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Equilíbrio Químico
Parte 2
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	Embora Kc e Kp representem valores constantes à mesma temperatura, elas não são necessariamente iguais. 
	A relação entre elas é dada considerando-se a equação de estado dos gases :
			P. V = n. R. T
Relação entre Kc e Kp
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Considere a reação abaixo:
N2O4 (g) ↔ 2NO2 (g)
Observe a relação entre Kc e Kp:
 Kc = [NO2]2 / [N2O4] Kp = (PNO2)2 / PN2O4
Aplicando a equação dos gases para NO2 e para N2O4:
PNO2 = n. R.T = [NO2] . R. T
	 V			
PN2O4 = n. R. T = [N2O4] . R. T
		V
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Kp = (PNO2)2 / PN2O4
PNO2 = n. R.T = [NO2] . R. T
	 V			
PN2O4 = n. R. T = [N2O4] . R. T
		V
Kp = ([NO2] . R. T)2
 ([N2O4] . R. T)1
 
Kp = [NO2]2 . (R . T) 2-1
 [N2O4]
Kc
Kp = Kc (R . T)1  Kp = Kc . (R . T ) Δn
Onde: R = 0,082 atm.L.K-1.mol-1 e T em K
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Resumindo:
Podemos relacionar Kc e Kp pela relação:
Onde:
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Para a reação de síntese do metanol, CH3OH, a partir de hidrogênio e monóxido de carbono:
2H2(g) + CO (g) ↔CH3OH (g)
Kc vale 300, a 425oC. Qual o valor de Kp a essa temperatura?
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Na equação a A + b B c C + d D, após atingir o equilíbrio químico, podemos concluir a respeito da constante de equilíbrio que: 
a) Quanto maior for o valor de Kc, menor será o rendimento da reação direta. 
b) Kc independe da temperatura. 
c) Se as velocidades das reações direta e inversa forem iguais, então K2 = 0. 
d) Kc depende das molaridades iniciais dos reagentes. 
e) Quanto maior for o valor de Kc, maior será a concentração dos produtos.
1
2
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Cálculo das constantes de equilíbrio
Quando são conhecidas as pressões parciais no equilíbrio de todos os reagentes e produtos, a constante de equilíbrio pode ser calculada diretamente a partir da expressão de constante de equilíbrio.
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Uma mistura de hidrogênio e nitrogênio em um recipiente de reação atinge o equilíbrio a 472oC. A mistura de gases em equilíbrio foi analisada e descobriu-se que ela contém 7,38 atm de H2, 2,46 atm de N2 e 0,166 atm de NH3. A partir desses dados calcule a constante de equilíbrio para:
		N2(g) + 3H2(g)  2NH3 (g)
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Aplicações das constantes
de equilíbrio
Determinando o sentido da reação
Suponha que coloquemos uma mistura de 2 mol de H2, 1 mol de N2 e 2mol de NH3 em um recipiente de 1L a 472oC. N2 e H2 reagirão para formar mais NH3. Nessa instância devemos:
	calcular a pressão parcial inicial de cada espécie, usando a equação de gás ideal.
	Inserir as pressões parciais de N2, H2 e NH3 na expressão da constante de equilíbrio.
	 Analise o resultado e compare com o Kc calculado anteriormente para a mesma equação na mesma temperatura.
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Aplicações das constantes
de equilíbrio
Quando substituímos as pressões parciais ou concentração dos produtos e reagentes na expressão da constante de equilíbrio, o resultado é conhecido como quociente da reação, representado pela letra Q.
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Determinando o sentido de reação
	Definimos Q, o quociente da reação, para uma reação geral
	como
	Sendo que : Q = K somente com o sistema em equilíbrio.
Aplicações das constantes
de equilíbrio
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1.unknown
Prevendo o sentido da reação
	Se Q > K, 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 K). 
	Se Q < K, então a reação direta deve ocorrer para atingir o equilíbrio.
Aplicações das constantes
de equilíbrio
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Aplicações das constantes
de equilíbrio
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Resumindo:
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Ex.:
A 448oC a constante de equilíbrio , Keq, para a reação:
		
			H2 (g) + I2(g)  2HI (g)
é 51. Determine como a reação prosseguirá para atingir o equilíbrio a 448oC se começarmos com 2 x10-2mol de HI, 1 x 10-2 mol de H2 e 3x10-2mol de I2 em um recipiente de 2 L.
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Notas do 4º BIM
1 prova: peso 2
1 atividade extra-classe (sábado letivo): peso 2 
 Grupo de 5 pessoas:
 (Seminário individual (70%) + roteiro de prática (30%))
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Temas:
Grupo 1 Gases
Grupo 2 Soluções
Grupo 3 Soluções
Grupo 4 Cinética Química
Grupo 5 Termoquímica
Grupo 6 Equilíbrio Químico
Grupo 7 Eletroquímica
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Seminário:
Objetivo da prática
Introdução teórica
Reagentes e materiais utilizados
Desenvolvimento/procedimento experimental
Resultados e discussões
Aplicação do tema no cotidiano
Conclusão
Obs.: Apresentar vídeo e/ou fotos da prática
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Roteiro da prática
Objetivo
Introdução teórica
Materiais e reagentes utilizados
Procedimento experimental
Pré-laboratório
Referências bibliográficas
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Cálculo das concentrações em equilíbrio
Para a reação N2(g) + 3 H2 (g)  2NH3 (g), Keq = 1,45x10-5 a 500oC. Em uma mistura em equilíbrio dos três gases a 500oC, a pressão parcial de H2 é 0,928 atm e a pressão parcial de N2 é 0,432 atm. Qual a pressão parcial de NH3 nessa mistura no equilíbrio? 
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Um frasco de 1L é preenchido com 1 mol de H2 e 2 mol de I2 a 448oC. O valor da constante de equilíbrio, Keq, para a reação:
			H2(g) + I2(g)  2HI (g)
A 448oC é 50,5. Quais são as pressões parciais de H2, I2 e HI no equilíbrio?
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Partindo-se de uma mistura equimolar de CO(g) e H2O(g), todas afirmativas a seguir estão corretas, exceto: 
 a) Os compostos que predominam, no equilíbrio, a 250°C, são CO (g) e H2O(g). 
b) Os compostos que predominam, no equilíbrio, a 950°C, são CO2(g) e H2(g). 
c) Com o aumento da temperatura, a constante de equilíbrio K aumenta. 
d) À temperatura de 850°C, as concentrações de reagentes e produtos, no equilíbrio, são iguais. 
e) Aumentando a temperatura, haverá predominância, no equilíbrio, dos compostos CO(g) e H2O(g).
A reação reversível abaixo é endotérmica e admite os seguintes valores da constante K: 
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Deslocamento de equilíbrio
	É possível alterar um equilíbrio químico por meio de algumas ações externas. Tal tipo de ação é chamado pertubação do equilíbrio, e a sua consequência é denominada deslocamento de equilíbrio.
	Existe um importantíssimo princípio químico que permite prever qual será o efeito de uma pertubação sobre um equilíbrio. Ele é denominado Princípio de Le Chantelier.
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	Consideremos um sistema em equilíbrio químico, com as substâncias A, B, C e D. 
 	No equilíbrio, as velocidades V1 e V2 são iguais e as concentrações das substâncias A, B, C e D são constantes. Se, por algum motivo, houver modificação em uma das velocidades, teremos mudanças nas concentrações das substâncias. 
Esta modificação em uma das velocidades ocasiona o que denominamos de deslocamento do equilíbrio, que será no sentido da maior velocidade. 
 
Deslocamento de equilíbrio
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- Equilíbrio inicial. 
- Aumentando v1, o deslocamento é para a direita. 
- Aumentando v2, o deslocamento é para a esquerda.
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 	Porém, após certo tempo, a reação volta a estabelecer um novo equilíbrio químico, mas com valores de concentrações e velocidades diferentes das iniciais. 
Princípio de Le Chantelier
 	O químico francês Henri Louis Le Chatelier propôs um princípio que afirma:
“Quando um sistema em equilíbrio sofre algum tipo de perturbação externa, ele se deslocará no sentido de minimizar essa perturbação, a fim de atingir novamente uma situação de equilíbrio”. 
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	 É possível provocar alteração em um equilíbrio químico por variações de:
	- temperatura, 
	- concentração de participantes da reação e 
	- pressão total sobre o sistema. 
 
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EFEITO DA TEMPERATURA 
Observando a reação: 
Colocando-se o gás NO2(g), de coloração castanha, contido em um balão de vidro, em banhos de diferentes temperaturas, observa-se o seguinte:
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 	 Podemos observar que o aumento da temperatura favorece a reação (2) que é endotérmica, e a redução da temperaturafavorece a reação (1) que é exotérmica. 
 	
• Um aumento de temperatura desloca o equilíbrio no sentido endotérmico. 
• Uma diminuição de temperatura desloca o equilíbrio no sentido exotérmico. 
	Se a coloração castanha desaparece a 0°C é porque, praticamente, não há mais NO2, isto é, ele foi transformado em N2O4. 
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No exemplo em questão, temos:
 Calor + N2O4 (g) 2NO2 (g) AH= +57,2 kJ
					 (Reação direta endot)
							
endo
exo
Aumento da T desloca o equilíbrio no sentido endo
Diminuição da T desloca o equilíbrio no sentido exo
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Neste caso, temos:
N2 (g) + 3H2 (g) 2NH3 (g) + calor AH = - 91,8 kJ
exo
endo
Diminuição da T desloca o equilíbrio no sentido exo
Aumento da T desloca o equilíbrio no sentido endo
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Variação de Kc com a temperatura
Por meio de investigações experimentais, verificou-se que o aquecimento pode aumentar ou diminuir o valor da constante de equilíbrio e que isso depende do valor do AH da reação.
O aumento da temperatura provoca aumento da constante de equilibrio para reações endotérmicas (AH>0) e diminuição para exotérmicas (AH<0).
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[Co(H2O)6]2+ (aq) + 4Cl- (aq)  [CoCl4]2- (aq) + 6H2O (l)
	A reação abaixo é endotérmica no sentido direto. Assim:
	aquecimento aumento de Kc desloca o equilíbrio para a direita, fazendo predominar a cor azul.
	Resfriamento  diminuição de Kc  desloca o equilíbrio para a esquerda, fazendo predominar a cor rosa.
Maior Kc
Menor Kc
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EFEITO DA CONCENTRAÇÃO 
Supondo o equilíbrio:
		 N2(g) + 3H2(g) ⇐> 2NH3(g)
Se tivermos colocado N2, H2 e NH3 em um recipiente mantido à temperatura constante e que seja esperado até que o sistema atinja o equilíbrio. 
Será medido em seguida a concentração de equilíbrio de cada uma das três substâncias. 
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A [ ] de cada substância mostra ser cte à esquerda do gráfico: o sistema está em equilíbrio.
Repentinamente, a [H2] aumenta, quando maior quantidade é adicionada ao recipiente. 
A [N2] e de [H2] imediatamente começou a diminuir, ao mesmo tempo a [NH3] começou a aumentar. 
N2(g) + 3H2(g) ⇐> 2NH3(g)
Seqüencialmente, o equilíbrio será perturbado adicionando H2 no recipiente. 
Estas mudanças ocorrem quando falamos que o equilíbrio "foi deslocado para a direita".
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Estas mudanças continuam, entretanto a velocidade diminui gradualmente, até que o sistema novamente restabelece um estado de equilíbrio, após o qual a concentração dos elementos permanecem constante.
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	Neste experimento, parte da quantidade de H2 adicionado é consumida no deslocamento do equilíbrio, assim, o efeito da adição (aumento na concentração) é parcialmente compensado. 
	Em outras palavras, o ajuste do sistema tende a minimizar o efeito de adição de H2, como prevê o princípio de Le Châtelier. 
	
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N2(g) + 3H2(g) ⇐> 2NH3(g)
	Um aumento na [reagentes] ou uma diminuição na [produtos] desloca o equilíbrio para a direita.
- Uma diminuição da [reagentes] ou um aumento da [produtos] desloca o equilíbrio para a esquerda.
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EFEITO DA PRESSÃO 
 	Alterações de pressão influenciam em equilíbrios que possuem espécies químicas no estado gasoso. 
 	Considere a reação química em equilíbrio abaixo: 
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	Conforme a figura indicada verificamos que o aumento da pressão favoreceu a produção da amônia, isto é, deslocou o equilíbrio para a direita, que é aquele que possui menor quantidade de mols na fase gasosa. 
 4 mols
2 mols
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 Se a pressão fosse diminuída o equilíbrio se deslocaria para a esquerda, favorecendo o consumo de amônia, isto é, no sentido da maior quantidade de mols na fase gasosa
Generalizando: 
• O aumento da P sobre o sistema desloca o equilíbrio químico no sentido do menor número de mols na fase gasosa.
 
• A diminuição da P sobre o sistema desloca o equilíbrio químico no sentido do maior número de mols na fase gasosa.
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Exercícios: 
01)Considere a reação em equilíbrio químico: 
 
 N2 (g) + O2 (g)  2 NO(g) 
 
É possível deslocá-lo para a direita: 
 
a) Retirando o N2 existente. 
b) Removendo o NO formado. 
c) Introduzindo um catalisador. 
d) Diminuindo a pressão, à temperatura constante. 
e) Aumentando a pressão, à temperatura 
constante. 
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02)Temos o equilíbrio: 
 
 CO (g) + H2O (g)  CO2 (g) + H2 (g) 
 
Queremos aumentar a concentração de CO2(g) nesse equilíbrio. Para isso ocorrer, devemos: 
 
a) Aumentar a pressão sobre o sistema. 
b) Diminuir a pressão sobre o sistema. 
c) Adicionar H2 (g) ao sistema. 
d) Retirar H2O (g) do sistema. 
e) Adicionar CO (g) ao sistema. 
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03)O equilíbrio gasoso representado pela equação: 
 
 N2(g) + O2(g)  2 NO(g) – 88 kj 
 
É deslocado no sentido de formação de NO(g), se: 
 
a) a pressão for abaixada. 
b) N2 for retirado. 
c) a temperatura for aumentada. 
d) for adicionado um catalisador sólido ao sistema. 
e) o volume do recipiente for diminuído
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04) O equilíbrio N2 (g) + 3 H2 (g)  2 NH3 (g) é deslocado para os produtos com o aumento da pressão e com a diminuição da temperatura. Pode-se concluir que a reação de formação do gás amoníaco é: 
 
a) Exotérmica e ocorre com o aumento de volume. 
b) Exotérmica e ocorre com a conservação do volume. 
c) Exotérmica e ocorre com a diminuição do volume. 
d) Endotérmica e ocorre com aumento de volume. 
e) Endotérmica e ocorre com diminuição de volume. 
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05)Nitrogênio e hidrogênio reagem para formar amônia segundo a equação: 
 N2(g) + 3 H2(g)  2 NH3(g) + 22 kcal 
 
 Se a mistura dos três gases estiver em equilíbrio e provocarmos: 
 
I. Compressão da mistura. 
II. Aumento de temperatura. 
III. Introdução de hidrogênio adicional. 
 
O efeito sobre a quantidade de amônia, em cada situação, será: 
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EFEITO DO CATALISADOR
	um catalisador faz com que um processo chegue mais rapidamente à situação de equilíbrio.
	O catalisador reduz a barreira de energia de ativação Ea para a reação.
O catalisador não desloca o equilíbrio
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	Acontece que o abaixamento na Ea é o mesmo, tanto para a reação direta quanto a inversa (gráfico abaixo). 
	Assim, se ambas as reações têm suas velocidades igualmente aumentadas, o equilíbrio não se deslocará no sentido direto nem no inverso. 
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U.F.R.S) A reação genérica A  B, a 25oC, tem por constante de velocidade, para a reação direta, 6 min –1, e, para a reação inversa, 3 min –1. O valor da constante de equilíbrio naquela temperatura é: 
 
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 (UFAM) A reação química genérica, abaixo representada, possui constante de equilíbrio igual a 120, a 25°C. É correto afirmar que: 
 
 A(g) + B(g)  C(g) + D(g) K = 120 
 
a) Em 50°C a constante de equilíbrio terá valor igual a 240. 
b) No equilíbrio haverá maior quantidade de reagentes que de produtos. 
c) No equilíbrio, as quantidades de reagentes e produtos são iguais. 
d) No equilíbrio haverá maior quantidade de produto que de reagentes. 
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Considere um sistema em equilíbrio a 25°C e 1 atm representado pela equação: 
 
 FeO(s) + CO(g)  CO2(g) + Fe(s) + 19 kj/mol 
 
 Se K for constante de equilíbrio, qual das seguintes ações poderá aumentar seu valor numérico? 
 
a) aumentar a pressão. 
b) aumentar a temperatura. 
c) aumentar a concentração do CO. 
d) triturar mais o óxido de ferro. 
e) utilizar um catalisador
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(Vunesp-SP) Sabendo que a reação representada pela equação: 
 
H2(g) + Br2(g)  2 HBr(g) 
 
É exotérmica, é correto afirmar que o equilíbrio: 
 
a) se deslocará para a esquerda, no sentido da formação de H2 e do Br2, com o aumento da pressão. 
b) se deslocará para a direita, no sentido de formação do HBr, com o aumento dapressão. 
c) se deslocará para a direita, no sentido de formação do HBr, com o aumento da temperatura. 
d) se deslocará para a direita, no sentido de formação do HBr, com a diminuição da temperatura. 
e) não é alterado por mudanças apenas na temperatura do sistema.
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a
A
 
 
+
 
 
b
B
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
c
C
 
 
+
 
 
d
D
b
a
d
c
P
P
P
P
Q
B
A
D
C
=