Equilibrio químico

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Equilibrio químico

  1. 1. EQUILÍBRIO QUÍMICO
  2. 2. CONSTANTE DE EQUILÍBRIO  A maneira de descrever a posição de equilíbrio de uma reação química é dar as concentrações de equilíbrio dos reagentes e produtos.  A expressão da constante de equilíbrio, que é uma constante numérica, relaciona as concentrações entre reagentes e produtos no equilíbrio numa certa temperatura.
  3. 3. CONSTANTE DE EQUILÍBRIO H2(g) + I2(g) 2HI(g) Um grande número de experiências mostra que, no equilíbrio, a razão entre o quadrado da concentração de HI e o produto das concentrações de H2 e I2. [HI]2 [H2] [I2]
  4. 4. CONCENTRAÇÕES INICIAIS E NO EQUILÍBRIO (moles/L) Equação H2(g) + I2(g) 2HI(g) Concentração inicial 0,0175 0,0175 0 Variação de concentração no avanço da reação para o equilíbrio Concentração no equilíbrio -0,0138 -0,0138 +0,0276 0,0037 0,0037 0,0276
  5. 5. Substituindo esses valores das concentrações no equilíbrio na expressão mencionada anteriormente: [HI]2 [H2] [I2] = (0,0276)2 (0,0037) (0,0037) = 56
  6. 6. CONSTANTE DE EQUILÍBRIO Dada a equação simbólica: aA + bB cC + dD As concentrações de reagentes e produtos no equilíbrio são sempre relacionadas pela EXPRESSÃO DA CONSTANTE DE EQUILÍBRIO Concentração dos produtos Constante de equilíbrio = K = [C]c [D]d [A]a [B]b Concentração dos reagentes
  7. 7. O SIGNIFICADO DA CONSTANTE DE EQUILÍBRIO  O valor da constante de equilíbrio mostra se a reação é favorável aos produtos ou aos reagentes.  Pode ser usado para calcular a quantidade de produto presente no equilíbrio.
  8. 8. O SIGNIFICADO DA CONSTANTE DE EQUILÍBRIO  K >>1: A reação é favorável aos produtos; as concentrações dos produtos no equilíbrio são maiores do que as concentrações dos reagentes no equilíbrio.  K <<1: A reação é favorável aos reagentes; as concentrações dos reagentes no equilíbrio são maiores do que as concentrações dos produtos no equilíbrio.
  9. 9. Reações que Envolvem Sólidos e Água 1/8 S8(s) + O2(g) K’ = SO2(g) [SO2] [S8]1/8 [O2] [SO2] Como o enxofre é um sólido molecular, e como a K = concentração das moléculas ] [O 2
  10. 10. Reações que Envolvem Sólidos e Água NH3(aq) + H2O(l) K = NH4+(aq) + OH-(aq) [NH4+] [OH-] [NH3]
  11. 11. EXERCÍCIO: Escreva as expressões da constante equilíbrio para cada reação seguinte: a) PCl5(g) b) Cu(OH)2(s) c) Cu(NH3)42+(aq) de PCl3(g) + Cl2(g) Cu2+(aq) + 2OH-(aq) Cu2+(aq) + d) CH3COOH (aq)+ H2O(l) 4NH3(aq) CH3COO-(aq)+ H3O+(aq)
  12. 12. EXERCÍCIO: A mistura de nitrogênio, hidrogênio e amônia pode reagir até o equilíbrio. Quando se escreve a equação com os coeficientes inteiros, como vem a seguir, o valor de Kc é 3,5 x 108, a 25 oC. N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g) ½ N2(g) + 3/2 H2(g) 2NH3(g) NH3(g) N2(g) + 3H2(g) K1=3,5x108 K2=? K3=? Qual o valor de K2, a constante de equilíbrio da Equação 2? Qual o valor de K3, a constante de equilíbrio da reação inversa da primeira equação, isto é, da decomposição da amônia?
  13. 13. QUOCIENTE REACIONAL Butano Kc = [Isobutano] [Butano] Isobutano = 2,5 a 298 K Se a concentração de um dos componentes for conhecida, somente um certo valor da concentração do outro composto obedecerá à expressão da constante de equilíbrio.
  14. 14. QUOCIENTE REACIONAL  Qualquer ponto do plano da figura, sobre a reta de equilíbrio ou fora desta, define uma razão [isobutano]/[butano].  Essa razão recebe o nome de: QUOCIENTE REACIONAL, Q E é igual a constante de equilíbrio Kc quando a reação está em equilíbrio.
  15. 15. QUOCIENTE REACIONAL Qc = [Isobutano] [Butano] = 4,0 3,0 = 1,3  O ponto representativo destas condições está na região inferior da figura.  As concentrações não são concentrações de equilíbrio, pois Qc < Kc.  Haverá transformação do butano em isobutano para o equilíbrio para o equilíbrio ser atingido.
  16. 16. QUOCIENTE REACIONAL Dada qualquer reação: aA + bB cC + dD O quociente reacional, Q, se define pela equação Quociente reacional = Q = [C]c [D]d [A]a [B]b
  17. 17. QUOCIENTE REACIONAL  A expressão de Q é formalmente igual à constante de equilíbrio, mas Q é diferente de K, pois as concentrações que estão envolvidas não são necessariamente as concentrações de equilíbrio.
  18. 18. QUOCIENTE REACIONAL  Se Q < K, o sistema não está em equilíbrio e parte dos reagentes são convertidos em produtos.  Se Q > K, o sistema não está em equilíbrio e parte dos produtos é convertida em reagentes.  Se Q = K, o sistema está em equilíbrio.
  19. 19. EXERCÍCIOS As moléculas dos gás castanho-avermelhado, dióxido de nitrogênio, NO2, combinam-se para formar o gás incolor tetróxido de dinitrogênio, N2O4. Para este sistema, Kc = 170 a 298 K 2 NO2(g) N2O4(g) Suponhamos que a concentração do NO2 seja 0,015 M e a do N2O4 seja 0,025 M. O quociente reacional Qc é maior ou menor do que Kc? Ou é igual? Se o sistema não estiver em equilíbrio, em que direção a reação avançará para atingi-lo?
  20. 20. CÁLCULO DA CONSTATE DE EQUILÍBRIO Exemplo 1: Uma mistura de SO2, O2 e SO3 atinge o equilíbrio a 852 K. As concentrações, neste equilíbrio, são [SO2] = 3,61 x 10-3 mol / L, [O2] = 6,11 x 10-4 mol/L e [SO3]= 1,01 x 10-2 mol/L. Calcular a constante de equilíbrio Kc da reação. 2 SO2(g) + O2(g) 2SO3(g)
  21. 21. Exemplo 2: Num balão de 1,00 L colocam-se, a 1000 K, 1,00 mol de SO2 e 1,00 mol de O2. Quando o equilíbrio é atingido, o frasco contém 0,925 mol de SO3. Calcular Kc, a 1000 K, para esta reação. 2 SO2(g) + O2(g) 2SO3(g)
  22. 22. CÁLCULOS COM A CONSTATE DE EQUILÍBRIO Exemplo 1: A constante de equilíbrio Kc da reação H2(g) + I2(g) 2HI(g) É igual a 55,64 a 425 oC. Se 1,00 mol de H2 e 1,00 mol de I2 forem colocados num balão de 0,500 L a 425 oC, quais as concentrações de H2, I2 e HI no equilíbrio?
  23. 23. CÁLCULOS COM A CONSTATE DE EQUILÍBRIO Exemplo 2: A reação N2(g) + O2(g) 2NO(g) Contribui para a poluição da atmosfera, sempre que se queimam um combustível em presença de ar, a temperatura elevada, como em um motor a gasolina. A 1.500 K, Kc = 1,0 x 10-5. Uma amostra de ar é aquecida a 1.500 K, num recipiente fechado. Antes da reação, [N2] = 0,80 mol/L e [O2] = 0,20 mol /L. Calcule a concentração de NO no equilíbrio.
  24. 24. PERTURBAÇÃO DE UM EQUILÍBRIO QUÍMICO: Há três maneiras comuns de perturbar o equilíbrio de um sistema reacional: 1) Alteração da temperatura. 2) Alteração da concentração de reagente ou de produto. 3) Alteração do volume.
  25. 25. EFEITO DA MODIFICAÇÃO DA TEMPERATURA SOBRE O EQUILÍBRIO  É possível fazer uma previsão qualitativa sobre o efeito da modificação da temperatura sobre o equilíbrio de uma reação química desde que se saiba se a reação é exotérmica ou endotérmica.
  26. 26. N2(g) + O2(g) 2NO(g) ∆Hor = +180,5 kJ Constante de Equilíbrio, Kc Temperatura 4,5 x 10-31 298 K 6,7 x 10-10 900 K 1,7 x 10-3 2300 K  As constantes de equilíbrio mostram que a concentração de NO aumenta e as concentrações de N2 e de O2 diminuem, no equilíbrio, quando a temperatura se eleva.
  27. 27.  A variação de entalpia dessa reação é +180,5 kJ e podemos considerar o calor como um “reagente”.  O princípio de Le Chatelier nos diz que a injeção de energia (na forma térmica) provoca o deslocamento do equilíbrio no sentido de contrabalançar a injeção feita.  A maneira de contrabalançar o excesso de energia é consumir parte do calor injetado através da reação entre o N2 e o O2 para dar maior quantidade de NO.  A elevação da temperatura deve, então, ser acompanhada pelo aumento da produção de NO e do consumo de N2 e de O2. Como esses efeitos aumentam o numerador da expressão de K e diminuem o denominador, o valor de K deve aumentar.
  28. 28. 2 NO2(g) N2O4(g) ∆Hor = -57,2 kJ Constante de Equilíbrio, Kc Temperatura 1300 273 K 170 298 K  Neste caso, a reação é exotérmica, e podemos imaginar que o calor seja um “produto” da reação.  Quando se abaixa a temperatura do sistema reacional, há a remoção de calor.
  29. 29.  Conforme o princípio de Le Chatelier, esta remoção de calor será contrabalançada se o sistema desprender mais calor pela combinação do NO2, formando maior quantidade de N2O4.  Então, a concentração do NO2 diminui, a do N2O4 aumenta e o valor de K fica maior quando a temperatura fica mais baixa.
  30. 30. ELEVAÇÃO DA TEMPERATURA Provoca o deslocamento do equilíbrio no sentido que há absorção de energia térmica. DIMINUIÇÃO DA TEMPERATURA Provoca o deslocamento do equilíbrio no sentido que leva ao desprendimento de energia térmica.
  31. 31. EFEITO DA ADIÇÃO OU REMOÇÃO DE UM REAGENTE OU DE UM PRODUTO  Se a concentração de um reagente ou produto for alterada em relação ao seu valor no equilíbrio, a uma temperatura constante, o sistema altera o equilíbrio para uma nova posição em o quociente reacional continua a ser igual a K.
  32. 32. Exemplo: Vamos trabalhar algebricamente o problema da perturbação do equilíbrio entre o butano e o isobutano. Imaginemos que há equilíbrio num balão de 1,00 L no qual [butano] = 0,500 mol/L e [isobutano] = 1,25 mol/L. Adiciona-se então, 1,50 mol/L de butano. Quais as novas concentrações do butano e de isobutano em equilíbrio?
  33. 33. EFEITO DA MODIFICAÇÃO DE VOLUME SOBRE O EQUILÍBRIO EM FASE GASOSA 2 NO2(g) N2O4(g) Gás castanhoavermelhado Gás incolor Kc = [N2O4] [NO2]2 = 170 a 298 K O que acontece a este equilíbrio se o volume do vaso que contém os gases for bruscamente reduzido à metade?
  34. 34.  A concentração do gás aumenta quando o volume disponível diminui.  Há a duplicação do volume dos dois gases.  Isto significa que o sistema não está mais em equilíbrio.  No equilíbrio [N2O4] é 0,0280 mol/L e [NO2] é 0,0128 mol/L.  Quando dobrar: [N2O4] é 0,0560 mol/L e [NO2] é 0,0256 mol/L.  O quociente reacional nestas circunstâncias passa a ser 85,5, um valor muito menor do que K.
  35. 35. Como Q é menor do que K, a quantidade de produto deve aumentar, á custa do reagente, e o equilíbrio se desloca favoravelmente no sentido da formação do N2O4. 2 NO2(g) N2O4(g) Diminui o volume do vaso O equilíbrio desloca-se para a direita
  36. 36. Em qualquer reação que envolva gases:  A redução do volume (aumento da pressão) é contrabalançada pelo deslocamento do equilíbrio para o lado da reação que tiver o menor número de moléculas de gases.  Se o volume se expandir (a pressão diminui), o deslocamento será oposto: o equilíbrio se desloca para o lado da reação com maior número de moléculas de gases.

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