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Equilíbrio Químico 01/02/2013

Janaína Heberle Bortoluzzi 1

EQUILÍBRIO QUÍMICOEQUILÍBRIO QUÍMICO

Janaína Heberle Bortoluzzi

Equilíbrio Químico

Plano de

Aula

♣ Compreender a natureza e as características

dos equilíbrios químicos;

♣ Compreender o significado da constante de

equilíbrio, K;

♣ Compreender a utilização da constante de

equilíbrio, K, em estudos quantitativos de

equilíbrios químicos;

Objetivos




Plano de

Aula

♣ ATKINS, P.; JONES, L. Princípios de Química – Questionando a Vida

Moderna e o Meio Ambiente. 2006. Editora Bookman, Porto Alegre-RS, 965

pag.

♣ SOUZA, E de. Fundamentos de Termodinâmica e Cinética Química. 2005.

Editora UFMG, Belo Horizonte-MG, 341 pag.

♣ BRADY, J.E.; SENESE, F. Química a Matéria e suas Transformações. 2009.

Editora LTC, Rio de Janeiro-RJ, v.2, 455 pag.

♣ MASTERTON, W.L.; SLOWINSKI, E.J.; STANITSKI, C.L. Princípios de

Química. 1990. Editora LTC, Rio de Janeiro-RJ, 681 pag.

♣ KOTZ, J.C.; TREICHEL, P.M.; WEAVER, G.C. Química Geral e Reações

Químicas. 2009. Editora CENCAGE Learning, São Paulo–SP, v.2, 1018 pag.

Bibliografia





Estalactites e

estalagmites

v1 = v2 E EQUILÍBRIO QUÍMICO




Estalactites em laboratório:

è TODAS AS REAÇÕES QUÍMICAS SÃO REVERSÍVEIS




Estalactites em laboratório:

è TODAS AS REAÇÕES QUÍMICAS SÃO REVERSÍVEIS




⇒ Ionização do Ácido Acético

è 1 mol CH3CO2H (1 mol/L) ñ 0,0042 M CH3CO2- e o,0042 M de H3O

+



O quociente de reação e a constante de equilíbrio

Constante de Equilíbrio, K


H2 (g) + I2 (g) D 2 HI (g)

[HI]2

[H2][I2]= K

Variação na concetração = Conc. em equilíbrio – Conc. inicial

â Calcular!!!




Constante de Equilíbrio


Coeficiente estequiométrico

è o valor da constante K depende da reação e da temperaturaè K não tem unidadeè O valor da constante indica se a reação é produto-favorecida ou reagente-favorecida

e Reações que envolvem sólidos

S (s) + O2 (g) D SO2 (g)

[SO2]

[O2]= K

è as concentrações de quaisquer reagente ou produto sólidos sólidos não são incluídas na expressão da constante de equilíbrio



Constante de Equilíbrio

e Reações em solução aquosa

NH3 (aq) + H2O (l) D NH4+ (aq) + OH- (aq)

è a concentração molar da água não é incluída na expressão da constante de equilíbrio

[NH4+][OH-]

[NH3]= K

e Reações que envolvem gases: Kc e Kp

H2 (g) + I2 (g) D 2 HI (g)

P HI2

(P H2)(P I2)= Kp

è Kc = concentrações em mol/Lè Kp = valores em unidade de pressão

LER Um exame mais detalhado

Página 671




Exercícios

1- Escreva as expressões das constantes de equilíbrio para cada uma das seguintes reações em termos das concentrações:

PCl5 (g) D PCl3 (g) + Cl2 (g)

CO2 (g) + C (s) D 2 CO (g)

Cu(NH3)42+ (aq) D Cu2+ (aq) + 4 NH3 (aq)

CH3CO2H (aq) + H2O (l) D CH3CO2- (aq) + H3O

+ (aq)

N2 (g) + 3 H2 (g) D 2 NH3 (g)

H2CO3 (aq) + H2O (l) D HCO3- (aq) + H3O

+ (aq)



O Significado da Constante de EquilíbrioEquilíbrio Químico

K >> 1 a reação é produto-favorecida




O Significado da Constante de Equilíbrio


NO (g) + O3 (g) D NO2 (g) + O2 (g)

[NO2][O2]

[NO][O3]= K = 6 x 1034 a 25 °C

No equilíbrio [NO2][O2] >> [NO][O3]


O Significado da Constante de Equilíbrio


3/2 O2 (g) D O3 (g)

[O3]

[O2]3/2

= K = 2,5 x 10-29 a 25 °C

No equilíbrio [O2]3/2 >> [O3]

K << 1 a reação é reagente-favorecida




Exercícios

1- As seguintes reações são regante-favorecidas ou produto-favorecidas?

Cu(NH3)42+ (aq) D Cu2+ (aq) + 4 NH3 (aq) K = 1,5 x 10-13

Cd(NH3)42+ (aq) D Cd2+ (aq) + 4 NH3 (aq) K = 1,0 x 10-7

Se cada reação apresentar uma concentração de reagentes de 0,10 M, em qual solução a concentração de NH3 aumentará?



O Quociente da Reação, Q


aA + bB D cC + dD

[C]c[D]d

[A]a[B]b= Q E Quando não estão em equilíbrio

Magnitude Relativa

Direção da Reação

Q < K Reagentes ñ ProdutosQ = K Reação em EquilíbrioQ > K Produtosñ Reagentes




O Quociente da Reação, Q


Se butano é igual a 1,0 mol/L,

a concentração no equilíbrio de

isobutano é??

[isobutano] = 2,5 x 1,0 mol/L

[isobutano] = 2,5 mol/L

Se butano é igual a 3,0 mol/L

e isobutano é igual a 4,0 mol/L

e a reção não está no

equilíbrio, qual o valor de Q??

Q = 4,0/3,0

Q = 1,3Q < K e Não está no equilíbrio

Reagentes ñ Produtos


O Quoeciente da Reação, Q


Q > K e Não está no equilíbrio

Produtos ñ reagentes

Butano D isobutano

Equilíbrio Equilíbrio




Exercícios

1- Responda as seguintes questões em relação ao equilíbrio butano D isobutano (K = 2,5 a 298 K)

a) O sistema está em equilíbrio quando [butano] = 0,97 M e [isobutano] = 2,18 M? Se não estiver em equilíbrio, em que direção a reação prossegue para atingir o equilíbrio?

b) O sistema está em equilíbrio quando [butano] = 0,75 M e [isobutano]= 2,60 M? Se não estiver em equilíbrio, em que direção a reaçãoprossegue para atingir o equilíbrio?



Exercícios

2- A 2.000 K, a constante de equilíbrio, K, para a formação de NO (g):

N2 (g) + O2 (g) D 2 NO (g) é 4,0 x 10-4.

Você tem um frasco em que, a 2.000 K, a concentração de N2 é 0,50mol/L, a de O2 é 0,25 mol/L e a de NO é de 4,2 x 10-3 mol/L. Osistema está em equilíbrio? Se não estiver, em que direção a reaçãoprosseguirá para atingir o equilíbrio?





Exercícios

3- Uma solução aquosa de etanol e ácido acético, cada um com uma concentração inicial de 0,810 M, é aquecida a 100 °C. Em equilíbrio, a concentração de ácido acético é de 0,748 M. Calcule K para a reação.

C2H5OH (aq) + CH3CO2H (aq) D CH3CO2C2H5 (aq) + H2O (l)



Calculando Concentrações em Equilíbrio usando Constantes de Equilíbrio


H2 (g) + I2 (g) D 2 HI (g) K = 55,64

Se 1,00 mol de H2 e 1,00 mol de I2 são colocados em um frasco de 0,500 L

a 425 °C, quais são as concentrações de H2, I2 e HI quando o equilíbrio é

alcançado?

EXEMPLO

[HI]2

[H2][I2]= K

(2x)2

(2,0-x)(2,0-x)= 55,64

(2x)2

(2,0-x)2= 55,64

= 7,459 = 2x/(2,0-x) x = 1,58




Exercícios

1- Em determinada temperatura, K = 33 para a reação

H2 (g) + I2 (g) D 2 HI (g)

Considere que as concentrações iniciais de H2 e I2 sejam ambas de6,00 x 10-3 mol/L. Determine a concentração de cada reagente e cadaproduto no equilíbrio.



Calculando Concentrações em que a solução é uma expressão quadrática


PCl5 (g) D PCl3 (g) + Cl2 (g) K = 1,20

Se a concentração inicial de PCl5 é 1,60 M, quais serão as concentrações

de equilíbrio do reagente e dos produtos?

EXEMPLO

[PCl3][Cl2]

[PCl5]= K

(x)(x)

(1,6-x)= 1,2 x2 + 1,2x – 1,92 = 0

[PCl3] = [Cl2] = 0,91 mol/L

[PCl5] = 1,60 – 0,91 = 0,69 mol/L

x = 0,91 e -2,11





I2 (g) D 2 I (g) K = 5,60 x 10-12

Assumindo que a concentração inicial de I2 é 0,45 M

temos:

EXEMPLO

[I]2

[I2]K =

(2x)2

(0,45-x)= 5,6 x 10-12

x = 7,9 x 10-7 mol/L

Muitos casos, aproximação realista

Reação I2 (g) 2 I (g)

Inicial 0,45 0

Variação -x 2x

Equilíbrio 0,45-x 2x

0,45-x ≈ 0,45

(2x)2

0,45= 5,6 x 10-12




[B][C]

[A]= K =

Muitos casos, aproximação realista

A D B + C

(x)(x)

[A]0 - x

Se 100 x K < [A]0 adota-se que [A]0 – x ≈ [A]0

Quando K ≈ 1 esta aproximação não pode ser feita





Exercícios

1- A reação

N2 (g) + O2 (g) D 2 NO (g)

Contribui para a poluição do ar sempre que um combustível é queimadocom ar em temperaturas elevadas, como um motor a gasolina. A 1.500K, K = 1,0 x10-5. Suponha que uma amostra de ar tenha [N2] = 0,80mol/L e [O2] = 0,20 mol/L antes que ocorra qualquer reação. Calcule asconcentrações de equilíbrio de reagentes e produtos após a misturater sido aquecida a 1.500 K.



Equações Balanceadas e Constantes de Equilíbrio


[NH3]2

[N2][H2]3= K1

Equação 1: N2 (g) + 3 H2 (g) D 2 NH3 (g) K1 = 3,5 x 108

Equação 2: ½ N2 (g) + 3/2 H2 (g) D NH3 (g) K2 = ???

[NH3]

[N2]1/2[H2]

3/2= K2

K2 =




Equações Balanceadas e Constantes de Equilíbrio


[NH3]2

[N2][H2]3= K1

Equação 1: N2 (g) + 3 H2 (g) D 2 NH3 (g) K1 = 3,5 x 108

Equação 3: 2 NH3 (g) D N2 (g) + 3 H2 (g) K3 = ???

[N2][H2]3

[NH3]2

= K3

K3 = 1/K1


Equações Balanceadas [ Processo Global


Equação 1: AgCl (s) D Ag+ (aq) + Cl- (aq) K1 = 1,8 x 10-10

Equação 2: Ag+ (aq) + 2 NH3 (aq) D Ag(NH3)2+ (aq) K1 = 1,6 x 107

Equação global: AgCl (s) + 2 NH3 (aq) D Ag(NH3)2+ (aq) + Cl- (aq)

Equação global: Kglobal = K1 x K2




Perturbando um Equilíbrio Químico


à Variando a temperatura;

à Variando a concentração de um reagente ou produto;

à Variando o volume.

Princípio de Le Chatelier diz que a posição de um equilíbrio químico

sempre é deslocada no sentido que alivia ou minimiza a perturbação

que é aplicada a um sistema.

Q ≠ K Æ Q = K




à Efeito da temperatura sobre a composição no equilíbrio

Mudança na entalpia (∆H): quantidade de calor absorvido ou liberado

durante a ocorrência de uma reação química.

S Processos endotérmicos: absorvem calor (∆H > 0 e produtos menos

estáveis que reagentes).

N2 (g) + O2 (g) D 2 NO (g) ∆Horeação = + 180,6 kJ

Constante de Equilíbrio, K Temperatura

4,5 x 10-31 298 K

6,7 x 10-10 900 K

1,7 x 10-3 2.300 K

[NO] k com a Temperatura







S Processos exotérmicos: liberam calor (∆H < 0 e produtos mais

estáveis que reagentes).

2 NO2 (g) D N2O4 (g)

∆Horeação = - 57,1 kJ

Constante de Equilíbrio, K Temperatura

1.300 273 K

170 298 K

[N2O4] m com a Temperatura

[NO2] k com a Temperatura


Perturbando um Equilíbrio QuímicoEquilíbrio Químico


Perturbação Variação a medida que a mistura retorna ao Equilíbrio

Efeito sobre o Equilíbrio Efeito sobre K

kTemperatura Energia térmica é consumida pelo sistema

Deslocamento na direção endotérmica

Varia

mTemperatura Energia térmica é gerada pelo sistema

Deslocamento na direção exotérmica

Varia

Adição reagente

Parte do reagente adicionado é consumido

Aumenta a concentração de produto

Não varia

Adição de produto

Parte do produtoadicionado é consumido

Aumenta a concentração de reagente

Não varia

Reações que envolvem sólidos, líquidos ou gases






Perturbação Variação a medida que a mistura retorna ao Equilíbrio

Efeito sobre o Equilíbrio Efeito sobre K

m volumek pressão

Diminuição da pressão Variação da composição para diminuir o número total de moléculas

Não varia

k volumem pressão

Aumento da pressão Variação da composição para aumentar o número total de moléculas

Não varia

Reações que envolvem gases




Elemento em seu estado padrão H = 0

∆H0 = ∑ ∆Hf0 (produtos) - ∑ ∆Hf

0 (reagentes)

à Se a temperatura do sistema é aumentada, isto é, se calor é fornecido

ao sistema, a posição do equilíbrio mudará em tal direção que consumirá

pelo menos parte desta energia térmica extra.

S Princípio de Le Chatelier: um aumento na temperatura favorece uma

reação endotérmica, sobre um processo exotérmico.

↑ T ⇒ ↓ K

↓ T ⇒ ↑ Kexotérmica

↑ T ⇒ ↑ K

↓ T ⇒ ↓ Kendotérmica

A + B D C + D + calor




Exercícios

1- Considere o efeito da variação de temperatura nos seguintesequilíbrios:

a) A concentração de NOCl aumenta ou diminui no equilíbrio à medidaque a temperatura do sistema aumenta?

2 NOCl (g) D 2 NO (g) + Cl2 (g) ∆Horeação = + 77,1 kJ

b) A concentração de SO3 aumenta ou diminui quando a temperaturaaumenta?

2 SO2 (g) + O2 (g) D 2 SO3 (g) ∆Horeação = - 198 kJ




à Efeito da adição ou remoção de um reagente ou produto






Ag(NH3)2+ D Ag+ + 2 NH3

Se

[Ag+] ↓ ⇒ a reação tende a se processar da

esquerda para a direita.

[Ag+] ↑ ⇒ a reação tende a se processar da

direita para a esquerda.


Exercícios

1- Considere que o equilíbrio tenha se estabalecido em um frasco de1,00 L com [butano] = 0,500 mol/L e [isobutano] = 1,25 mol/L.

Butano D Isobutano K = 2,5

Em seguida, 1,50 mol/L de butano são adicionados. Quais são asconcentrações de butano e isobutano quando o equilíbrio éreestabelecido?





Exercícios

2- Existe equilíbrio entre butano e isobutano quando [butano] = 0,200mol/L e [isobutano] = 0,500 mol/L. São acrescentados 2,00 mol/L deisobutano à mistura. Quais são as concentrações de butano e isobutanoapós o restabelecimento do equilíbrio?




à Efeito de variações de volume em fase gasosa

2 NO2 (g) D N2O4 (g)

Gás castanho Gás incolor

[N2O4]

[NO2]2

= K = 170

[N2O4] = 0,0280 mol/L e [NO2] = 0,0128 mol/L

Quando volume é reduzido a metade as concentrações dobram

2 NO2 (g) D N2O4 (g)

diminuição no volume do recipiente

Novo equilíbrio favorece o produto






2 NO2 (g) D N2O4 (g)

Gás castanho Gás incolor

[N2O4]

[NO2]2

= K = 170

à A [NO2] diminui 2x mais rápido que o aumento da [N2O4]

à m Vol. k Pressão " contrabalanceada para menor número de moléculas;

à k Vol. m Pressão " contrabalanceada para maior número de moléculas;

à H2 (g) + I2 (g) D 2 HI (g) alteração do volume não terá efeito


Exercícios

1- A formação da amôniaa a partir de substâncias elementares é umprocesso industrial importante:

3 H2 (g) + N2 (g) D 2 NH3 (g)

a) Como varia a composição no equilíbrio quando se adiciona H2 extra?E quando se adiciona NH3 extra?

b) Qual é o efeito no equilíbrio quando se aumenta o volume nosistema? A composição no equilíbrio muda ou permanece igual?






è Q < K è Reagentesñ Produtos

è Q = K è Reação em Equilíbrio

è Q > K è Produtosñ Reagentes

Fixando

aA + bB D cC + dD

[C]c[D]d

[A]a[B]b= Q E Quando não estão em equilíbrio

[B][C]

[A]= K =

A D B + C

(x)(x)

[A]0 - x

Se 100 x K < [A]0 adota-se que [A]0 – x ≈ [A]0



Fixando

Equação global: Kglobal = K1 x K2 x ...

Princípio de Le Chatelier diz que a posição de um equilíbrio químico

sempre é deslocada no sentido que alivia ou minimiza a perturbação

que é aplicada a um sistema.


à Variando a temperatura;

à Variando a concentração de um reagente ou produto;

à Variando o volume.





Fixando


↑ T ⇒ ↓ K

↓ T ⇒ ↑ Kexotérmica

↑ T ⇒ ↑ K

↓ T ⇒ ↓ Kendotérmica

A + B D C + D + calor


Se

[C] ↓ ⇒ a reação tende a se processar da

esquerda para a direita.

[C] ↑ ⇒ a reação tende a se processar da

direita para a esquerda.



Fixando


m Vol. k Pressão " contrabalanceada para menor número de moléculas;

k Vol. m Pressão " contrabalanceada para maior número de moléculas;

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