AULA1_EQUILIBRIO_QUIMICO

Prof. Nilson José de Oliveira Bispo Jr

Química II

Departamento de Química e Ambiental

Aula I – REVISÃO EQUILÍBRIO QUÍMICO

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Dúvidas:Sala303 -Lab Tec Ambiental

Química IDepartamento de Química e Ambiental

BIBLIOGRAFIA BRADY, J. E & HUMISTON,G.E, Química Geral. Livros Técnicos e Científicos Editora.KOLTZ, J. C.& TREICHEL JR, P. M. Química Geral 1 e Reações Químicas. RUSSEL, J. B. Química Geral;BROWN, T.L., LEMAY, H. E., BURSTEN, B. E. - Química, A Ciência Central, São Paulo : Pearson Prentice Hall, 2005.

MARTERTON, W.L., Princípios de Química, Rio de Janeiro: Guanabara Koogan.

EMENTA DA DISCIPLINA

EQUILÍBRIO QUÍMICO: CONCEITO

● Observamos várias reações químicas;

● Consideramos que as reações foram completas, ou seja, que os reagentes limitantes foram completamente consumidos;

● Na realidade muitas reações não são completas e sim se aproximam de um ESTADO DE EQUILÍBRIO no qual ambos reagentes e produtos estão presentes.

EQUILÍBRIO QUÍMICO: CONCEITO• Considere o N2O4 congelado e incolor. À temperatura

ambiente, ele se decompõe em NO2 marrom:

N2O4(g) → 2NO2(g)

• Em um determinado momento, a cor pára de se alterar e temos a mistura de N2O4 e NO2.

Equilíbrio químico é a condição na qual as concentrações de todos os reagentes e produtos, em um sistema fechado, não variam mais com o tempo.

EQUILÍBRIO QUÍMICO: CONCEITO• Utilizando o modelo de colisão:

– À medida que a quantidade de NO2 aumenta, há uma chance de duas moléculas de NO2 se colidirem para formar N2O4.

– No início da reação, não existe nenhum NO2, então não ocorre a reação inversa (2NO2(g) → N2O4(g)).


• No equilíbrio químico, as velocidades da reação direta e inversa são iguais:

velocidade de decomposição (reação direta): N2O4(g) → 2NO2(g)

velocidade de dimerização (reação inversa): 2NO2(g) → N2O4(g)

N2O4(g) 2NO2(g)O equilíbrio químico é DINÂMICO porque as reações direta e inversa não pararam: as velocidades opostas são iguais.


a) N2O

4 congelado é incolor.

b) N2O

4 é aquecido acima do

seu ponto de ebulição. Começa a dissociar em gás marrom NO

2(g).

c) Variação de cor pára quando N

2O

4(g) e NO

2(g)

alcançam pressões parciais na qual eles estão se interconvertendo em uma mesma taxa. Os dois gases estão em equilíbrio.


• À medida que a substância esquenta, ela começa a se decompor:

N2O4(g) → 2NO2(g)

• Uma mistura de N2O4 (inicialmente presente) e NO2 (inicialmente formado) mostra-se marrom claro.

• Quando NO2 suficiente é formado, ele pode reagir para formar N2O4:

2NO2(g) → N2O4(g).


• ConsidereReação direta: A(g) → B(g) Velocidade = kd[A]

Reação inversa: B(g) → A(g) Velocidade = ki[B]Em termos de pressão parcial (A e B são gasosos):

[A]=PA/RT e [B]=PB/RT =>

Velocidade consumo de A= -rA= kdPA/RT

Velocidade consumo de B= -rB= kiPB/RT

N2O4(g) 2NO2(g)

A seta dupla significa que o processo se encontra em EQUILÍBRIO DINÂMICO.

EQUILÍBRIO QUÍMICO:CONCEITO

• Para um equilíbrio escrevemos• À medida que a reação progride:

– [A] ou PA diminui para um valor constante,

_ [B] ou PB aumenta de zero para um valor constante.– Quando [A] e [B] são constantes, o equilíbrio é alcançado.

• Alternativamente:kdPA/RT diminui para uma constante,

kiPB/RT aumenta de zero para uma constante.

Quando kdPA/RT = kiPB/RT, o equilíbrio é alcançado.

A BNo equilíbrio: -rA= -rB = kdPA/RT = kiPB/RT

EQUILÍBRIO QUÍMICO:CONCEITO

a) A reage formando B, sua pressão parcial PA diminui enquanto a pressão parcial de B aumenta

b) Como PA diminui, a taxa da reação direta decresce. Como a PB aumenta, a taxa da reação inversa aumenta. A reação alcança um ponto onde as taxas direta e inversa são as mesmas.

EQUILÍBRIO QUÍMICO: ESTUDO DO PROCESSO HABER

•Considere o processo de Haber:

•Se começarmos com uma mistura de nitrogênio e hidrogênio (em quaisquer proporções), a reação alcançará o equilíbrio com uma concentração constante de nitrogênio, hidrogênio e amônia (a).•No entanto, se começarmos apenas com amônia e nenhum nitrogênio ou hidrogênio, a reação prosseguirá e N

2 e H

2 serão

produzidos até que o equilíbrio seja alcançado (b).

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

EQUILÍBRIO QUÍMICO: ESTUDO DO PROCESSO HABER

• Não importa a composição inicial de reagentes e produtos, a mesma proporção de concentrações é alcançada no equilíbrio.

EQUILÍBRIO QUÍMICO: A CONSTANTE DE EQUILÍBRIO

• Para uma reação geral

a expressão do quociente de reação, Q: para tudo em solução é

aA + bB cC + dD

Q=[C ]c [D ]d

[A ]a [B ]b

K eq=[C ]c [D ]d

[A ]a [B ]b

onde Keq é a constante de equilíbrio.

Sob quaisquer condições de reação

Quando a reação está em EQUILÍBRIO

K eq=[C ]c [D ]d

[A ]a [B ]b


EXPRESSAO DA CTE DE EQUILÍBRIO

-as concentrações de produtos sempre aparecem no numerador;-as concentrações de reagentes sempre aparecem no denominador;-cada concentração é sempre elevada à potência de seu coeficiente estequiométrico na equação balanceada;-quando a reação atingiu o equilíbrio, o valor da constante K depende da reação em estudo e da temperatura.-geralmente omitimos as unidades nA constante de equilíbrio.

Para uma reação geral na fase gasosa

aA + bB cC + dD

K eq=PCc PD

d

P Aa P B

b


S(s) + O2(g) SO

2(g) K eq=

[SO2][S ][O2]

K ' eq=[ SO2][O 2]

As concentrações de quaisquer reagentes e produtos sólidos são omitidas na EXPRESSÃO DA CONSTANTE DE EQUILÍBRIO

NH3(aq) + H

2O(l) NH

4+(aq) + OH- (aq)

[NH+4] [OH-]

[NH3]

K'eq

= [NH+4] [OH-]

[H2O] [NH

3]

Keq

=

A concentração molar da água (ou qualquer reagente ou produto líquido) é omitida da expressão da cte de equilíbrio.


K eq=P NO2

2

P N 2O4

N2O4(g) 2NO2(g)

46.6

42

2

ON

2NO ==P

PKeq


Por que a constante de equilíbrio é extremamente útil?

Ela nos indica se uma reação é produto-favorecida ou reagente-favorecida e pode ser usada para calcular a quantidade de

reagente ou de produto presente no equilíbrio.

Nos fornece a EXTENSÃO DA REAÇÃO.

• A constante de equilíbrio, K, é a razão entre produtos e reagentes.

• Conseqüentemente, quanto maior for K, mais produtos mais produtos estarão presentes no equilíbrioestarão presentes no equilíbrio.

• De modo inverso, quanto menor for K, mais reagentes mais reagentes estarão presentes no equilíbrio.estarão presentes no equilíbrio.

• Se K >> 1, então os produtos predominam no equilíbrio e o equilíbrio encontra-se à direita.

. Se K << 1, então os reagentes predominam no equilíbrio e o equilíbrio encontra-se à esquerda.

A CONSTANTE DE EQUILÍBRIO

Ordem de grandeza das constantes de equilíbrio





A diferença entre reações produto-favorecidas e reagentes-favorecidas. Quando K>>1, há muito mais produtos do que reagentes. Quando K<<1, há muito mais reagentes do que produtos no equilíbrio.



Alguns Valores de Constante de Equilíbrio


Outras maneiras de se trabalhar as equações químicas e os valores de Keq

─A constante de equilíbrio para o sentido inverso é o inverso daquela para o sentido direto.─Quando uma reação é multiplicada por um número, A constante de equilíbrio é elevada àquela potência.─A constante de equilíbrio para uma reação que é a soma de outras reações é o produto das constantes de equilíbrio para as reações individuais.

Aplicações das constantesAplicações das constantesde equilíbriode equilíbrio

• Se Q > Keq, então a reação inversa deve ocorrer para atingir o equilíbrio (ex., produtos são consumidos, reagentes são formados, o numerador na expressão da constante de equilíbrio diminui e Q diminui até se igualar a Keq).

• Se Q < Keq, então a reação direta deve ocorrer para atingir o equilíbrio.

aA + bB cC + dDba

dc

PP

PPQ

BA

DC=

Q(quociente da reação) = Keq somente no equilíbrio.



Cálculo das concentrações no equilíbrio• Os mesmos passos usados para o cálculo das

constantes de equilíbrio são utilizados.• Geralmente, não temos um número para a linha de

variação da concentração.• Conseqüentemente, precisamos supor que se

produz (ou utiliza-se) x mol/L de uma espécie.• As concentrações no equilíbrio são fornecidas

como expressões algébricas.

Cálculo das constantesCálculo das constantesde equilíbrio de equilíbrio

• Passos:– Coloque em uma tabela as concentrações iniciais e

no equilíbrio (ou pressões parciais) fornecidas.– Se a concentração inicial e no equilíbrio é fornecida

para uma espécie, calcule a variação na concentração.

– Use a estequiometria na linha de variação da concentração apenas para calcular as variações nas concentrações de todas as espécies.

– Deduza as concentrações no equilíbrio de todas as espécies.

• Normalmente, a concentração inicial de produtos é zero. (Este não é sempre o caso.)

Cálculo das constantesCálculo das constantesde equilíbrio de equilíbrio

Ex1: Se 1,00 mol de H2 e 1,00 mol de I2 são colocados em um frasco de 0,500 L a 425ºC, quais são as concentrações de H2, I2 e HI quando o equilíbrio é atingido? Dado a Keq=55,64 para a reação a 425ºC:

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

Solução: Construir a tabela IVE para expressar as concentrações antes da reação e depois de atingido o equilíbrio

I - INÍCIOV - VARIAÇÃOE - EQUILÍBRIO


Ex2.: Em um experimento a 825 K, temos determinado as concentrações no equilíbrio para a reação de oxidação do dióxido de enxofre:

Ex3.: Suponha que 1,00 mol de SO2 e 1,00 mol de O2 são colocados em um frasco de 1,00L, a 1000 K. Quando o equilíbrio é atingido, forma-se 0,925 mol de SO3. Calcule a constante de equilíbrio a 1000 K para a reação:

[SO2]=3,61x10-3 mol L-1

[O2] = 6,11 x10-4 mol L-1

[SO3] = 1,01 x 10-2 mol L-1

Calcule a constante de equilíbrio. A reação é produto-favorecida ou reagente-favorecida?

2SO2(g) + O2 (g) 2SO3(g)

2SO2(g) + O2 (g) 2SO3(g)

ConstantesConstantesde equilíbriode equilíbrio

Obs1: Quando os coeficientes estequiométricos de uma equação balanceada são multiplicados por algum fator, a constante de equilíbrio para a nova equação é a constante de equilíbrio anterior elevada à potência do fator de multiplicação.

Obs2:As constantes de equilíbrio de uma reação e de sua inversa são recíprocas uma da outra.

Obs3:Quando duas ou mais equações químicas são somadas para se obter uma equação global, a constante de equilíbrio da equação global é o produto das constantes de equilíbrio das equações somadas.

Princípio de Le ChatelierPrincípio de Le Chatelier

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

• Considere a produção de amônia

• À medida que a pressão aumenta, a quantidade de amônia presente no equilíbrio aumenta.

• À medida que a temperatura diminui, a quantidade de amônia no equilíbrio aumenta.

• Isso pode ser previsto?

O Princípio de Le Chatelier: se um sistema em equilíbrio é perturbado, o sistema se deslocará de tal forma que a pertubação seja neutralizada.


Princípio de Le ChâtelierPrincípio de Le ChâtelierVariação nas concentrações de

reagentes ou produto• Considere o processo de Haber

• Se H2 é adicionado enquanto o sistema está em equilíbio, o sistema deve responder para neutralizar o H2 adicionado (por Le Chatelier).

• O sistema deve consumir o H2 e levar aos produtos até que um novo equilíbrio seja estabelecido.

• Portanto, a [H2] e a [N2] diminuirão e a [NH3] aumentará.

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

Princípio de Le ChatelierPrincípio de Le ChatelierN2(g) + 3H2(g) 2NH3(g)

Princípio de Le ChatelierPrincípio de Le ChatelierVariação nas concentrações de

reagente ou produto• A adição de um reagente ou produto desloca o equilíbrio

para longe do aumento.• A remoção de um reagente ou produto desloca o

equilíbrio no sentido da diminuição.• Para otimizar a quantidade de produto no equilíbrio,

precisamos inundar o recipiente de reação com reagente e continuamente remover o produto (Le Chatelier).

• Ilustramos o conceito com a preparação industrial da amônia.


• O N2 e o H2 são bombeados para dentro de uma câmara.

• Os gases pré-aquecidos são passados através de uma bobina de aquecimento até a câmara de catalisador.

• A câmara de catalisador é mantida a 460 - 550 °C sob alta pressão.

• A corrente de gás do produto (contendo N2, H2 e NH3) é passada através de um resfriador para uma unidade de refrigeração.

• Na unidade de refrigeração, a amônia se liquefaz enquanto o N2 ou o H2 não se liquefazem.

PROCESSO HABER – PRODUÇÃO DE AMÔNIA

-O nitrogênio e o hidrogênio que não reagiram são reciclados com o novo gás de suprimento N2 e H2.-A quantidade de amônia no equilíbrio é otimizada, uma vez que o produto (NH3) é continuamente removido e os reagentes (N2 e H2) são continuamente adicionados.

Princípio de Le ChatelierPrincípio de Le ChatelierEfeitos das variações de volume e pressão

• O Princípio de Le Chatelier: se aumenta a pressão, o sistema deslocará no sentido de neutralizar o aumento.

• Isto é, o sistema desloca no sentido de remover os gases e diminuir a pressão.

• Um aumento na pressão favorece o sentido que tenha menos quantidade de matéria de gás.

• Em uma reação com a mesma quantidade de matéria de produtos e reagentes gasosos, a pressão não tem nenhum efeito.

N2O4(g) 2NO2(g)Um aumento na pressão (através da diminuição do volume) favorece a formação de N2O4 incolor.

Princípio de Le ChatelierPrincípio de Le ChatelierEfeito das variações de temperatura

• A constante de equilíbrio depende da temperatura.

• Para uma reação endotérmica, ∆H > 0 e o calor pode ser considerado um reagente.

• Para uma reação exotérmica, ∆H < 0 e o calor pode ser considerado um produto.


• Quando a T de um sistema em equilíbrio aumenta, o equilíbrio desloca-se na direção que absorve energia, isto é, na direção endotérmica, ∆H > 0.

• Se a T diminui, o equilíbrio desloca-se na direção que libera energia, isto é, na direção exotérmica, ∆H < 0

• Se a T aumenta ou diminui, a composição no equilíbrio varia, e o valor de Keq será diferente.

Efeito das variações de temperatura


Cr(H2O)62+(aq) + 4Cl-(aq) CoCl42-(aq) + 6H2O(l)

-Se uma mistura púrpura clara, em equilíbrio e a temperatura ambiente é colocada em um béquer de água quente, a mistura fica azul escura.-Uma vez que o ∆H > 0 (endotérmico), a adição de calor favorece a reação direta, neste caso, a formação de CoCl4

2- azul.

-Se a mistura em equilíbrio, e a temperatura ambiente é colocada em um béquer de água gelada, a mistura fica rosa clara.-Uma vez que o ∆H > 0, a remoção de calor favorece a reação inversa, que é a formação de Co(H2O)6

2+ rosa.

Efeito das variações de temperatura

para a qual o ∆H > 0.

O Cr(H2O)62+ é rosa claro e o CoCl4

2- é azul.

Princípio de Le ChatelierPrincípio de Le ChatelierEfeito das variações de temperatura


Princípio de Le ChatelierPrincípio de Le ChatelierExercício a: Considere que o equilíbrio tenha sido estabelecido em um frasco de 1,00 L com [butano] = 0,500 mol L-1 e [isobutano]=1,25 mol L-1.

butano isobutano K=2,5

Exercício b: Considere o efeito da variação de T nos equilíbrios:a) A concentração de NOCl aumenta ou diminui no equilíbrio à medida que a T do sistema aumenta?

b) A concentração de SO3 aumenta ou diminui no equilíbrio quando a T aumenta?

2NOCl(g) 2NO(g) + Cl2(g)

2SO2(g) + O2(g) 2SO3(g)

∆Hºreação=+ 77,1 kJ

∆Ηºreação=-198 kJ

A seguir,1,50 mol L de butano são adicionados. Quais as novas concentrações de equilíbrio de butano e de isobutano?

FIM REVISÃO DE EQUILÍBRIO FIM REVISÃO DE EQUILÍBRIO QUÍMICOQUÍMICO

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