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EQUILÍBRIO QUÍMICO
SQM 0405 – Química Geral e Experimental: Teórica e Prática
Amanda Ribeiro Guimarães
amandaiqsc@iqsc.usp.br
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.
A produção de alimentos
cairia desastrosamente
em razão da falta de
fertilizantes
nitrogenados!!!!
1898
Sir William Ramsay
Fabricação de
Fertilizantes
Fabricação de
explosivos
Jazidas do Chile
A resposta está
no Equilíbrio
Químico!!!
Fritz Haber (1868 – 1934)
𝑁2(𝑔) + 3𝐻2(𝑔) → 2𝑁𝐻3(𝑔)
Reversibilidade das Reações
aA+bB cC+dD
Reação direta
reagentes
produtos
bB
aA
aA e bB serão consumidos
bB
cC
dD
cC e dD serão formados
Reação Inversa
• Mesma velocidade
• A composição da mistura
é constante
CaCO3 (s) ⇄CaO (s) + CO2 (g)
CaCO3
(s)
CO2
CaO
(s)
CO2
↓
↓
↓
CO2
CO2
840 °C
A CONSTANTE DE EQUILÍBRIO
2𝑆𝑂2(𝑔) + 𝑂2(𝑔) ⇄ 2𝑆𝑂3(𝑔)
𝐾 =
(𝑃𝑆𝑂3/ 𝑃°)
(𝑃𝑆𝑂2
/𝑃°)2(𝑃𝑂2
/𝑃°)
Dados de Equilíbrio e Constante de Equilíbrio da
Reação
𝑃𝑆𝑂2
(bar) 𝑃𝑂2
(bar) 𝑃𝑆𝑂3
(𝑏𝑎𝑟) 𝑃(𝑏𝑎𝑟) K
A 5,49x10−2
3,24x10−2
2,21x10−4
8,75x10−2
5,00x10−4
B 3,16x10−3 1,83x10−2 9,49x10−6 2,15x10−2 4,93x10−4
C 9,15x10−3
9,15x10−3
1,96x10−5 1,83x10−2
5,02x10−4
K médio= 4,95x10−4
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.
PRODUTOS
REAGENTES
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
QUOCIENTE DE REAÇÃO Q
aA + bB ⇌ cC + dD
𝑄 =
𝐶 𝑐 𝐷 𝑑
𝐴 𝑎 𝐵 𝑏
O sistema estará em equilíbrio
Reagentes em excesso em relação
ao equilíbrio – Reação prosseguirá
até o equilíbrio da esquerda para a
direita
Produtos em excesso em relação ao
equilíbrio – Reação prosseguirá até
o equilíbrio da direita para a
esquerda
aA+bB cC+dD⇄
𝐾 =
𝑝𝑟𝑒𝑠𝑠ã𝑜 𝑝𝑎𝑟𝑐𝑖𝑎𝑙 𝑑𝑜𝑠 𝑝𝑟𝑜𝑑𝑢𝑡𝑜𝑠
𝑝𝑟𝑒𝑠𝑠ã𝑜 𝑝𝑎𝑟𝑐𝑖𝑎𝑙 𝑑𝑜𝑠 𝑟𝑒𝑎𝑔𝑒𝑛𝑡𝑒𝑠
𝐾 =
(𝑃𝐶 /𝑃°
) 𝑐
(𝑃 𝐷 /𝑃°
) 𝑑
(𝑃𝐴 /𝑃°) 𝑎(𝑃𝐵 /𝑃°) 𝑏
Pressão Concentração
P°=1bar
Pressão padrão
aA+bB cC+dD⇄
𝐾 =
𝑐𝑜𝑛𝑐𝑒𝑛𝑡𝑟𝑎çã𝑜 𝑚𝑜𝑙𝑎𝑟 𝑑𝑜𝑠 𝑝𝑟𝑜𝑑𝑢𝑡𝑜𝑠
𝑐𝑜𝑛𝑐𝑒𝑛𝑡𝑟𝑎çã𝑜 𝑚𝑜𝑙𝑎𝑟 𝑑𝑜𝑠 𝑟𝑒𝑎𝑔𝑒𝑛𝑡𝑒𝑠
c°=1mol. 𝐿−1
molaridade padrão
𝐾 =
[𝐶] 𝑐
[𝐷] 𝑑
[𝐴] 𝑎
[𝐵] 𝑏
para sólidos de líquidos puros, [j]/c°=1
𝐾 =
𝑃𝐶
𝑐
𝑃 𝐷
𝑑
𝑃𝐴
𝑎
𝑃𝐵
𝑏
𝐾 =
([𝐶]/𝑐°
) 𝑐
([𝐷]/𝑐°
) 𝑑
([𝐴]/𝑐°) 𝑎([𝐵]/𝑐°) 𝑏
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
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
CaCO3 (s) ⇌ CaO (s) + CO2 (g)
𝐾 =
𝐶𝑎𝑂 𝐶𝑂2
𝐶𝑎𝐶𝑂3
𝐶𝑂2 =
[𝐶𝑎𝐶𝑂3]
[𝐶𝑎𝑂]
𝐾′
≡ 𝐾
𝐶𝑂2 = 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
PRINCÍPIO DE LE CHATELIER
RESPOSTA DOS EQUILÍBRIOS A MUDANÇAS
DE CONDIÇÕES
concentração
pressão
temperatura
catalisadores
“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.”
(1850-1936)
Concentração
No Equilíbrio Q=K
aA + bB ⇌ cC + dD
aA
cC
Adição de reagente
aA + bB ⇌ cC + dD
Q< K
A reação responde com
a formação de produtos
para restaurar a
igualdade entre Q e K.
Adição de produtos
Q >K
A reação responde com a
formação de reagentes
para restaurar a
igualdade entre Q e K.
aA + bB ⇌ cC + dD
Q=
𝐶 𝑐
𝐷 𝑑
𝐴 𝑎
𝐵 𝑏
O CASO DO AAS
𝐴𝐴𝑆(𝑠) + 𝐻2 𝑂(𝑙) ⇄ 𝐴𝐴𝑆−1
+𝐻3 𝑂+
(aq)
𝐴𝐴𝑆−1
(aq)
𝐻3 𝑂+
CaCO3 (s)⇌CaO (s) + CO2 (g)
Absorve calor
Reação exotérmica
2𝑆𝑂2(𝑔) + 𝑂2(𝑔) ⇄ 2𝑆𝑂3(𝑔)
Reação endotérmica
Libera calor
Temperatura
A temperatura aumentar?
Qual seria o efeito sobre o Equilíbrio ?
2𝑆𝑂2(𝑔) + 𝑂2(𝑔) ⇄ 2𝑆𝑂3(𝑔)
Reação exotérmica
Reação endotérmica
CaCO3 (s) ⇌CaO (s) + CO2 (g)
O aumento da temperatura de uma mistura de reação desloca o
equilíbrio na direção endotérmica.
Pressão
𝐼2(𝑔) ⇌ 2𝐼(𝑔)
Dica: verificar o número
de mols!!!
compressão
expansão
A compressão de uma mistura de reação de equilíbrio tende a
deslocar a reação na direção que reduz o número de moléculas em fase
de gás.
SOLUÇÃO PARA O PROBLEMA DE HABER
Fritz Haber (1868 – 1934)
𝑁2(𝑔) + 3𝐻2(𝑔) ⇌ 2𝑁𝐻3(𝑔)
1) Conduzir a síntese com gases
fortemente comprimidos .
2 mols
4mols
2) Era preciso conduzir a reação à
menor temperatura possível.
250atm!!
Reação é exotérmica
3) Remover a amônia à medida que
ela se forma.
Catálise
𝑁2(𝑔) + 3𝐻2(𝑔) ⇌ 2𝑁𝐻3(𝑔)
• Nitrogênio e hidrogênio combinam-se muito lentamente em temperaturas
baixas!!
Adição de um catalisador!!!
Catalisador - é uma substância que
aumenta a velocidade de uma reação
química sem ser consumido durante a
reação.
• O catalisador não afeta o equilíbrio de uma mistura de reação.
𝑁2(𝑔) + 3𝐻2(𝑔) ⇌ 2𝑁𝐻3(𝑔)
FeOs U
250atm450 C°
ATENÇÃO!!!!
A constante de Equilíbrio pode ser definida em termos de pressões
parciais e em termos de concentração.
𝐾 =
𝑃𝐶
𝑐
𝑃 𝐷
𝑑
𝑃𝐴
𝑎
𝑃𝐵
𝑏 𝐾𝑐 =
𝐶 𝑐 𝐷 𝑑
𝐴 𝑎 𝐵 𝑏
Convertendo 𝐾 em 𝐾𝑐
𝐾 =
𝑅𝑇𝑐°
𝑃°
𝐾𝑐
Δ𝑛
Δ𝑛=(c+d)-(a+b)
𝐾 = 𝑅𝑇 Δ𝑛
𝐾𝑐
P°=1bar c°=1mol.𝐿−1
EXEMPLO 1
Em 673K, a constante de equilíbrio K de 2𝑆𝑂2(𝑔) + 𝑂2(𝑔) ⇄
2𝑆𝑂3(𝑔) é 3,1𝑥104
. Qual é o valor de 𝐾𝑐 nessa temperatura?
R= 8,31447x 10−2 𝐿. 𝑏𝑎𝑟. 𝐾−1 𝑚𝑜𝑙−1
𝟑, 𝟏𝒙𝟏𝟎 𝟒
= (8,31447x 𝟏𝟎−𝟐
𝒙𝟔𝟕𝟑)−𝟏
𝑲 𝒄
Δ𝑛=2-(2+1)=-1
𝐾 = 𝑅𝑇 Δ𝑛
𝐾𝑐
𝑲 𝒄 = 𝟏. 𝟕𝒙𝟏𝟎 𝟔
Em uma mistura de 𝐻2, 𝐼2 𝑒 𝐻𝐼 em equilíbrio na fase de gás, em
500K, [HI]= 2,21𝑥10−3
𝑚𝑜𝑙. 𝐿−1
e [𝐼2] = 1,46𝑥10−3
𝑚𝑜𝑙. 𝐿−1
.
Levando em conta o valor de K= 160, calcule a concentração de
𝐻2.
𝐾 =
[𝐻𝐼]2
𝐻2 [𝐼2]
160 =
(2.21𝑥10−3 𝑚𝑜𝑙. 𝐿−1)2
1,46𝑥10−3 𝑚𝑜𝑙. 𝐿−1 [𝐻2]
[𝐻2]=2,1 x10−5
𝑚𝑜𝑙. 𝐿−1
CÁLCULOS UTILIZANDO A CONSTANTE DE EQUILÍBRIO
COMO MONTAR E USAR UMA TABELA DE EQUILÍBRIO
1) 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.
𝑷𝑪𝒍 𝟓 𝒈 ⇌ 𝑷𝑪𝒍 𝟑 𝒈 + 𝑪𝒍 𝟐 𝒈
gases ideais!!!
𝑷 𝑷𝑪𝒍 𝟓
=
𝒏 𝑷𝑪𝒍 𝟓
𝑹𝑻
𝑽
V=500mL - 0,5L
R= 8,31447x 10−2 𝐿. 𝑏𝑎𝑟. 𝐾−1 𝑚𝑜𝑙−1
T= 250C° - 523K
n= m/M
𝑀 𝑃𝐶𝑙5
=208,24 g/mol
m=3.12g
𝑷𝑪𝒍 𝟓 𝒈 ⇌ 𝑷𝑪𝒍 𝟑 𝒈 + 𝑪𝒍 𝟐 𝒈
𝑲 =
𝑷 𝑷𝑪𝒍 𝟑
𝑷 𝑪𝒍 𝟐
𝑷 𝑷𝑪𝒍 𝟓
𝑷 𝑷𝑪𝒍 𝟓
=
𝒏 𝑷𝑪𝒍 𝟓
𝑹𝑻
𝑽
=
𝟑, 𝟏𝟐 𝒈
𝟐𝟎𝟖, 𝟐𝟒 𝒈 𝒎𝒐𝒍−𝟏
𝒙
8,31447x 𝟏𝟎−𝟐
𝑳. 𝒃𝒂𝒓. 𝑲−𝟏
𝒎𝒐𝒍−𝟏
. (𝟓𝟐𝟑 𝑲)
𝟎, 𝟓𝑳
=
= 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
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
COMO MONTAR E USAR UMA TABELA DE EQUILÍBRIO
2) Suponha que a mistura em equilíbrio mostrada
anteriormente seja perturbada pela adição de 0,0100 mol
de Cl2 (g) ao balão (de volume 500 mL) e que o sistema
atinja novamente o equilíbrio. Calcular a nova composição
de equilíbrio.
𝑷𝑪𝒍 𝟓 𝒈 ⇌ 𝑷𝑪𝒍 𝟑 𝒈 + 𝑪𝒍 𝟐 𝒈
1) Para a reação 𝐻2(𝑔)+𝐼2(𝑔) ⇌ 2𝐻𝐼(𝑔), K= 500K. A
análise da mistura de reação em 500K mostrou que sua
composição é 𝑃 𝐻2
= 0,20 bar, 𝑃𝐼2
=0,10bar e 𝑃 𝐻𝐼= 0,10bar.
 A) Calcule o quociente da reação.
 B) A mistura de reação está em equilíbrio? Caso não
esteja, a tendência é formar mais reagentes ou mais
produtos?
FIM DA AULA 1
EQUILÍBRIO IÔNICO EM SOLUÇÃO AQUOSA
 Sais pouco solúveis
 Ácidos e bases
 Equilíbrio ácido-base
 Ka, Kb e Kw
 pH e pOH
 Solução Tampão

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Aula1 Equilibrio Químico

  • 1. EQUILÍBRIO QUÍMICO SQM 0405 – Química Geral e Experimental: Teórica e Prática Amanda Ribeiro Guimarães amandaiqsc@iqsc.usp.br 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. A produção de alimentos cairia desastrosamente em razão da falta de fertilizantes nitrogenados!!!! 1898 Sir William Ramsay Fabricação de Fertilizantes Fabricação de explosivos Jazidas do Chile
  • 5. A resposta está no Equilíbrio Químico!!! Fritz Haber (1868 – 1934) 𝑁2(𝑔) + 3𝐻2(𝑔) → 2𝑁𝐻3(𝑔)
  • 6. Reversibilidade das Reações aA+bB cC+dD Reação direta reagentes produtos bB aA aA e bB serão consumidos bB cC dD cC e dD serão formados Reação Inversa • Mesma velocidade • A composição da mistura é constante
  • 7. CaCO3 (s) ⇄CaO (s) + CO2 (g) CaCO3 (s) CO2 CaO (s) CO2 ↓ ↓ ↓ CO2 CO2 840 °C
  • 8. A CONSTANTE DE EQUILÍBRIO 2𝑆𝑂2(𝑔) + 𝑂2(𝑔) ⇄ 2𝑆𝑂3(𝑔) 𝐾 = (𝑃𝑆𝑂3/ 𝑃°) (𝑃𝑆𝑂2 /𝑃°)2(𝑃𝑂2 /𝑃°) Dados de Equilíbrio e Constante de Equilíbrio da Reação 𝑃𝑆𝑂2 (bar) 𝑃𝑂2 (bar) 𝑃𝑆𝑂3 (𝑏𝑎𝑟) 𝑃(𝑏𝑎𝑟) K A 5,49x10−2 3,24x10−2 2,21x10−4 8,75x10−2 5,00x10−4 B 3,16x10−3 1,83x10−2 9,49x10−6 2,15x10−2 4,93x10−4 C 9,15x10−3 9,15x10−3 1,96x10−5 1,83x10−2 5,02x10−4 K médio= 4,95x10−4
  • 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. PRODUTOS REAGENTES
  • 10. 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
  • 11. QUOCIENTE DE REAÇÃO Q aA + bB ⇌ cC + dD 𝑄 = 𝐶 𝑐 𝐷 𝑑 𝐴 𝑎 𝐵 𝑏 O sistema estará em equilíbrio Reagentes em excesso em relação ao equilíbrio – Reação prosseguirá até o equilíbrio da esquerda para a direita Produtos em excesso em relação ao equilíbrio – Reação prosseguirá até o equilíbrio da direita para a esquerda
  • 12. aA+bB cC+dD⇄ 𝐾 = 𝑝𝑟𝑒𝑠𝑠ã𝑜 𝑝𝑎𝑟𝑐𝑖𝑎𝑙 𝑑𝑜𝑠 𝑝𝑟𝑜𝑑𝑢𝑡𝑜𝑠 𝑝𝑟𝑒𝑠𝑠ã𝑜 𝑝𝑎𝑟𝑐𝑖𝑎𝑙 𝑑𝑜𝑠 𝑟𝑒𝑎𝑔𝑒𝑛𝑡𝑒𝑠 𝐾 = (𝑃𝐶 /𝑃° ) 𝑐 (𝑃 𝐷 /𝑃° ) 𝑑 (𝑃𝐴 /𝑃°) 𝑎(𝑃𝐵 /𝑃°) 𝑏 Pressão Concentração P°=1bar Pressão padrão aA+bB cC+dD⇄ 𝐾 = 𝑐𝑜𝑛𝑐𝑒𝑛𝑡𝑟𝑎çã𝑜 𝑚𝑜𝑙𝑎𝑟 𝑑𝑜𝑠 𝑝𝑟𝑜𝑑𝑢𝑡𝑜𝑠 𝑐𝑜𝑛𝑐𝑒𝑛𝑡𝑟𝑎çã𝑜 𝑚𝑜𝑙𝑎𝑟 𝑑𝑜𝑠 𝑟𝑒𝑎𝑔𝑒𝑛𝑡𝑒𝑠 c°=1mol. 𝐿−1 molaridade padrão 𝐾 = [𝐶] 𝑐 [𝐷] 𝑑 [𝐴] 𝑎 [𝐵] 𝑏 para sólidos de líquidos puros, [j]/c°=1 𝐾 = 𝑃𝐶 𝑐 𝑃 𝐷 𝑑 𝑃𝐴 𝑎 𝑃𝐵 𝑏 𝐾 = ([𝐶]/𝑐° ) 𝑐 ([𝐷]/𝑐° ) 𝑑 ([𝐴]/𝑐°) 𝑎([𝐵]/𝑐°) 𝑏
  • 13. 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
  • 14. 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
  • 15. CONSTANTE DE EQUILÍBRIO CaCO3 (s) ⇌ CaO (s) + CO2 (g) 𝐾 = 𝐶𝑎𝑂 𝐶𝑂2 𝐶𝑎𝐶𝑂3 𝐶𝑂2 = [𝐶𝑎𝐶𝑂3] [𝐶𝑎𝑂] 𝐾′ ≡ 𝐾 𝐶𝑂2 = 𝐾
  • 16. 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
  • 17. 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
  • 18. 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
  • 19. PRINCÍPIO DE LE CHATELIER RESPOSTA DOS EQUILÍBRIOS A MUDANÇAS DE CONDIÇÕES concentração pressão temperatura catalisadores “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.” (1850-1936)
  • 20. Concentração No Equilíbrio Q=K aA + bB ⇌ cC + dD aA cC Adição de reagente aA + bB ⇌ cC + dD Q< K A reação responde com a formação de produtos para restaurar a igualdade entre Q e K. Adição de produtos Q >K A reação responde com a formação de reagentes para restaurar a igualdade entre Q e K. aA + bB ⇌ cC + dD Q= 𝐶 𝑐 𝐷 𝑑 𝐴 𝑎 𝐵 𝑏
  • 21. O CASO DO AAS 𝐴𝐴𝑆(𝑠) + 𝐻2 𝑂(𝑙) ⇄ 𝐴𝐴𝑆−1 +𝐻3 𝑂+ (aq) 𝐴𝐴𝑆−1 (aq) 𝐻3 𝑂+
  • 22. CaCO3 (s)⇌CaO (s) + CO2 (g) Absorve calor Reação exotérmica 2𝑆𝑂2(𝑔) + 𝑂2(𝑔) ⇄ 2𝑆𝑂3(𝑔) Reação endotérmica Libera calor Temperatura
  • 23. A temperatura aumentar? Qual seria o efeito sobre o Equilíbrio ? 2𝑆𝑂2(𝑔) + 𝑂2(𝑔) ⇄ 2𝑆𝑂3(𝑔) Reação exotérmica Reação endotérmica CaCO3 (s) ⇌CaO (s) + CO2 (g) O aumento da temperatura de uma mistura de reação desloca o equilíbrio na direção endotérmica.
  • 24. Pressão 𝐼2(𝑔) ⇌ 2𝐼(𝑔) Dica: verificar o número de mols!!! compressão expansão A compressão de uma mistura de reação de equilíbrio tende a deslocar a reação na direção que reduz o número de moléculas em fase de gás.
  • 25. SOLUÇÃO PARA O PROBLEMA DE HABER Fritz Haber (1868 – 1934) 𝑁2(𝑔) + 3𝐻2(𝑔) ⇌ 2𝑁𝐻3(𝑔) 1) Conduzir a síntese com gases fortemente comprimidos . 2 mols 4mols 2) Era preciso conduzir a reação à menor temperatura possível. 250atm!! Reação é exotérmica 3) Remover a amônia à medida que ela se forma.
  • 26. Catálise 𝑁2(𝑔) + 3𝐻2(𝑔) ⇌ 2𝑁𝐻3(𝑔) • Nitrogênio e hidrogênio combinam-se muito lentamente em temperaturas baixas!! Adição de um catalisador!!! Catalisador - é uma substância que aumenta a velocidade de uma reação química sem ser consumido durante a reação. • O catalisador não afeta o equilíbrio de uma mistura de reação. 𝑁2(𝑔) + 3𝐻2(𝑔) ⇌ 2𝑁𝐻3(𝑔) FeOs U 250atm450 C°
  • 27. ATENÇÃO!!!! A constante de Equilíbrio pode ser definida em termos de pressões parciais e em termos de concentração. 𝐾 = 𝑃𝐶 𝑐 𝑃 𝐷 𝑑 𝑃𝐴 𝑎 𝑃𝐵 𝑏 𝐾𝑐 = 𝐶 𝑐 𝐷 𝑑 𝐴 𝑎 𝐵 𝑏 Convertendo 𝐾 em 𝐾𝑐 𝐾 = 𝑅𝑇𝑐° 𝑃° 𝐾𝑐 Δ𝑛 Δ𝑛=(c+d)-(a+b) 𝐾 = 𝑅𝑇 Δ𝑛 𝐾𝑐 P°=1bar c°=1mol.𝐿−1
  • 28. EXEMPLO 1 Em 673K, a constante de equilíbrio K de 2𝑆𝑂2(𝑔) + 𝑂2(𝑔) ⇄ 2𝑆𝑂3(𝑔) é 3,1𝑥104 . Qual é o valor de 𝐾𝑐 nessa temperatura? R= 8,31447x 10−2 𝐿. 𝑏𝑎𝑟. 𝐾−1 𝑚𝑜𝑙−1 𝟑, 𝟏𝒙𝟏𝟎 𝟒 = (8,31447x 𝟏𝟎−𝟐 𝒙𝟔𝟕𝟑)−𝟏 𝑲 𝒄 Δ𝑛=2-(2+1)=-1 𝐾 = 𝑅𝑇 Δ𝑛 𝐾𝑐 𝑲 𝒄 = 𝟏. 𝟕𝒙𝟏𝟎 𝟔
  • 29. Em uma mistura de 𝐻2, 𝐼2 𝑒 𝐻𝐼 em equilíbrio na fase de gás, em 500K, [HI]= 2,21𝑥10−3 𝑚𝑜𝑙. 𝐿−1 e [𝐼2] = 1,46𝑥10−3 𝑚𝑜𝑙. 𝐿−1 . Levando em conta o valor de K= 160, calcule a concentração de 𝐻2. 𝐾 = [𝐻𝐼]2 𝐻2 [𝐼2] 160 = (2.21𝑥10−3 𝑚𝑜𝑙. 𝐿−1)2 1,46𝑥10−3 𝑚𝑜𝑙. 𝐿−1 [𝐻2] [𝐻2]=2,1 x10−5 𝑚𝑜𝑙. 𝐿−1 CÁLCULOS UTILIZANDO A CONSTANTE DE EQUILÍBRIO
  • 30. COMO MONTAR E USAR UMA TABELA DE EQUILÍBRIO 1) 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. 𝑷𝑪𝒍 𝟓 𝒈 ⇌ 𝑷𝑪𝒍 𝟑 𝒈 + 𝑪𝒍 𝟐 𝒈 gases ideais!!! 𝑷 𝑷𝑪𝒍 𝟓 = 𝒏 𝑷𝑪𝒍 𝟓 𝑹𝑻 𝑽 V=500mL - 0,5L R= 8,31447x 10−2 𝐿. 𝑏𝑎𝑟. 𝐾−1 𝑚𝑜𝑙−1 T= 250C° - 523K n= m/M 𝑀 𝑃𝐶𝑙5 =208,24 g/mol m=3.12g
  • 31. 𝑷𝑪𝒍 𝟓 𝒈 ⇌ 𝑷𝑪𝒍 𝟑 𝒈 + 𝑪𝒍 𝟐 𝒈 𝑲 = 𝑷 𝑷𝑪𝒍 𝟑 𝑷 𝑪𝒍 𝟐 𝑷 𝑷𝑪𝒍 𝟓 𝑷 𝑷𝑪𝒍 𝟓 = 𝒏 𝑷𝑪𝒍 𝟓 𝑹𝑻 𝑽 = 𝟑, 𝟏𝟐 𝒈 𝟐𝟎𝟖, 𝟐𝟒 𝒈 𝒎𝒐𝒍−𝟏 𝒙 8,31447x 𝟏𝟎−𝟐 𝑳. 𝒃𝒂𝒓. 𝑲−𝟏 𝒎𝒐𝒍−𝟏 . (𝟓𝟐𝟑 𝑲) 𝟎, 𝟓𝑳 = = 𝟏, 𝟑𝟎 𝒙 𝟏𝟎 𝟓 𝑷𝒂 = 𝟏, 𝟑𝟎 𝒃𝒂𝒓
  • 32. 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 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
  • 33. COMO MONTAR E USAR UMA TABELA DE EQUILÍBRIO 2) Suponha que a mistura em equilíbrio mostrada anteriormente seja perturbada pela adição de 0,0100 mol de Cl2 (g) ao balão (de volume 500 mL) e que o sistema atinja novamente o equilíbrio. Calcular a nova composição de equilíbrio. 𝑷𝑪𝒍 𝟓 𝒈 ⇌ 𝑷𝑪𝒍 𝟑 𝒈 + 𝑪𝒍 𝟐 𝒈
  • 34. 1) Para a reação 𝐻2(𝑔)+𝐼2(𝑔) ⇌ 2𝐻𝐼(𝑔), K= 500K. A análise da mistura de reação em 500K mostrou que sua composição é 𝑃 𝐻2 = 0,20 bar, 𝑃𝐼2 =0,10bar e 𝑃 𝐻𝐼= 0,10bar.  A) Calcule o quociente da reação.  B) A mistura de reação está em equilíbrio? Caso não esteja, a tendência é formar mais reagentes ou mais produtos?
  • 36. EQUILÍBRIO IÔNICO EM SOLUÇÃO AQUOSA  Sais pouco solúveis  Ácidos e bases  Equilíbrio ácido-base  Ka, Kb e Kw  pH e pOH  Solução Tampão