrio da
esquerda para a direita
Quociente de reação Q
aA + bB ⇌ cC + dD 𝑄 =
𝐶 𝑐 𝐷 𝑑
𝐴 𝑎 𝐵 𝑏
Produtos em excesso em relação
ao equilíbrio – Reação
prosseguirá até o equilíbrio da
direita para a esquerda
Princípio de Le Chatelier
“Quando uma perturbação
exterior é aplicada a um sistema
em equilíbrio dinâmico, ele tende a
se ajustar no sentido de minimizar
o efeito da perturbação.”
Efeito da concentração sobre o
equilíbrio
I2 (s) ⇌ I2 (em solução) 𝑄 = 𝐼2 = 𝐾
Adicionando solvente...
Efeito da concentração sobre o
equilíbrio
I2 (s) ⇌ I2 (em solução) 𝑄 = 𝐼2 = 𝐾
Após adição do solvente: 𝑄 = 𝐼2 < 𝐾
I2 (s) ⟶ I2 (em solução)
Para atingir o equilíbrio novamente:
Efeito da concentração sobre o
equilíbrio
I2 (s) ⇌ I2 (em solução) 𝑄 = 𝐼2 = 𝐾
Adicionando I2 (s)...
Efeito da pressão sobre o
equilíbrio
A compressão de uma mistura de reação em
equilíbrio tende a deslocar a reação na direção
que reduz o número de moléculas em fase gás.
O aumento da pressão pela introdução de um
gás inerte não afeta a composição em
equilíbrio.
Efeito da pressão sobre o
equilíbrio
I2 (g) ⇌ 2I (g)
1 mol de moléculas do
reagente na fase gás produz 2
mols de produto na fase gás!
COMPRESSÃO – a composição de equilíbrio tende a se
deslocar na direção do reagente, I2 – reduz ao mínimo o efeito
do aumento da pressão
EXPANSÃO – a composição de equilíbrio tende a se deslocar
na direção do produto, I – reduz ao mínimo o efeito da
diminuição da pressão
Efeito da pressão sobre o
equilíbrio
2NO2 (g) ⇌ N2O4 (g)
𝐾 =
𝑃 𝑁2 𝑂4
𝑃0
(𝑃 𝑁𝑂2
𝑃0)2
𝑃 𝑁𝑂2
=
𝑛 𝑁𝑂2
𝑅𝑇
𝑉
𝑃 𝑁2 𝑂4
=
𝑛 𝑁2 𝑂4
𝑅𝑇
𝑉
𝐾 =
𝑛 𝑁2 𝑂4
𝑅𝑇 𝑃0 𝑉
(𝑛 𝑁𝑂2
𝑅𝑇 𝑃0 𝑉)2
=
𝑛 𝑁2 𝑂4
(𝑛 𝑁𝑂2
)2
𝑥
𝑃0 𝑉
𝑅𝑇
Efeito da pressão sobre o
equilíbrio
2NO2 (g) ⇌ N2O4 (g)
𝐾 =
𝑛 𝑁2 𝑂4
𝑅𝑇 𝑃0
𝑉
(𝑛 𝑁𝑂2
𝑅𝑇 𝑃0 𝑉)2
=
𝑛 𝑁2 𝑂4
(𝑛 𝑁𝑂2
)2
𝑥
𝑃0
𝑉
𝑅𝑇
V
𝐧 𝐍 𝟐 𝐎 𝟒
(𝐧 𝐍𝐎 𝟐
) 𝟐
Para K constante – aumento de pressão:
𝐧 𝐍 𝟐 𝐎 𝟒
𝐧 𝐍𝐎 𝟐
Efeito da temperatura sobre o
equilíbrio
O aumento da temperatura de uma reação
exotérmica favorece a formação de reagentes.
O aumento da temperatura de uma reação
endotérmica favorece a formação de
produtos.
Efeito da temperatura sobre o
equilíbrio
O aumento da temperatura de uma mistura de reação
desloca o equilíbrio na direção endotérmica.
2SO2 (g) + O2 (g) ⇌ 2SO3 (g)
𝚫𝐇 𝐫
𝟎
= −𝟏𝟗𝟕, 𝟕𝟖 𝐤𝐉 𝐦𝐨𝐥−𝟏
O aumento da temperatura da mistura no equilíbrio
favorece a decomposição de SO3 em SO2 e O2!!!
Galo do tempo
[𝑪𝒐𝑪𝒍 𝟒] 𝟐−
(𝒂𝒒)
+ 𝟔𝑯 𝟐 𝑶 (𝒍) ⇌ [𝑪𝒐(𝑯 𝟐 𝑶) 𝟔] 𝟐+
(𝒂𝒒)
+ 𝟒𝑪𝒍−
(𝒂𝒒)
AZUL ROSA
Catalisador
• Não afeta a composição de equilíbrio de uma mistura de
reação.
• Fornece um caminho mais rápido para o mesmo destino.
• Aumenta igualmente a velocidade em ambos os sentidos da
reação. Logo, o equilíbrio dinâmico não é afetado.
Substância que aumenta a velocidade de
uma reação química sem ser consumido
durante a reação.
Como montar e usar uma
tabela de equilíbrio
Em um recipiente de 500 mL foram adicionados 3,12 g de PCl5. A
amostra atingiu o equilíbrio com os produtos de decomposição
PCl3 e Cl2 em 250°C, em que K = 78,3. Nessa temperatura, as três
substâncias são gases. Determinar a composição da mistura no
equilíbrio em mols por litro.
𝑷𝑪𝒍 𝟓 𝒈 ⇌ 𝑷𝑪𝒍 𝟑 𝒈 + 𝑪𝒍 𝟐 𝒈
𝑷 𝑷𝑪𝒍 𝟓
=
𝒏 𝑷𝑪𝒍 𝟓
𝑹𝑻
𝑽
=
𝟑, 𝟏𝟐 𝒈
𝟐𝟎𝟖, 𝟐𝟒 𝒈 𝒎𝒐𝒍−𝟏 𝒙
𝟖, 𝟑𝟏𝟒𝟓 𝑱 𝑲−𝟏 𝒎𝒐𝒍−𝟏 𝒙(𝟓𝟐𝟑 𝑲)
𝟓, 𝟎𝟎 𝒙 𝟏𝟎−𝟒 𝒎 𝟑 =
= 𝟏, 𝟑𝟎 𝒙 𝟏𝟎 𝟓 𝑷𝒂 = 𝟏, 𝟑𝟎 𝒃𝒂𝒓
Como montar e usar uma
tabela de equilíbrio
𝑷𝑪𝒍 𝟓 𝒈 ⇌ 𝑷𝑪𝒍 𝟑 𝒈 + 𝑪𝒍 𝟐 𝒈 𝑷 𝑷𝑪𝒍 𝟓(𝒊𝒏𝒊𝒄𝒊𝒂𝒍) = 𝟏, 𝟑𝟎 𝒃𝒂𝒓
𝑷𝑪𝒍 𝟓 𝑷𝑪𝒍 𝟑 𝑪𝒍 𝟐
Etapa 1 – Pressão parcial inicial 1,30 0 0
Etapa 2 – Mudança na pressão parcial -x +x +x
Etapa 3 – Pressão parcial final 1,30 - x x x
𝐾 =
𝑃 𝑃𝐶𝑙3 𝑃 𝐶𝑙2
𝑃 𝑃𝐶𝑙5
=
𝑥 x 𝑥
1,30 − 𝑥
=
𝑥2
1,30 − 𝑥
= 78,3 𝒙 = −𝟕𝟗, 𝟔 𝐨𝐮 𝟏, 𝟐𝟖
Como montar e usar uma
tabela de equilíbrio
𝑷𝑪𝒍 𝟓 𝒈 ⇌ 𝑷𝑪𝒍 𝟑 𝒈 + 𝑪𝒍 𝟐 𝒈 𝑷 𝑷𝑪𝒍 𝟓(𝒊𝒏𝒊𝒄𝒊𝒂𝒍) = 𝟏, 𝟑𝟎 𝒃𝒂𝒓
𝑷𝑪𝒍 𝟓 𝑷𝑪𝒍 𝟑 𝑪𝒍 𝟐
Etapa 1 – Pressão parcial inicial 1,30 0 0
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𝐾 =
𝑃 𝑃𝐶𝑙3 𝑃 𝐶𝑙2
𝑃 𝑃𝐶𝑙5
=
𝑥 x 𝑥
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=
𝑥2
1,30 − 𝑥
= 78,3 𝒙 = −𝟕𝟗, 𝟔 𝐨𝐮 𝟏, 𝟐𝟖
Como montar e usar uma
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𝑷𝑪𝒍 𝟓 𝒈 ⇌ 𝑷𝑪𝒍 𝟑 𝒈 + 𝑪𝒍 𝟐 𝒈 𝑷 𝑷𝑪𝒍 𝟓(𝒊𝒏𝒊𝒄𝒊𝒂𝒍) = 𝟏, 𝟑𝟎 𝒃𝒂𝒓
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Etapa 1 – Pressão parcial inicial 1,30 0 0
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𝐾 =
𝑃 𝑃𝐶𝑙3 𝑃 𝐶𝑙2
𝑃 𝑃𝐶𝑙5
=
𝑥 x 𝑥
1,30 − 𝑥
=
𝑥2
1,30 − 𝑥
= 78,3 𝒙 = −𝟕𝟗, 𝟔 𝐨𝐮 𝟏, 𝟐𝟖
𝑷 𝑷𝑪𝒍 𝟓
= 𝟏, 𝟑𝟎 − 𝒙 = 𝟏, 𝟑𝟎 − 𝟏, 𝟐𝟖 = 𝟎, 𝟎𝟐 𝒃𝒂𝒓
𝑷 𝑷𝑪𝒍 𝟑
= 𝒙 = 𝟏, 𝟐𝟖 𝒃𝒂𝒓
𝑷 𝑪𝒍 𝟐
= 𝒙 = 𝟏, 𝟐𝟖 𝒃𝒂𝒓
Equilíbrio iônico em solução
aquosa
 Sais pouco solúveis
 Ácidos e bases
 Equilíbrio ácido-base
 Ka, Kb e Kw
 pH e pOH
 Solução Tampão
Sais pouco solúveis
AgCl (s) ⇌ Ag+ (aq) + Cl- (aq)
𝐾 =
𝐴𝑔+
𝐶𝑙−
[𝐴𝑔𝐶𝑙(𝑠)]
𝐾𝑝𝑠 = 𝐴𝑔+
𝐶𝑙−
PRODUTO DE
SOLUBILIDADE
Sais pouco solúveis
AgCl (s) ⇌ Ag+ (aq) + Cl- (aq)
𝐴𝑔+
𝐶𝑙−
= 𝐾𝑝𝑠 = 1,8 𝑥 10−10
Qual a
solubilidade
do AgCl em
água?
𝐴𝑔+
𝐶𝑙−
= [𝐴𝑔+
]2
= 1,8 𝑥 10−10
[𝐴𝑔+
] = 1,3 𝑥 10−5
𝑀
𝑆𝑜𝑙𝑢𝑏𝑖𝑙𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒 𝑑𝑜 𝐴𝑔𝐶𝑙 = 1,3 𝑥 10−5
𝑀
Solubilidade na presença de
íon comum
Qual a solubilidade do AgCl em uma solução
𝟏, 𝟎 𝒙 𝟏𝟎−𝟐 𝑴 de AgNO3?
𝐾 𝑝𝑠 = 𝐴𝑔+
𝐶𝑙−
𝐴𝑔+
= 𝐴𝑔+
𝑑𝑜 𝐴𝑔𝑁𝑂3
+ 𝐴𝑔+
𝑑𝑜 𝐴𝑔𝐶𝑙
1,0 𝑥 10−2
𝑀 < 1,3 𝑥 10−5
𝑀
Solubilidade na presença de
íon comum
𝐴𝑔+
= 𝐴𝑔+
𝑑𝑜 𝐴𝑔𝑁𝑂3
+ 𝐴𝑔+
𝑑𝑜 𝐴𝑔𝐶𝑙
1,0 𝑥 10−2
𝑀 < 1,3 𝑥 10−5
𝑀
𝐴𝑔+
≅ 1,0 𝑥 10−2
𝑀
𝐶𝑙−
=
𝐾𝑝𝑠
𝐴𝑔+
≅
1,8 𝑥 10−10
1,0 𝑥 10−2
= 1,8 𝑥 10−8
𝑀

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Aulas de Equilíbrio Químico - Parte I

  • 1. EQUILÍBRIO QUÍMICO SQM 0405 – Química Geral e Experimental: Teórica e Prática Engenharia Aeronáutica e Engenharia Mecatrônica quimicageralemais.blogspot.com.br
  • 2. Principais tópicos • Noções de equilíbrio químico • Constante de equilíbrio • Equilíbrio iônico em solução aquosa • Equilíbrio ácido-base • Solução tampão
  • 3. Referencial Bibliográfico • Mahan, Bruce M. Química: um curso universitário. Bruce M. Mahan, Rollie J. Myers; coordenador Henrique Eisi Toma; tradução de Koiti Araki, Denise de Oliveira Silva, Flávio Massao Matsumoto. São Paulo: Edgard Blücher, 2003. • Atkins, Peter. Princípios de química: questionando a vida moderna e o meio ambiente. Peter Atkins, Loretta Jones; tradução Ricardo Bicca de Alencastro. Porto Alegre: Bookman, 2006.
  • 4. Equilíbrio Químico: é importante? • Rendimento dos produtos em processos industriais • Síntese da amônia • Importância biológica Fritz Haber (1868-1934)
  • 5. Estado de equilíbrio • REAGENTES e PRODUTOS – coexistirão em equilíbrio em determinadas condições de concentração e temperatura CaCO3 (s) → CaO (s) + CO2 (g) CaO (s) + CO2 (g) → CaCO3 (s) CaCO3 (s) ⇌ CaO (s) + CO2 (g)
  • 6. Estado de equilíbrio ESTADO DE EQUILÍBRIO: As velocidades da reação de decomposição e da reação inversa tornam-se iguais, e a pressão do dióxido de carbono permanece constante! CaCO3 (s) ⇌ CaO (s) + CO2 (g)
  • 7. Reversibilidade das Reações 2 NH3 (g) → N2 (g) + 3 H2 (g) N2 (g) + 3 H2 (g) ⇌ 2 NH3 (g) As reações químicas atingem um estado de equilíbrio dinâmico no qual a velocidade das reações direta e inversa são iguais e não há mudança de composição. N2 (g) + 3 H2 (g) → 2 NH3 (g)
  • 8. Quociente de reação Q H2 (g) + I2 (g) ⇌ 2HI (g) 𝑄 = 𝑃 𝐻𝐼 2 𝑃 𝐻2 𝑃𝐼2 • Q assume qualquer valor dependendo da mistura de HI, H2 e I2. • Quando o equilíbrio é atingido, existirá um único valor de Q – dependente da temperatura
  • 9. Constante de equilíbrio aA + bB ⇌ cC + dD 𝐾 = 𝐶 𝑐 𝐷 𝑑 𝐴 𝑎 𝐵 𝑏  DEPENDENTE DA TEMPERATURA • Concentração molar se a espécie for um soluto dissolvido. • Pressão parcial se a espécie for um gás. • Válida para substâncias que sejam gases ideais ou solutos que obedecem à teoria das soluções ideais. PRODUTOS
  • 10. Constante de equilíbrio aA + bB ⇌ cC + dD 𝐾 = 𝐶 𝑐 𝐷 𝑑 𝐴 𝑎 𝐵 𝑏  DEPENDENTE DA TEMPERATURA • Concentração molar se a espécie for um soluto dissolvido. • Pressão parcial se a espécie for um gás. • Válida para substâncias que sejam gases ideais ou solutos que obedecem à teoria das soluções ideais. REAGENTES
  • 11. Constante de equilíbrio aA + bB ⇌ cC + dD 𝐾 = 𝐶 𝑐 𝐷 𝑑 𝐴 𝑎 𝐵 𝑏 Não aparecem na expressão da constante de equilíbrio: • Líquido puro • Sólido puro • Solvente presente em excesso
  • 12. Constante de equilíbrio CaCO3 (s) ⇌ CaO (s) + CO2 (g) 𝐾 = 𝐶𝑎𝑂 𝐶𝑂2 𝐶𝑎𝐶𝑂3 𝐶𝑂2 = [𝐶𝑎𝐶𝑂3] [𝐶𝑎𝑂] 𝐾′ ≡ 𝐾 𝐶𝑂2 = 𝐾
  • 13. Constante de equilíbrio Cu2+ (aq) + Zn (s) ⇌ Cu (s) + Zn2+ (aq) 𝐾 = 𝐶𝑢 𝑍𝑛2+ 𝐶𝑢2+ [𝑍𝑛] [𝑍𝑛2+] [𝐶𝑢2+] = [𝐶𝑢] [𝑍𝑛] 𝐾′ ≡ 𝐾 [𝑍𝑛2+] [𝐶𝑢2+] = 𝐾
  • 14. Constante de equilíbrio 2H2 (g) + O2 (g) ⇌ 2H2O (g) H2 (g) + 𝟏 𝟐 O2 (g) ⇌ H2O (g) 𝐾1 = [𝐻2 𝑂]2 [𝐻2]2[𝑂2] 𝐾2 = [𝐻2 𝑂] [𝐻2][𝑂2]1 2 𝐾2 = 𝐾1 1 2
  • 15. Constante de equilíbrio 2NO (g) + O2 (g) ⇌ 2NO2 (g) 2NO2 (g) ⇌ 2NO (g) + O2 (g) 𝐾1 = [𝑁𝑂2]2 [𝑁𝑂]2[𝑂2] 𝐾2 = [𝑁𝑂]2 [𝑂2] [𝑁𝑂2]2 𝐾2 = 1 𝐾1
  • 16. Constante de equilíbrio 2NO (g) + O2 (g) ⇌ 2NO2 (g) 2NO2 (g) ⇌ N2O4 (g) 𝐾1 = [𝑁𝑂2]2 [𝑁𝑂]2[𝑂2] 𝐾2 = [𝑁2 𝑂4] [𝑁𝑂2]2 𝐾3 = 𝐾1 𝐾2 2NO (g) + O2 (g) ⇌ N2O4 (g) 𝐾3 = [𝑁2 𝑂4] [𝑁𝑂]2[𝑂2] = [𝑁𝑂2]2 [𝑁𝑂]2[𝑂2] [𝑁2 𝑂4] [𝑁𝑂2]2
  • 17. Quociente de reação Q aA + bB ⇌ cC + dD 𝑄 = 𝐶 𝑐 𝐷 𝑑 𝐴 𝑎 𝐵 𝑏 O sistema estará em equilíbrio
  • 18. Quociente de reação Q aA + bB ⇌ cC + dD 𝑄 = 𝐶 𝑐 𝐷 𝑑 𝐴 𝑎 𝐵 𝑏 Reagentes em excesso em relação ao equilíbrio – Reação prosseguirá até o equilíbrio da esquerda para a direita
  • 19. Quociente de reação Q aA + bB ⇌ cC + dD 𝑄 = 𝐶 𝑐 𝐷 𝑑 𝐴 𝑎 𝐵 𝑏 Produtos em excesso em relação ao equilíbrio – Reação prosseguirá até o equilíbrio da direita para a esquerda
  • 20. Princípio de Le Chatelier “Quando uma perturbação exterior é aplicada a um sistema em equilíbrio dinâmico, ele tende a se ajustar no sentido de minimizar o efeito da perturbação.”
  • 21. Efeito da concentração sobre o equilíbrio I2 (s) ⇌ I2 (em solução) 𝑄 = 𝐼2 = 𝐾 Adicionando solvente...
  • 22. Efeito da concentração sobre o equilíbrio I2 (s) ⇌ I2 (em solução) 𝑄 = 𝐼2 = 𝐾 Após adição do solvente: 𝑄 = 𝐼2 < 𝐾 I2 (s) ⟶ I2 (em solução) Para atingir o equilíbrio novamente:
  • 23. Efeito da concentração sobre o equilíbrio I2 (s) ⇌ I2 (em solução) 𝑄 = 𝐼2 = 𝐾 Adicionando I2 (s)...
  • 24. Efeito da pressão sobre o equilíbrio A compressão de uma mistura de reação em equilíbrio tende a deslocar a reação na direção que reduz o número de moléculas em fase gás. O aumento da pressão pela introdução de um gás inerte não afeta a composição em equilíbrio.
  • 25. Efeito da pressão sobre o equilíbrio I2 (g) ⇌ 2I (g) 1 mol de moléculas do reagente na fase gás produz 2 mols de produto na fase gás! COMPRESSÃO – a composição de equilíbrio tende a se deslocar na direção do reagente, I2 – reduz ao mínimo o efeito do aumento da pressão EXPANSÃO – a composição de equilíbrio tende a se deslocar na direção do produto, I – reduz ao mínimo o efeito da diminuição da pressão
  • 26. Efeito da pressão sobre o equilíbrio 2NO2 (g) ⇌ N2O4 (g) 𝐾 = 𝑃 𝑁2 𝑂4 𝑃0 (𝑃 𝑁𝑂2 𝑃0)2 𝑃 𝑁𝑂2 = 𝑛 𝑁𝑂2 𝑅𝑇 𝑉 𝑃 𝑁2 𝑂4 = 𝑛 𝑁2 𝑂4 𝑅𝑇 𝑉 𝐾 = 𝑛 𝑁2 𝑂4 𝑅𝑇 𝑃0 𝑉 (𝑛 𝑁𝑂2 𝑅𝑇 𝑃0 𝑉)2 = 𝑛 𝑁2 𝑂4 (𝑛 𝑁𝑂2 )2 𝑥 𝑃0 𝑉 𝑅𝑇
  • 27. Efeito da pressão sobre o equilíbrio 2NO2 (g) ⇌ N2O4 (g) 𝐾 = 𝑛 𝑁2 𝑂4 𝑅𝑇 𝑃0 𝑉 (𝑛 𝑁𝑂2 𝑅𝑇 𝑃0 𝑉)2 = 𝑛 𝑁2 𝑂4 (𝑛 𝑁𝑂2 )2 𝑥 𝑃0 𝑉 𝑅𝑇 V 𝐧 𝐍 𝟐 𝐎 𝟒 (𝐧 𝐍𝐎 𝟐 ) 𝟐 Para K constante – aumento de pressão: 𝐧 𝐍 𝟐 𝐎 𝟒 𝐧 𝐍𝐎 𝟐
  • 28. Efeito da temperatura sobre o equilíbrio O aumento da temperatura de uma reação exotérmica favorece a formação de reagentes. O aumento da temperatura de uma reação endotérmica favorece a formação de produtos.
  • 29. Efeito da temperatura sobre o equilíbrio O aumento da temperatura de uma mistura de reação desloca o equilíbrio na direção endotérmica. 2SO2 (g) + O2 (g) ⇌ 2SO3 (g) 𝚫𝐇 𝐫 𝟎 = −𝟏𝟗𝟕, 𝟕𝟖 𝐤𝐉 𝐦𝐨𝐥−𝟏 O aumento da temperatura da mistura no equilíbrio favorece a decomposição de SO3 em SO2 e O2!!!
  • 30. Galo do tempo [𝑪𝒐𝑪𝒍 𝟒] 𝟐− (𝒂𝒒) + 𝟔𝑯 𝟐 𝑶 (𝒍) ⇌ [𝑪𝒐(𝑯 𝟐 𝑶) 𝟔] 𝟐+ (𝒂𝒒) + 𝟒𝑪𝒍− (𝒂𝒒) AZUL ROSA
  • 31. Catalisador • Não afeta a composição de equilíbrio de uma mistura de reação. • Fornece um caminho mais rápido para o mesmo destino. • Aumenta igualmente a velocidade em ambos os sentidos da reação. Logo, o equilíbrio dinâmico não é afetado. Substância que aumenta a velocidade de uma reação química sem ser consumido durante a reação.
  • 32. Como montar e usar uma tabela de equilíbrio Em um recipiente de 500 mL foram adicionados 3,12 g de PCl5. A amostra atingiu o equilíbrio com os produtos de decomposição PCl3 e Cl2 em 250°C, em que K = 78,3. Nessa temperatura, as três substâncias são gases. Determinar a composição da mistura no equilíbrio em mols por litro. 𝑷𝑪𝒍 𝟓 𝒈 ⇌ 𝑷𝑪𝒍 𝟑 𝒈 + 𝑪𝒍 𝟐 𝒈 𝑷 𝑷𝑪𝒍 𝟓 = 𝒏 𝑷𝑪𝒍 𝟓 𝑹𝑻 𝑽 = 𝟑, 𝟏𝟐 𝒈 𝟐𝟎𝟖, 𝟐𝟒 𝒈 𝒎𝒐𝒍−𝟏 𝒙 𝟖, 𝟑𝟏𝟒𝟓 𝑱 𝑲−𝟏 𝒎𝒐𝒍−𝟏 𝒙(𝟓𝟐𝟑 𝑲) 𝟓, 𝟎𝟎 𝒙 𝟏𝟎−𝟒 𝒎 𝟑 = = 𝟏, 𝟑𝟎 𝒙 𝟏𝟎 𝟓 𝑷𝒂 = 𝟏, 𝟑𝟎 𝒃𝒂𝒓
  • 33. Como montar e usar uma tabela de equilíbrio 𝑷𝑪𝒍 𝟓 𝒈 ⇌ 𝑷𝑪𝒍 𝟑 𝒈 + 𝑪𝒍 𝟐 𝒈 𝑷 𝑷𝑪𝒍 𝟓(𝒊𝒏𝒊𝒄𝒊𝒂𝒍) = 𝟏, 𝟑𝟎 𝒃𝒂𝒓 𝑷𝑪𝒍 𝟓 𝑷𝑪𝒍 𝟑 𝑪𝒍 𝟐 Etapa 1 – Pressão parcial inicial 1,30 0 0 Etapa 2 – Mudança na pressão parcial -x +x +x Etapa 3 – Pressão parcial final 1,30 - x x x 𝐾 = 𝑃 𝑃𝐶𝑙3 𝑃 𝐶𝑙2 𝑃 𝑃𝐶𝑙5 = 𝑥 x 𝑥 1,30 − 𝑥 = 𝑥2 1,30 − 𝑥 = 78,3 𝒙 = −𝟕𝟗, 𝟔 𝐨𝐮 𝟏, 𝟐𝟖
  • 34. Como montar e usar uma tabela de equilíbrio 𝑷𝑪𝒍 𝟓 𝒈 ⇌ 𝑷𝑪𝒍 𝟑 𝒈 + 𝑪𝒍 𝟐 𝒈 𝑷 𝑷𝑪𝒍 𝟓(𝒊𝒏𝒊𝒄𝒊𝒂𝒍) = 𝟏, 𝟑𝟎 𝒃𝒂𝒓 𝑷𝑪𝒍 𝟓 𝑷𝑪𝒍 𝟑 𝑪𝒍 𝟐 Etapa 1 – Pressão parcial inicial 1,30 0 0 Etapa 2 – Mudança na pressão parcial -x +x +x Etapa 3 – Pressão parcial final 1,30 - x x x 𝐾 = 𝑃 𝑃𝐶𝑙3 𝑃 𝐶𝑙2 𝑃 𝑃𝐶𝑙5 = 𝑥 x 𝑥 1,30 − 𝑥 = 𝑥2 1,30 − 𝑥 = 78,3 𝒙 = −𝟕𝟗, 𝟔 𝐨𝐮 𝟏, 𝟐𝟖
  • 35. Como montar e usar uma tabela de equilíbrio 𝑷𝑪𝒍 𝟓 𝒈 ⇌ 𝑷𝑪𝒍 𝟑 𝒈 + 𝑪𝒍 𝟐 𝒈 𝑷 𝑷𝑪𝒍 𝟓(𝒊𝒏𝒊𝒄𝒊𝒂𝒍) = 𝟏, 𝟑𝟎 𝒃𝒂𝒓 𝑷𝑪𝒍 𝟓 𝑷𝑪𝒍 𝟑 𝑪𝒍 𝟐 Etapa 1 – Pressão parcial inicial 1,30 0 0 Etapa 2 – Mudança na pressão parcial -x +x +x Etapa 3 – Pressão parcial final 1,30 - x x x 𝐾 = 𝑃 𝑃𝐶𝑙3 𝑃 𝐶𝑙2 𝑃 𝑃𝐶𝑙5 = 𝑥 x 𝑥 1,30 − 𝑥 = 𝑥2 1,30 − 𝑥 = 78,3 𝒙 = −𝟕𝟗, 𝟔 𝐨𝐮 𝟏, 𝟐𝟖 𝑷 𝑷𝑪𝒍 𝟓 = 𝟏, 𝟑𝟎 − 𝒙 = 𝟏, 𝟑𝟎 − 𝟏, 𝟐𝟖 = 𝟎, 𝟎𝟐 𝒃𝒂𝒓 𝑷 𝑷𝑪𝒍 𝟑 = 𝒙 = 𝟏, 𝟐𝟖 𝒃𝒂𝒓 𝑷 𝑪𝒍 𝟐 = 𝒙 = 𝟏, 𝟐𝟖 𝒃𝒂𝒓
  • 36. Equilíbrio iônico em solução aquosa  Sais pouco solúveis  Ácidos e bases  Equilíbrio ácido-base  Ka, Kb e Kw  pH e pOH  Solução Tampão
  • 37. Sais pouco solúveis AgCl (s) ⇌ Ag+ (aq) + Cl- (aq) 𝐾 = 𝐴𝑔+ 𝐶𝑙− [𝐴𝑔𝐶𝑙(𝑠)] 𝐾𝑝𝑠 = 𝐴𝑔+ 𝐶𝑙− PRODUTO DE SOLUBILIDADE
  • 38. Sais pouco solúveis AgCl (s) ⇌ Ag+ (aq) + Cl- (aq) 𝐴𝑔+ 𝐶𝑙− = 𝐾𝑝𝑠 = 1,8 𝑥 10−10 Qual a solubilidade do AgCl em água? 𝐴𝑔+ 𝐶𝑙− = [𝐴𝑔+ ]2 = 1,8 𝑥 10−10 [𝐴𝑔+ ] = 1,3 𝑥 10−5 𝑀 𝑆𝑜𝑙𝑢𝑏𝑖𝑙𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒 𝑑𝑜 𝐴𝑔𝐶𝑙 = 1,3 𝑥 10−5 𝑀
  • 39. Solubilidade na presença de íon comum Qual a solubilidade do AgCl em uma solução 𝟏, 𝟎 𝒙 𝟏𝟎−𝟐 𝑴 de AgNO3? 𝐾 𝑝𝑠 = 𝐴𝑔+ 𝐶𝑙− 𝐴𝑔+ = 𝐴𝑔+ 𝑑𝑜 𝐴𝑔𝑁𝑂3 + 𝐴𝑔+ 𝑑𝑜 𝐴𝑔𝐶𝑙 1,0 𝑥 10−2 𝑀 < 1,3 𝑥 10−5 𝑀
  • 40. Solubilidade na presença de íon comum 𝐴𝑔+ = 𝐴𝑔+ 𝑑𝑜 𝐴𝑔𝑁𝑂3 + 𝐴𝑔+ 𝑑𝑜 𝐴𝑔𝐶𝑙 1,0 𝑥 10−2 𝑀 < 1,3 𝑥 10−5 𝑀 𝐴𝑔+ ≅ 1,0 𝑥 10−2 𝑀 𝐶𝑙− = 𝐾𝑝𝑠 𝐴𝑔+ ≅ 1,8 𝑥 10−10 1,0 𝑥 10−2 = 1,8 𝑥 10−8 𝑀