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EQUILÍBRIO QUÍMICO
SQM 0405 – Química Geral e Experimental: Teórica e Prática
Engenharia Elétrica e Engenharia de Computação
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.
Equilíbrio Químico: é importante?
• Rendimento dos produtos em processos industriais
• Síntese da amônia
• Importância biológica
Fritz Haber (1868-1934)
Equilíbrio Químico: é importante?
Fritz Haber (1868-1934)
Esquema do aparelho de Haber e Le Roussignol para a síntese da amônia a 200 atm a partir de nitrogênio e hidrogênio na proporção de 1:3,
respectivamente
Equilíbrio Químico: é importante?
• Transporte de oxigênio: processo biológico homeostático
𝑯𝒃 𝒂𝒒 + 𝑶𝟐 𝒂𝒒 ⇌ 𝑯𝒃𝑶𝟐 (𝒂𝒒)
Homeostase: manutenção das condições internas constantes
Estado de equilíbrio
• REAGENTES e PRODUTOS – coexistirão em equilíbrio em determinadas condições de concentração e temperatura
CaCO3 (s) → CaO (s) + CO2 (g)
CaO (s) + CO2 (g) → CaCO3 (s)
CaCO3 (s) ⇌ CaO (s) + CO2 (g)
Estado de equilíbrio
ESTADO DE EQUILÍBRIO: As velocidades da reação de decomposição e da reação inversa tornam-se iguais, e a pressão do dióxido de carbono permanece constante!
CaCO3 (s) ⇌ CaO (s) + CO2 (g)
Reversibilidade das Reações 2 NH3 (g) → N2 (g) + 3 H2 (g)
N2 (g) + 3 H2 (g) ⇌ 2 NH3 (g)
As reações químicas atingem um estado de equilíbrio dinâmico no qual a velocidade das reações direta e inversa são iguais e
não há mudança de composição.
N2 (g) + 3 H2 (g) → 2 NH3 (g)
Quociente de reação Q
H2 (g) + I2 (g) ⇌ 2HI (g) 𝑄 = 𝑃𝐻𝐼2
𝑃𝐻2𝑃𝐼2
• 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
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.
• Válida para substâncias que sejam gases ideais ou solutos que obedecem à teoria das soluções ideais.
PRODUTOS
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.
• Válida para substâncias que sejam gases ideais ou solutos que obedecem à teoria das soluções ideais.
REAGENTES
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
CaCO3 (s) ⇌ CaO (s) + CO2 (g)
𝐾 = 𝐶𝑎𝑂 𝐶𝑂2𝐶𝑎𝐶𝑂3
𝐶𝑂2 = [𝐶𝑎𝐶𝑂3]
[𝐶𝑎𝑂]𝐾′ ≡ 𝐾
𝐶𝑂2 = 𝐾
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
2H2 (g) + O2 (g) ⇌ 2H2O (g)
H2 (g) + 𝟏
𝟐O2 (g) ⇌ H2O (g)
𝐾1 = [𝐻2𝑂]
2
[𝐻2]2[𝑂2]
𝐾2 = [𝐻2𝑂]
[𝐻2][𝑂2]1 2
𝐾2 = 𝐾11 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 = [𝑁2𝑂4]
[𝑁𝑂2]2
𝐾3 = 𝐾1𝐾2
2NO (g) + O2 (g) ⇌ N2O4 (g)
𝐾3 = [𝑁2𝑂4]
[𝑁𝑂]2[𝑂2]=
[𝑁𝑂2]2
[𝑁𝑂]2[𝑂2] [𝑁2𝑂4]
[𝑁𝑂2]2
Quociente de reação Q
aA + bB ⇌ cC + dD 𝑄 = 𝐶 𝑐 𝐷 𝑑
𝐴 𝑎 𝐵 𝑏
O sistema estará em equilíbrio
Quociente de reação Q
aA + bB ⇌ cC + dD 𝑄 = 𝐶 𝑐 𝐷 𝑑
𝐴 𝑎 𝐵 𝑏
Reagentes em excesso em relação ao equilíbrio – Reação prosseguirá até o equilíbrio da esquerda para a direita
Quociente de reação Q
aA + bB ⇌ cC + dD 𝑄 = 𝐶 𝑐 𝐷 𝑑
𝐴 𝑎 𝐵 𝑏
Produtos em excesso em relação ao equilíbrio – Reação prosseguirá até o equilíbrio da direita para a esquerda
Princípio de Le Chatelier
“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.”
Efeito da concentração sobre o equilíbrio
I2 (s) ⇌ I2 (em solução) 𝑄 = 𝐼2 = 𝐾
Adicionando solvente...
Efeito da concentração sobre o equilíbrio
I2 (s) ⇌ I2 (em solução) 𝑄 = 𝐼2 = 𝐾
Após adição do solvente:
𝑄 = 𝐼2 < 𝐾
I2 (s) ⟶ I2 (em solução)
Para atingir o equilíbrio novamente:
Efeito da concentração sobre o equilíbrio
I2 (s) ⇌ I2 (em solução) 𝑄 = 𝐼2 = 𝐾
Adicionando I2 (s)...
Efeito da concentração sobre o equilíbrio
BaSO4 (s) ⇌ Ba2+ (aq) + SO42- (aq)
Qual será o efeito da adição de uma pequena quantidade de uma solução concentrada de
Na2SO4?
Efeito da pressão sobre o equilíbrio
A compressão de uma mistura de reação em equilíbrio tende a deslocar a reação na direção que reduz o número de moléculas em fase gás. O aumento da pressão pela introdução de um
gás inerte não afeta a composição em equilíbrio.
Efeito da pressão sobre o equilíbrio
I2 (g) ⇌ 2I (g) 1 mol de moléculas do
reagente na fase gás produz 2 mols de produto na fase gás!
COMPRESSÃO – a composição de equilíbrio tende a se deslocar na direção do reagente, I2 – reduz ao mínimo o efeito
do aumento da pressão
EXPANSÃO – a composição de equilíbrio tende a se deslocar na direção do produto, I – reduz ao mínimo o efeito da
diminuição da pressão
Efeito da pressão sobre o equilíbrio
2NO2 (g) ⇌ N2O4 (g) 𝐾 =
𝑃𝑁2𝑂4(𝑃𝑁𝑂2)
2
𝑃𝑁𝑂2 = 𝑛𝑁𝑂2𝑅𝑇
𝑉 𝑃𝑁2𝑂4 =
𝑛𝑁2𝑂4𝑅𝑇
𝑉
𝐾 = 𝑛𝑁2𝑂4𝑅𝑇 𝑉
(𝑛𝑁𝑂2𝑅𝑇 𝑉 )2=
𝑛𝑁2𝑂4(𝑛𝑁𝑂2)
2 𝑥
𝑉
𝑅𝑇
Efeito da pressão sobre o equilíbrio
2NO2 (g) ⇌ N2O4 (g)
𝐾 = 𝑛𝑁2𝑂4𝑅𝑇 𝑉
(𝑛𝑁𝑂2𝑅𝑇 𝑉 )2=
𝑛𝑁2𝑂4(𝑛𝑁𝑂2)
2 𝑥
𝑉
𝑅𝑇
V 𝐧𝐍𝟐𝐎𝟒
(𝐧𝐍𝐎𝟐)𝟐
Para K constante – aumento de pressão:
𝐧𝐍𝟐𝐎𝟒 𝐧𝐍𝐎𝟐
Efeito da temperatura sobre o equilíbrio
O aumento da temperatura de uma reação exotérmica favorece a formação de reagentes.
O aumento da temperatura de uma reação endotérmica favorece a formação de
produtos.
Efeito da temperatura sobre o equilíbrio
O aumento da temperatura de uma mistura de reação desloca o equilíbrio na direção endotérmica.
2SO2 (g) + O2 (g) ⇌ 2SO3 (g)
𝚫𝐇𝐫𝟎 = −𝟏𝟗𝟕, 𝟕𝟖 𝐤𝐉 𝐦𝐨𝐥−𝟏
O aumento da temperatura da mistura no equilíbrio favorece a decomposição de SO3 em SO2 e O2!!!
Efeito da temperatura sobre o equilíbrio
Qual será o efeito do aumento de temperatura?
N2 (g) + O2 (g) ⇌ 2NO (g)
𝚫𝐇𝐫𝟎 = 𝟏𝟖𝟏 𝐤𝐉 𝐦𝐨𝐥−𝟏
Galo do tempo
[𝑪𝒐𝑪𝒍𝟒]𝟐−
(𝒂𝒒)+ 𝟔𝑯𝟐𝑶 (𝒍) ⇌ [𝑪𝒐(𝑯𝟐𝑶)𝟔]
𝟐+(𝒂𝒒)
+ 𝟒𝑪𝒍−(𝒂𝒒)
AZUL ROSA
Catalisador
• Não afeta a composição de equilíbrio de uma mistura de reação.
• Fornece um caminho mais rápido para o mesmo destino. • Aumenta igualmente a velocidade em ambos os sentidos da
reação. Logo, o equilíbrio dinâmico não é afetado.
Substância que aumenta a velocidade de uma reação química sem ser consumido
durante a reação.
Trabalhando na indústria...
N2 (g) + 3H2 (g) ⇌ 2NH3 (g)
𝚫𝐇 < 𝟎
OBJETIVO: aumentar a produção de amônia!!!
O QUE FAZER????
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.
𝑷𝑪𝒍𝟓 𝒈 ⇌ 𝑷𝑪𝒍𝟑 𝒈 + 𝑪𝒍𝟐 𝒈
𝑷𝑷𝑪𝒍𝟓 = 𝒏𝑷𝑪𝒍𝟓𝑹𝑻
𝑽 =
𝟑, 𝟏𝟐 𝒈
𝟐𝟎𝟖, 𝟐𝟒 𝒈 𝒎𝒐𝒍−𝟏 𝒙
𝟖, 𝟑𝟏𝟒𝟓 𝑱 𝑲−𝟏 𝒎𝒐𝒍−𝟏 . (𝟓𝟐𝟑 𝑲)
𝟓, 𝟎𝟎 𝒙 𝟏𝟎−𝟒 𝒎𝟑 =
= 𝟏, 𝟑𝟎 𝒙 𝟏𝟎𝟓 𝑷𝒂 = 𝟏, 𝟑𝟎 𝒃𝒂𝒓
Como montar e usar uma tabela de equilíbrio
𝑷𝑪𝒍𝟓 𝒈 ⇌ 𝑷𝑪𝒍𝟑 𝒈 + 𝑪𝒍𝟐 𝒈 𝑷𝑷𝑪𝒍𝟓(𝒊𝒏𝒊𝒄𝒊𝒂𝒍) = 𝟏, 𝟑𝟎 𝒃𝒂𝒓
𝑷𝑪𝒍𝟓 𝑷𝑪𝒍𝟑 𝑪𝒍𝟐
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 = 𝑃𝑃𝐶𝑙3𝑃𝐶𝑙2𝑃𝑃𝐶𝑙5
= 𝑥 . 𝑥
1,30 − 𝑥=
𝑥2
1,30 − 𝑥= 78,3 𝒙 = −𝟕𝟗, 𝟔 𝐨𝐮 𝟏, 𝟐𝟖
𝑷𝑷𝑪𝒍𝟓 = 𝟏, 𝟑𝟎 − 𝒙 = 𝟏, 𝟑𝟎 − 𝟏, 𝟐𝟖 = 𝟎, 𝟎𝟐 𝒃𝒂𝒓
𝑷𝑷𝑪𝒍𝟑 = 𝒙 = 𝟏, 𝟐𝟖 𝒃𝒂𝒓
𝑷𝑪𝒍𝟐 = 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.
𝑷𝑪𝒍𝟓 𝒈 ⇌ 𝑷𝑪𝒍𝟑 𝒈 + 𝑪𝒍𝟐 𝒈
Como montar e usar uma tabela de equilíbrio
3) Sob certas condições, nitrogênio e oxigênio reagem para formar óxido de dinitrogênio, N2O. Imagine que uma mistura de 0,482 mol N2 e 0,933 mol O2 é colocada em um balão de reação de volume 10,0 L e que se forme N2O em 800 K, temperatura em que K = 3,2 x 10-28. Calcule as pressões parciais dos gases na mistura em equilíbrio.
𝟐𝑵𝟐 𝒈 + 𝑶𝟐 𝒈 ⇌ 𝟐𝑵𝟐𝑶 𝒈
Equilíbrio iônico em solução aquosa
Sais pouco solúveis
Ácidos e bases Equilíbrio ácido-base Ka, Kb e Kw
pH e pOH Solução Tampão
Sais pouco solúveis
AgCl (s) ⇌ Ag+ (aq) + Cl- (aq)
𝐾 = 𝐴𝑔+ 𝐶𝑙−
[𝐴𝑔𝐶𝑙(𝑠)] 𝐾𝑝𝑠 = 𝐴𝑔+ 𝐶𝑙−
PRODUTO DE SOLUBILIDADE
Sais pouco solúveis
AgCl (s) ⇌ Ag+ (aq) + Cl- (aq)
𝐴𝑔+ 𝐶𝑙− = 𝐾𝑝𝑠 = 1,8 𝑥 10−10
Qual a solubilidade do AgCl em
água?
𝐴𝑔+ 𝐶𝑙− = [𝐴𝑔+]2 = 1,8 𝑥 10−10
[𝐴𝑔+] = 1,3 𝑥 10−5 𝑀
𝑆𝑜𝑙𝑢𝑏𝑖𝑙𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒 𝑑𝑜 𝐴𝑔𝐶𝑙 = 1,3 𝑥 10−5 𝑀
Sais pouco solúveis
CaF2 (s) ⇌ Ca2+ (aq) + 2F- (aq)
𝐾𝑝𝑠 = 3,9 𝑥 10−11
𝑆𝑜𝑙𝑢𝑏𝑖𝑙𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒 𝑑𝑜 𝐶𝑎𝐹2 = ? ? ?
Solubilidade na presença de íon comum
Qual a solubilidade do AgCl em uma solução 𝟏, 𝟎 𝒙 𝟏𝟎−𝟐 𝑴 de AgNO3?
𝐾𝑝𝑠 = 𝐴𝑔+ 𝐶𝑙−
𝐴𝑔+ = 𝐴𝑔+𝑑𝑜 𝐴𝑔𝑁𝑂3
+ 𝐴𝑔+𝑑𝑜 𝐴𝑔𝐶𝑙
1,0 𝑥 10−2 𝑀
< 1,3 𝑥 10−5 𝑀
Solubilidade na presença de íon comum
𝐴𝑔+ = 𝐴𝑔+𝑑𝑜 𝐴𝑔𝑁𝑂3
+ 𝐴𝑔+𝑑𝑜 𝐴𝑔𝐶𝑙
1,0 𝑥 10−2 𝑀
< 1,3 𝑥 10−5 𝑀
𝐴𝑔+ ≅ 1,0 𝑥 10−2 𝑀
𝐶𝑙− = 𝐾𝑝𝑠
𝐴𝑔+ ≅
1,8 𝑥 10−10
1,0 𝑥 10−2= 1,8 𝑥 10−8 𝑀
Solubilidade na presença de íon comum
𝐶𝑙− = 1,8 𝑥 10−8 𝑀
AgCl (s) ⇌ Ag+ (aq) + Cl- (aq)
A solubilidade do AgCl em uma solução 1,0 x 10-2 M de AgNO3 é 1,8 x 10-8 M!!!
Solubilidade na presença de íon comum
Qual a solubilidade do CaF2 em uma solução 𝟏, 𝟎 𝒙 𝟏𝟎−𝟐 𝑴 de Ca(NO3)2?
Predição da Precipitação
Ocorrerá precipitação quando:
𝑸𝒑𝒔 ≥ 𝑲𝒑𝒔
Haverá formação de precipitado de PbI2 quando volumes iguais de soluções 0,2 M de nitrato de chumbo (II) e iodeto de potássio são misturadas?
Pb(NO3)2 (aq) + 2KI (aq) → 2KNO3 (aq) + PbI2 (s)
Pb2+ (aq) + 2I- (aq)→ PbI2 (s)
PbI2 (s) ⇌ Pb2+ (aq) + 2I- (aq) 𝐾𝑝𝑠 = 𝑃𝑏2+ 𝐼− 2 = 1,4 𝑥 10−8
Predição da Precipitação
PbI2 (s) ⇌ Pb2+ (aq) + 2I- (aq) 𝐾𝑝𝑠 = 𝑃𝑏2+ 𝐼− 2 = 1,4 𝑥 10−8
• Volumes iguais de soluções 0,2 M de nitrato de chumbo (II) e iodeto de potássio são misturadas.
• O volume final será duas vezes maior, logo as novas molaridades serão: 0,1 M em Pb2+ (aq) e 0,1 M em I- (aq):
𝑄𝑝𝑠 = 𝑃𝑏2+ 𝐼− 2 = 0,1 𝑥(0,1)2= 1 𝑥 10−3
𝑄𝑝𝑠 > 𝐾𝑝𝑠 Haverá precipitação!
Predição da Precipitação
𝑄𝑝𝑠 < 𝐾𝑝𝑠 Sal dissolve
𝑄𝑝𝑠 = 𝐾𝑝𝑠 Equilíbrio
𝑄𝑝𝑠 > 𝐾𝑝𝑠 Sal precipita
Precipitação Seletiva
Uma amostra de água de mar contém, entre outros solutos, as seguintes concentrações de cátions solúveis: 0,050 M de Mg2+ (aq) e 0,010 M de Ca2+ (aq) . Determine a ordem com que cada íon precipita com a adição progressiva de NaOH sólido. Dê a concentração de OH- quando a precipitação de cada um deles começar e suponha que não há mudança de volume com a adição de NaOH.
Ca(OH)2 Mg(OH)2
Precipitação Seletiva
Ca(OH)2
Ca(OH)2 (s) ⇌ Ca2+ (aq) + 2OH- (aq)
𝐾𝑝𝑠 = 𝐶𝑎2+ 𝑂𝐻− 2
5,5 𝑥 10−6 = 0,01 𝑥 ( 𝑂𝐻− 2)
𝑂𝐻− = 0,023
Precipitação Seletiva
Mg(OH)2
Mg(OH)2 (s) ⇌ Mg2+ (aq) + 2OH- (aq)
𝐾𝑝𝑠 = 𝑀𝑔2+ 𝑂𝐻− 2
1,1 𝑥 10−11 = 0,05 𝑥 ( 𝑂𝐻− 2)
𝑂𝐻− = 1,5 𝑥 10−5
Precipitação Seletiva
Mg(OH)2 𝑂𝐻− = 1,5 𝑥 10−5 𝑀
Ca(OH)2 𝑂𝐻− = 0,023 𝑀
Portanto, os hidróxidos precipitam na ordem Mg(OH)2, em 1,5 x 10-5 M OH-(aq) e Ca(OH)2, em 0,023 M OH-(aq).
Equilíbrio iônico em solução aquosa
Sais pouco solúveis
Ácidos e bases Equilíbrio ácido-base Ka, Kb e Kw
pH e pOH Solução Tampão
PRÓXIMA AULA!!!