Quimica-A01

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Instituto Universal Brasileiro Educação de Jovens e Adultos a Distância BRASILEIRO Curso a distância de: SUPLETIVO PREPARATÓRIO ENSINO MÉDIO SérieENSINO MÉDIO QUÍMICA SÉRIE AULA 1 EQUILÍBRIOS QUÍMICOS INTRODUÇÃO A primeira observação sobre o fenômeno do equilíbrio químico foi feita por Berthollet, em 1 799. Nesse ano, quando Napoleão Bonaparte efetuou sua expedição ao Egito, levou consigo Berthollet, na época uma das maiores sumidades do mundo científico. Berthollet verificou que, nas praias daquela região e nos lagos salgados, havia deposição de enorme quantidade de carbonato de sódio. Ora, sabendo que o mesmo é um sal solúvel em água, quis encontrar uma explicação para a sua formação naqueles locais. Percebeu que o mesmo só poderia ter sido formado pela reação do cloreto de sódio com calcário (carbonato de cálcio). A reação seria: 2 Na CI + Ca Ca Cl2 + Mas, acontece que tanto o cloreto de cálcio quanto o carbonato de sódio são sais bastante solúveis, e o carbona- to de cálcio é pouco solúvel em água. Ora, então, a reação que normalmente deveria ocorrer seria a inversa, ou seja: Na2 + Ca Ca CO3 + 2 Na CI Berthollet procurou dar uma explicação ao fato: em laboratório, se tentássemos reagir cloreto de sódio com car- bonato de cálcio, a reação não se processaria; porém, a reação contrária (a que está acima) se processa, ou seja, ocor- rendo a precipitação de carbonato de cálcio. No entanto, nas praias e nos lagos salgados do Egito, a reação com for- mação de carbonato de sódio ocorre. Por quê? Berthollet afirmou que a reação com formação de carbonato de sódio se deveu à enorme concentração de clore- to de sódio existente, que atacava o calcário, forçando a reação no sentido contrário ao usualmente verificado. Berthollet generalizou dizendo que, efetivamente, não havia reação que não se processasse nos dois sentidos, depen- dendo apenas das concentrações dos reagentes (efeito da concentração, vista há pouco). Ora, isto era uma descoberta notável para a época, quando estava começando a ser conhecida a lei de Lavoisier. Bem, a descoberta poderia ter o vulto esperado se Berthollet não tivesse chegado a algumas conclusões erradas. Assim, empolgado pela verificação de que uma reação pode ter seu sentido alterado, dependendo das concentrações dos reagentes, foi mais além e afirmou que, "inclusive, dependendo das concentrações dos reagentes, a substância for- mada teria determinada constituição." Acontece que, Berthollet, por infelicidade, escolheu uma série de compostos que, aparentemente, confirmaram a sua afirmação. Disso resultou tremendo debate com Proust por mais de 10 anos, e, quando se verificou que a lei de Proust era verdadeira, Berthollet perdeu o prestígio que tinha. Ora, isso acontecendo, ninguém mais quis levar em consideração nada do que ele dissesse. Foi por essa razão que sua tremenda descoberta sobre a influência da concentração dos reagentes no processamento de uma reação foi classificada como uma de suas invencionices, e assim, por cerca de 50 anos, o fato foi esquecido. Somente em aparece um trabalho que menciona o fenômeno. Nesse ano, Ludwig Wilhelmy verificou que a velocidade de hidrólise (reação com água) de açúcares em meio ácido dependia da quantidade de açúcar ainda não decomposta. Em Berthollet e Saint Giles publicam um artigo sobre a hidrólise de ésteres (função orgânica), noqual salientam a influência das concentrações dos reagentes sobre a velocidade da reação. Em dois químicos noruegueses, C. M. Guldberg (1836 1902) e P. Waage (1833 1900), estabeleceram a lei da ação das massas, que pode assim ser enunciada: "A velocidade de uma reação química é diretamente proporcional às concentrações molares dos reagentes". termo concentração molar significa moles por litro. A partir da lei de Guldberg-Waage, os equilíbrios químicos puderam ser estudados quantitativamente. Esclareçamos, primeiramente, o que vem a ser equilíbrio químico. NATUREZA DINÂMICA DE EQUILÍBRIO QUÍMICO Tomemos, como exemplo genérico, duas substâncias A e B, que, reagindo, formam C e D, segundo a reação: A+B Consideremos agora que C e D, à medida que se formam, também reagem, formando A e B; então, temos uma situação que tende a um equilíbrio, ou seja, A e B reagem, formando C e D; à medida que estes se formam, reagem entre si, formando A e B, e as reações prosseguem (A + B formando C + D e C + D formando A + B), até que as con- centrações das quatro substâncias permaneçam constantes, não se alterando mais. Dizemos que foi atingido o estado de equilíbrio químico. Então, observa-se que, no início, têm-se apenas A e B, e nada há de C e D; à medida que a reação prossegue, as concentrações de A e B diminuem gradativamente, enquanto as concentrações de C e D aumentam aos poucos. As reações, em ambos os sentidos, continuam a ocorrer, ou seja, A + B A + B, até as con- centrações dos quatro componentes permanecerem constantes, atingindo o estado de equilíbrio químico. Representamos o sistema em equilíbrio químico por duas flechas, nos dois sentidos: A+B Uma vez estabelecidas as condições de equilíbrio químico, as concentrações dos quatro componentes per- manecem constantes, mas as reações continuam a ocorrer em ambos os sentidos, isto é, A + B reagem e formam C + D, e estes novamente reagem, regenerando A + B, mantendo-se constantes as concentrações de todos eles. Por essa razão os equilíbrios químicos são denominados dinâmicos e não estáticos. equilíbrio seria estático se as con- centrações se mantivessem constantes, mas não houvesse as reações em ambos os sentidos. Antigamente, pensava-se que o equilíbrio fosse estático, mas hoje está comprovado que as reações não cessam jamais, o equilíbrio ser dinâmico. As reações que resultam em equilíbrios químicos são denominadas reações por se processar em ambos os sentidos. As reações que se processam num único sentido são denominadas Com relação às irreversíveis, muitos exemplos foram vistos no estudo de ácidos, bases e sais. Então, como se percebe, é apenas uma classe de reações que pertence à série de reações reversíveis. Bem, que podemos deduzir da lei de Guldberg-Waage e do estudo de equilíbrios químicos? É o seguinte: como na condição de equilíbrio químico as concentrações dos componentes permanecem cons- tantes, concluímos que as velocidades de ambas as reações são iguais, ou seja, velocidade da reação de A + B é igual à velocidade da reação de C + D. Bem, deduzamos uma expressão matemática que nos dê a relação das concentrações no estado de equilíbrio. Temos a reação A + B A velocidade da reação entre A e B, à qual chamaremos de será, de acordo com a lei de Guldberg-Waage, vista há pouco: ou seja, a velocidade da reação é diretamente proporcional ao produto das concentrações molares dos reagentes. k1 = constante de proporcionalidade[A] e [B] = concentrações molares de A e B Analogamente, a reação de C com D terá uma velocidade = constante de proporcionalidade [C] e [D] = concentrações molares de C e D Ora, no estado de equilíbrio químico, como vimos, as velocidades de ambas as reações são iguais, ou seja, temos: Então: Podemos passar A e B para o 2° membro e para o 1° membro; assim: [A] [B] e como e são constantes, a divisão de por resultará numa outra constante, que chamaremos k. Então: [A][B] ou seja, a relação acima é constante, no estado de equilíbrio. Bem, a reação vista é um caso particular, ou seja, temos o coeficiente 1 diante de cada substância. Como faríamos se houvesse, para cada substância, um coeficiente diferente de 1? Imaginemos uma reação reversível geral: cC + dD + ou seja, a moles da substância A reagem com b moles de B e, se houver, com outras substâncias (+ ...), formando moles de C, d moles de D, e mais outras substâncias (+ ...), se for o caso; a, b, c, d etc. são coeficientes quaisquer. Como seriam representadas as velocidades das reações? Seja V1 a velocidade da reação que ocorre da esquerda para a direita e V2 a velocidade da reação da direita para a esquerda. Temos: V1 k1 Como vemos, a velocidade de cada reação é diretamente proporcional aos produtos das concentrações molares dos reagentes considerados. Bem, pode-se perguntar: Por que os expoentes das concentrações são os coeficientes das substâncias na reação? É simples. Tomemos um exemplo numérico, que tornará mais fácil a explicação. Assim, se, por exemplo, a for igual a 3 e b igual a 2, teremos, para V1:o que é facilmente explicável pelo próprio enunciado da lei, que diz ser a velocidade da reação diretamente proporcional ao produto das concentrações molares dos reagentes. Assim, se tivermos 3 moles de A e 2 moles de B, poderemos escrever a reação acima como: e, portanto, V1 seria igual a: [A] [A] [A] [B] [B] ou seja, Assim, genericamente, no equilíbrio: temos: e, portanto, no estado de equilíbrio, k1 [C]° = Essa constante é simbolizada por pois se refere às concentrações dos componentes do equilíbrio (c seria o símbolo de concentração molar). A unidade da constante de resulta de An, que pode ser positivo, negativo ou nulo Portanto, a unidade de varia entre as reações. NOTA: valor da constante, para um dado equilíbrio, depende unicamente da temperatura. Portanto, depende unicamente da temperatura. Qualquer outro fator (pressão, concentração) que varie não altera somente a temperatura é que consegue fazer mudar de valor NOTA: Nunca esqueça de que um catalisador acelera as velocidades V1 e isto é, com o catalisador, atinge-se em menos tempo o estado de equilíbrio, aumentando V1 e V2, mas permanece o mesmo.Vejamos um exemplo: Observe com atenção a Tabela abaixo com dados experimentais da reação: 2 HI (g). N° de moles N° de moles N° de moles Tempo de H2(g) de 1 1 Aqui a reação entre H2(g) e ainda não se iniciou, 0,9 0,9 0,2 daí não existir ainda 0,8 0,8 0,4 t3S 0,7 0,7 0,6 Aqui a reação está se processando; portanto o número 0,6 0,6 0,8 de moles de H2(g) e de vai diminuindo, enquanto 0,5 0,5 1,0 que o número de moles de vai aumentando. 0,4 0,4 1,2 0,3 0,3 1,4 0,2 0,2 1,6 Aqui a reação entre H2(g) e produzindo ocorre com a mesma velocidade com que o se decompõe 0,2 0,2 1,6 novamente em H2(g) e portanto o número de moles t10 S 0,2 0,2 1,6 não mais se altera. Dizemos então que H2(g), e t11 0,2 0,2 1,6 estão em equilíbrio químico. Perceba, então, que a partir do instante S o número de moles de H2 (g), (g) e HI (g) é constante: no entanto as reações continuam ocorrendo, porém com a mesma velocidade. A indicação deste sistema em equilíbrio é feita da seguinte maneira: H2(g) 2 Aplicando a estas reações do equilíbrio a lei de Guldberg-Waage, temos: velocidade de formação do V1 = velocidade de composição A variação destas velocidades pode ser representada graficamente. Veja: No instante inicial a veloci- V dade V1 é máxima, pois a con- A velocidade V1 diminui com o tempo, pois a centração de H2(g) e de é concentração de H2(g) e de vai diminuindo. Por máxima. outro lado a velocidade V2 aumenta, pois a concen- tração de vai aumentando. V1 = máxima No instante inicial a veloci- dade V2 é nula, pois a concen- tração de é nula. 0 t, t2 t3 t5 t7 t11... Tempo (s) Aqui atingiu-se o equilíbrio químico. Deste ponto em diante as velocidades das reações e as concen- 0 0 trações de H2(g), l2 e não mais se alteram. Considerando o sistema em equilíbrio da reação acima e admitindo-se que o volume seja 1 poderemos calcular a constante desse equilíbrio:Veja: H2 2 HI (g) 0,2 0,2 1,6 número de moles no equilíbrio (veja na tabela) 0,2 mol Então: 1 = 0,2 M 0,2 mol 1 = M 1 mol = M 0,2 SISTEMAS HOMOGÊNEOS E HETEROGÊNEOS Um sistema em equilíbrio pode ser homogêneo ou heterogêneo. - Chamamos de sistema homogêneo quando todos os participantes do equilíbrio estão em uma única fase. Exemplos (g) 2 H Br(g) Neste sistema todos os constituintes são gases. (aq) + (aq) Neste sistema todos os componentes estão na fase líquida. Chamamos de sistema heterogêneo quando os componentes do equilíbrio constituem mais do que uma fase. Exemplos Veja que temos, neste exemplo, dois constituintes gasosos (O2 e CO) e um sólido (C). Este é, portanto, um sistema heterogêneo difásico (duas fases). Ca (s) Neste exemplo temos dois participantes sólidos, constituindo duas fases e um participante gasoso que constitui outra fase, portanto é um sistema heterogêneo trifásico. Observação: Uma mistura de gases é sempre homogênea, mas o mesmo não ocorre com uma mistura de sóli- dos ou líquidos. Temos então: H2 (g) 2 HBr (g) 1 fase sistema homogêneo (g) + 2 C (s) 2 CO (g) 1 fase 1 fase sistema heterogêneo difásicoCa (s) + Ca (s) 1 fase 1 fase fase sistema heterogêneo trifásico Constante de Equilíbrio em Termos de Pressões Parciais (Kp) cálculo de só pode ser efetuado quando o sistema em equilíbrio é formado apenas de componentes dos ou apenas de gases. Isto quer dizer que, se o sistema for formado de líquidos e gases, o cálculo de não terá sentido, pois como se poderia imaginar a concentração de um gás num recipiente contendo líquido? Portanto, somente quando o sistema em equilíbrio químico se formar apenas de líquidos ou apenas de gases é que se poderá falar em Bem, e os sólidos? Ora, quando houver sólidos, com muito mais razão não terá sentido falar-se em pois como se pode expressar a concentração de um sólido? Se tivermos 10 g de um sólido, esses 10 g ficarão num canto do recipien- te, quer este tenha volume de 10 ou 100 litros. Surge a questão, agora: Como devemos expressar a constante de equilíbrio, quando há gases e líquidos? Quando num equilíbrio houver apenas gases, ou gases e líquidos, ou gases e sólidos, poderemos calcular a constante de equilíbrio em função das pressões parciais dos gases do equilíbrio. Assim, se simbolizarmos por a constante obtida em função das pressões parciais dos gases componentes do equilíbrio, poderemos resumir tudo isso do seguinte modo: Equilíbrio Constante Só líquidos Só gases ou Kp Líquidos e gases Kp Sólidos e gases Kp Agora, vejamos como calcular a constante em função das pressões parciais. Imaginemos um equilíbrio composto somente de gases: aA + Bb Então, A, B, C, são gases. A constante é dada pela aplicação da lei de Guldberg-Waage, como vimos: Bem, como todos são gases, na condição de equilíbrio dinâmico estamos com uma mistura de gases e, portanto, vale o conceito de pressão parcial de um gás Assim, aplicando o conceito de pressão parcial (que vem a ser a pressão que cada gás teria, se sozinho ocupasse o volume da mistura na temperatura da mistura), temos: PBV = onde PD são as pressões parciais dos gases C e D. V é o volume da mistura (recipiente) e T a tempera- tura da mistura. É claro que são os números de moles de cada um dos gases. Assim, considerando o gás A, por exemplo: podemos escrever: = RTOra, é a concentração molar do gás. Podemos escrever, portanto: Assim, a expressão da pressão parcial pode ser escrita: RT e PA Analogamente com outros gases: PB Pc RT PD RT Substituindo os valores das concentrações molares na expressão de vem: [ RT Pc = RT RT ou seja: A expressão: é análoga à expressão: e vem a ser a relação que nos fornece Kp isto é: Assim, na expressão anterior (1), temos: (RT)be, portanto: (RT)c isto é: (de acordo com as regras de potenciação). No expoente temos a subtração de dois valores: a soma dos coeficientes do 2° membro menos a soma dos coefi- cientes do 1° membro. Chamemos esse expoente de An: ....) An = (soma dos coeficientes do 2° membro) - (soma dos coeficientes do 1° membro) Assim, a expressão final fica: expressão essa de grande importância, pois relaciona Kp e para um dado equilíbrio. Assim, num dado equilíbrio, calculamos ou Kp e, através da expressão que acabamos de dar, calculamos a outra constante. Observação: Kp depende apenas da temperatura do sistema, analogamente a NOTA: Se num equilíbrio houver apenas 1 gás, a constante terá que ser, necessariamente, apenas nessas condições, as pressões parciais dos componentes líquidos ou sólidos são EXERCÍCIOS PARA VOCÊ ESTUDAR 1. Dê a equação da constante de equilíbrio, para os 5 seguintes sistemas em equilíbrio: 2 a) (g) + 3 H2 (g) 2 (s) 4 Resolução: b) 2 Comentário: Para determinação da constante de equi- Resolução: = líbrio só podemos utilizar, única e exclusivamente as substâncias e/ou elementos que estiverem no estado gasoso. As que estiverem nos estados sólido e líquido c) CO (g) + (g) + H2 (g) devem ser desprezadas. 2. Efetuando-se, num recipiente fechado, a certa tem- peratura, a reação entre (g) e (g), verifica-se que após estabelecido o equilíbrio existem 2 moles de (g), d) Mg O(s) + Mg (s) 1,5 moles de (g) e 4 moles de (g). Sabendo que a capacidade do recipiente é de 500 ml, determine o valor Resolução: da constante de equilíbrio.Resolução: b) 2 2 Resolução: e = 4 c) H2 (g) 3 Resolução: não entra. pois trata-se de um liquido = 8 d) 3 (8 = = Resolução: 64 Comentário: Releia o comentário do exercício 1. = 16 5. Num recipiente de capacidade 2 l encontram-se 1,8 g Resposta: de (g), 2,0 g de H2 (g) e 1,6 g de (g) em equi- líbrio, a 427°C. Calcule o valor da constante Kp para o equilíbrio: 2 (g) 2 H2 (g) (g). 3. Classifique em homogêneos e heterogêneos os sis- temas onde ocorrem os seguintes equilíbrios: Resolução: - Devemos primeiramente calcular a concentração molar de cada componente, através da fórmula Resposta: Homogêneo de moles) (volume em litros) b) 3 Fe (s) + 4 (g) - Para calcularmos o número de moles (n) devemos uti- Resposta: Heterogêneo trifásico lizar a fórmula: c) CO (g) + (g) (g) + H2 (g) Resposta: Homogêneo d) H2 (g) S (g) Resposta: Heterogêneo difásico = e) Ca (s) + 3 C (s) Ca (s) + CO (g) = moles/l Resposta: Heterogêneo tetrafásico - Utilizando a equação de Clapeyron, tem-se, para um 4. Escreva as equações das constantes Kg e Kp para os componente gasoso de uma mistura: - Componente A a) (g) + PA = RT = Resolução: e H2 [A]Lembre-se: R R=0,082 (para pressão em atm) 300 = 196,8 atm K Po2 = 98,4 atm = 295,2 atm - Então para os componentes do equilíbrio, Kp = = 0,023 = 28,7 atm = 700 = 1,435 atm 7. Calcule o vapor da constante Kp do equilíbrio: - Deste modo temos: (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g), que se estabelece a 127°C, num recipiente de capacidade 500 ml com 2 2 moles de N2 (g), 6 moles de H2 (g) e 4 moles de NH3 (g). Kp = = = 143,5 atm Resolução: atm =2 = 4 6. Calcule o valor da constante Kp do equilíbrio: 2 CO (g) + (g) (g), que se estabelece, a 6 = num recipiente de capacidade 500 4 moles de CO (g), 2 moles de (g) e 6 moles de (g) 0,5 = Resposta: K PN2 = RT = = 131,2 nco = 4 moles PH2 = RT = = 393,6 PNH3 = [NH3] = 262,4 2 = 2 moles = = 0,5 = = T = 273 + 27 = EXERCÍCIOS PARA VOCÊ RESOLVER 1. Dê a equação da constante de equilíbrio, para os c) 3 Fe (s) O4 (s) + 4 H2 (g) seguintes sistemas em equilíbrio. Resposta: a) CH4 Resposta: Observação: Reveja atentamente o exercício 1 dos exercícios para você estudar. b) Ca 2. Num recipiente de capacidade 2 encontra-se o Resposta: seguinte sistema em equilíbrio:(g) + 2 NH3 (g). Calcule o valor da cons- tante sabendo que no equilíbrio existem 2 moles de N2 (g), 4 moles de H2 (g) e 1 mol de (g). Resposta: 5. Calcule o valor da constante Kp do sistema em equilíbrio 2 NH3 (g) Sabe-se que neste equilíbrio a determinada temperatura, 3. 3 moles de H2 (g), 2 moles de Cl2 (g) e 4 moles de as pressões parciais dos componentes são: HCI (g) encontram-se em equilíbrio num recipiente de = 0,5 atm; PH2 = 1,5 atm e PNH3 = 2 atm. capacidade de 1 litro. Calcule a constante do equilíbrio. Resposta: 2 HCI (g) Resposta: 6. A certa temperatura, as pressões parciais dos compo- nentes no equilíbrio 2 H2 (g) + (g) 2 (g). são: 4. Escreva as equações das constantes e Kp para os PH2 = 0,6 atm e PH2O = 0,8 atm. equilíbrios: Determine o valor da constante Kp. Resposta: a) 2 H2 (g) + (g) Resposta: 7. equilíbrio: H2 (g) + Cl2 (g) 2 HCI (g) se es- tabelece a 27°C, com 4,0 g de H2 (g), 35,5 g de Cl2 (g) e b) Ca (s) Ca 73,0 g de HCI (g), num recipiente de capacidade 1 l. (Observação: Neste caso a equação de Kp deve constar Calcule o valor da constante Kp. somente do gás Resposta: Resposta: Observação: No momento da resolução desses exercí- c) H2 (g) + l2 (g) 2 HI (g) cios, reveja atentamente a resolução completa dos exer- Resposta: cícios para você estudar. CHAVE DE RESPOSTAS 1. Dê a equação da constante de equilíbrio, para os 2 NH3 (g) seguintes sistemas em equilíbrio. a) CH4 2 moles = mole/l Resposta: moles = b) Ca Ca (s) Resposta: O4 (2 0,25 1 2. Num recipiente de capacidade 2 l encontra-se o seguinte sistema em equilíbrio: N2 (g) + 3 H2 (g) 2 (g). Calcule o valor da cons- = 0,03 tante sabendo que no equilíbrio existem 2 moles de N2 (g), 4 moles de H2 (g) e 1 mol de NH3 (g). Comentário: Na hora de efetuar os cálculos não esqueça Resposta: de elevar cada valor numérico à respectiva potência. A potência será sempre o coeficiente de cada componente da reação.3. 3 moles de H2 2 moles de (g) e 4 moles de 5. Calcule o valor da constante Kp do sistema em equilíbrio HCI (g) encontram-se em equilíbrio num recipiente de capacidade de 1 litro. Calcule a constante do equi- Sabe-se que neste a determinada temperatu- ra, as pressões parciais dos componentes são: 2 HCI (g). PN2 = = Resposta: Resposta: (g) + 3 H2 (g) 2 HCI (g). (0,5) 1,68 = 2,38 moles = Kp = 2,38 atm-1 6. A certa temperatura as pressões parciais dos compo- = 2 nentes, no equilíbrio 2 H2 (g) + (g) H2O são: PH2 = 0,6 atm e PH2O = 0,8 atm. 2 = 2 Determine valor da constante Resposta: (g) (2 (0,2) 0,072 0,64 = 8,89 atm-1 8 7. o H2 (g) + (g) 2 HCI (g) se esta- Comentário: Veja que neste exercício as unidades belece, a 27°C, com 4,0 g de H2 (g), 35,5 g de (g) e se anulam, ficando a expressão sem 73,0 g de HCI num recipiente de capacidade 1 unidade. Calcule o valor da constante Kp. 4. Escreva as equações das constantes e Kp para os Resposta: equilíbrios: a) 2 H2 (g) + H2O (g) Resposta: = e mol 2,0 b) Ca (s) Ca = 2 mol (Observação: Neste caso a equação Kp deve constar somente do gás 300 K Resposta: = e 300 12,3 atm PHC = [HCI] RT = 49,2 atm 2 HI (g) Resposta: = = 4 atm (49,2) (12,3) e P12 Kp = 4 atm