QUÍMICA GERAL Equilíbrio Químico › weby › up › 56 › o › QGB-05... · 2018-10-24 · Equilíbrio Químico a) Reaçõesreversíveis I Reaçãoentrenitrogênioeoxigênio

Equilíbrio Químico

1 Equilíbrio QuímicoEstágio da reação química em que não existe mais tendência amudar a composição da mistura de uma reação

I Equilíbrio dinâmico: as reações direta e inversa ocorrem coma mesma velocidade

A B

QUÍMICA GERAL Equilíbrio Químico




N2O4(g) ∆−→ 2NO2(g)N2O4(g): castanho claroNO2(g): marrom escuro


https://youtu.be/j1ALRRos-AA


a) Reações reversíveisI Reação entre nitrogênio e oxigênio

aquecido e sob pressão, na presença deósmio:

N2(g) + 3H2(g)→2NH3(g)– Início: produção rápida de amônia– Com o passar do tempo, essaprodução parece parar ⇒ a reaçãoatingiu o equilíbrio– Esse equilíbrio dinâmico resulta doaumento da velocidade da reação inversaà medida que mais amônia se forma

2NH3(g)→N2(g) + 3H2(g)Logo:

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



b) Lei da ação das massas: relação matemática que resume acomposição de uma mistura de reação em equilíbrio

I Reação entre dióxido de enxofre e oxigênio

Tabela: Dados de equilíbrio e a constante de equilíbrio dareação 2SO2(g) + O2(g) 2SO3(g) em 1000 K.

– O valor da quantidade K =(PSO3 /P )2

(PSO2 /P )2 (PO2 /P )é

praticamente o mesmo, independentemente das composiçõesiniciais

– PJ é a pressão parcial do gás e P = 1 bar (pressão padrão)– K é adimensional e depende da temperatura da reação



c) Constante de equilíbrio em termos das concentraçõesmolares

aA + bB + · · · cC + dD + · · ·

Kc = [C/c]c [D/c]d · · ·[A/c]a [B/c]b · · ·

I [J ] é a concentração molar da substância e c = 1 mol/L(molaridade padrão)

I Líquidos puros ou sólidos não aparecem em K

CaCO3(s) CaO(s) + CO2(g)

K = PCO2/P



d) Íons ComplexosÍon cloreto pode se combinar com mercúrio para formar várioscomplexos:

Hg2+ + Cl− HgCl+ K1 =[HgCl+

][Hg2+] [Cl−] = 5, 25× 106

HgCl+ + Cl− HgCl2 K2 = [HgCl2][HgCl+] [Cl−] = 3, 24×106

HgCl2 + Cl− HgCl−3 K3 =

[HgCl−3

][HgCl2] [Cl−] = 10

HgCl−3 + Cl− HgCl2−4 K4 =

[HgCl2−

4

][HgCl−3

][Cl−]

= 9, 33



I Outras moléculas ou íons podem atuar como ligantes paraformar complexos com metais como o mercúrio, por exemplo

– H+, OH−, CO2−3 , NH3, F −, CN−, S2O2−

3 e muitas outrasespécies orgânicas e inorgânicas

Ag++2NH3 Ag (NH3)+2 K =

[Ag (NH3)+

2

][Ag+] [NH3]2

= 1, 74×107


https://youtu.be/LM6y9maUL68


Esse complexo prata-amônia pode ser destruído adicionando umafonte de íons hidrogênio, em decorrência da formação de NH+

4 ,um íon complexo mais estável:

NH3 + H+ NH+4 K =

[NH+

4

][NH3] [H+]2

= 1, 8× 109


Atividade

2 AtividadeI Leva em consideração os desvios do

comportamento ideal de gases ou soluçõesI Gás ideal: aJ = PJ/P o ou aJ = PJ

I Solução diluída: aJ = [J ]/co ou aJ = [J ]I Sólido ou líquido puros: aJ = 1

a A(g) + b B(g)+ c C(g) + d D(g)

K = (aC)c (aD)d

(aA)a (aB)b


Equilíbrios Homogêneos e Heterogêneos

3 Equilíbrios Homogêneos e HeterogêneosI Homogêneo: todos os reagentes e produtos estão na mesma

faseH2O(l) H2O(g)

I Heterogêneo: sistemas com mais de uma faseCa(OH)2(s) Ca2+(aq) + 2OH−(aq)

K = aCa2+ (aOH−)2

aCa(OH)2

=[Ca2+] [OH−]2

Ou:Ni(s) + 4CO(g) Ni(CO)4(g)

K =aNi(CO)4

aNi (aCO)4 =PNi(CO)4

(PCO)4


Termodinâmica e Equilíbrio

4 Direção da ReaçãoI Uma reação avança em uma certa direção até o ponto aonde o

sistema atinge o estado de equilíbrio



I Para uma reação qualquer aA + bB → cC + dD, a energialivre dessa reação é dada por

∆Gr = ∆Gor + RTln

(aC)c(aD)d

(aA)a(aB)b

Substituindo (aC)c(aD)d

(aA)a(aB)bpor Q, o quociente da reação, fica:

∆Gr = ∆Gor + RTlnQ

ExemploConsidere a seguinte reação química

2SO2(g) + O2(g)→ 2SO3(g) ∆Gor = −141, 74 kJ/mol

a) Qual é a energia livre de Gibbs de reação quando a pressãoparcial de cada gás é 100 bar?

b) Qual é a direção espontânea dessa reação nessas condições?QUÍMICA GERAL Equilíbrio Químico


Exemplo2SO2(g) + O2(g)→ 2SO3(g) ∆Go

r = −141, 74 kJ/mol

a) Qual é a energia livre de Gibbs de reação quando a pressãoparcial de cada gás é 100 bar?Q = (aSO3 )2

(aSO2 )2(aO2 ) = (pSO3 )2

(pSO2 )2(pO2 ) = 10−2

∆Gr = ∆Gor + RT lnQ

∆Gr = −141, 74 kJ/mol+8, 314J/(K mol)×(273, 15+25) K × ln(10−2)∆Gr = −153, 16 kJ/mol

b) Qual é a direção espontânea dessa reação nessas condições?Como ∆Gr < 0, a formação dos produtos é espontânea nessas condições



A região verde desta figura indica aonde a formação dos produtosé espontânea



I No equilíbrio:– Q = K: as atividades (pressões parciais ou molaridades) não

se alteram– ∆Gr = 0

I Substituindo essas informações em ∆Gr = ∆Gor + RTlnQ,

resulta:∆Go

r = −RTlnK

Essa equação é um dos resultados mais importantes datermodinâmica: representa a relação entre a constante deequilíbrio de uma reação e suas propriedades termodinâmicas

– Se ∆Gor < 0⇒ lnK > 0⇔ K > 1; os produtos são

favorecidos no equilíbrio– Se ∆Go

r > 0⇒ lnK < 0⇔ K < 1; os reagentes sãofavorecidos no equilíbrio



ExemploCalcule a constante de equilíbrio em 25 oC da seguinte reaçãoquímica

2SO2(g) + O2(g)→ 2SO3(g) ∆Gor = −141, 74 kJ/mol



Exemplo2SO2(g) + O2(g)→ 2SO3(g)

∆Gor = −141, 74 kJ/mol

∆Gor = −RTlnK

K = e−∆Gor/RT

K = e−(−141740)/(8,314×298,15) = e57,2

K = 6, 8× 1024



Para a reação genérica

a A + b B c C + d D

∆Gr = ∆Gor + R T ln Q

ondeQ = (aC)c (aD)d

(aA)a (aB)b

I Se Q < K =⇒ ∆G < 0I Se Q = K =⇒ ∆G = 0I Se Q > K =⇒ ∆G > 0




Cálculos

5 KcI Termodinâmica usa K, mas é comum Kc

I K =(

coRT

P o

)∆n

Kc =⇒ K = (RT )∆nKc

ExemploA síntese da amônia, representada pela reação:

3 H2(g) + N2(g)→ 2 NH3(g)

tem K = 41 em 127 oC. O Kc, nesse caso, vale...∆n = 2− (3 + 1) = −2Como P o = 1 bar e co = 1 mol/L, R é expresso em bar e L:R = 8, 3145× 10−2 L bar K−1 mol−1


Cálculos

ExemploA síntese da amônia, representada pela reação:

3 H2(g) + N2(g)→ 2 NH3(g)

tem K = 41 em 127 oC. O Kc, nesse caso, vale...∆n = 2− (3 + 1) = −2Como P o = 1 bar e co = 1 mol/L, R é expresso em bar e L:R = 8, 3145× 10−2 L bar K−1 mol−1

Kc = K (RT )−∆n

Kc = 41[8, 3145× 10−2 × (127 + 273, 15)

]−(−2) = 4, 5× 104


Cálculos

6 Tabela de Equilíbrio


Cálculos

ExemploSuponha a reação de formação de amônia:

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

onde 10,8 mols de gás hidrogênio reagem com 2,7 mols de gásnitrogênio em um recipiente de 100 L a 200 oC, com K = 10−7.Quais serão as pressões parciais dos gases nesse recipiente?

H2(g) N2(g) NH3(g)pressão parcial inicial PH2 PN2 0mudança na pressão parcial -3x −x +2xpressão parcial final PH2 − 3x PN2 − x 2x


Cálculos

PJ = nJRT

V

PH2 = nH2RT

V= 10, 8× 0, 082× (200 + 273, 15)

100 = 4, 19 bar

PN2 = nN2RT

V= 2, 7× 0, 082× (200 + 273, 15)

100 = 1, 05 bar

PNH3 = 0

K =P 2

NH3

P 3H2× PN2

= (2x)2

(1, 05− 3x)3 × (4, 19− x) = 10−7

Como K é pequeno, assumimos que x também é pequeno e

K = (2x)2

(1, 05− 3x)3 × (4, 19− x) ≈(2x)2

(1, 05)3 × (4, 19) = 10−7

Logo, x = 3, 5× 10−4


Cálculos

H2(g) N2(g) NH3(g)pressão parcial inicial PH2 PN2 0mudança na pressão parcial -3x −x +2xpressão parcial final PH2 − 3x PN2 − x 2xx = 3, 5× 10−4

Pfinal 4,25 1,05 7× 10−4


Mudanças no Equilíbrio

I Princípio de Le Chatelier– Quando uma perturbação exterior é aplicada a um sistema em

equilíbrio dinâmico, ele tende a se ajustar para reduzir aomínimo o efeito da perturbação

I Perturbações: quantidades de reagentes e produtos, pressãosob o sistema e temperatura do sistema.



7 Alterando as quantidades de reagentes e produtos

Para a reação genérica

a A + b B c C + d D

Q = (aC)c (aD)d

(aA)a (aB)b

e no equilíbrio Q = K



8 Compressão de uma mistura de reação

Para a síntese da amônia 3 H2(g) + N2(g) 2 NH3(g),2 mols de moléculas de amônia são produzidos à partir de 4 molsde moléculas.Logo, para que mais amônia se forme, é necessário comprimir osistema ⇒ a composição tende a mudar para reduzir o efeito doaumento na pressão.



9 Alterando a temperatura e a equação de van’t Hoff

lnK2K1

= ∆Hor

R

{ 1T1− 1

T2

}I Processo endotérmico, ∆Ho

r > 0: se T2 > T1 ⇒ K2 > K1.Logo, o aumento de temperatura favorece a formação dosprodutos.

I Processo exotérmico, ∆Hor < 0: se T2 > T1 ⇒ K2 < K1.

Logo, o aumento de temperatura desfavorece a formação dosprodutos (favorece a formação dos reagentes).


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