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Equilíbrio Químico

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AULA 3- EQUILÍBRIO QUÍMICO 	
Profa. Maria Eugênia Sena
 UNIVERSIDADE FEDERAL DO ESTADO DO RIO DE JANEIRO
Centro de Ciências Biológicas e da Natureza Departamento de Ciências Naturais 
Química Analítica 
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conteúdo Programático:
Equilíbrio Químico: 
Definição;
Princípio da lei de le chatelier; 
Lei da ação das massas;
Estequiometria e a Constante de equilíbrio; 
Equilibrio Reversível & Irreversível;
Termodinâmica e o Equilíbrio;
Aplicações e Exercícios;
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A maioria das técnicas analíticas requer o estado de equilíbrio químico. 
No equilíbrio, as velocidades das reações direta e inversa são iguais.
A primeira caracteristica do estado de equilíbrio é ser dinâmico.
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O princípio Le Châtelier diz que a posição de um equilíbrio sempre pode ser deslocada na direção que alivia a perturbação (T,P,[mol]) aplicada sob o sistema.
O efeito da ação das massas representa um deslocamento na posição do equilíbrio, provocada pela adição de um dos reagentes ou produtos a um sistema (CONCENTRAÇÃO DOS REAGENTES E/OU PRODUTOS ALTERADOS).
As reações químicas não cessam no equilíbrio (Processo Dinâmico). 
Em vez disso, as quantidades de reagentes e produtos são constantes porque as velocidades das reações, direta e inversa , são idênticas.
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O princípio Le Châtelier e o Equilíbrio
Se o equilíbrio é perturbado, ocorre um deslocamento no sistema reacional para compensar; Exemplos:
adição de reagentes: resulta na formação de produtos
remoção de produtos: resulta no consumo de reagentes
adição de produtos: resulta na formação de reagentes
remoção de reagentes: resulta no consumo de produtos
 A + B		 C+D adição
A + B				C+D				 remoção
A + B				C+D 				adição
A + B				C+D	
 remoção	 
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Lei da ação das massas ou
Lei Guldberg - Waage
Considerando a reação hipotética: 
 A + B → C + D
A quantidade Q é definida como: 
 
 Q é o coeficiente reacional: RAZÃO DA CONCENTRAÇÃO DOS PRODUTOS PELOS REAGENTES
Uma vez estabelecido o equilíbrio 
 em t0 : Q = 0
 em t1 : Q > 0
No equilibrio, Q é constante 
	Q= K (K, a constante de equilíbrio)
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Para determinar o sentido da reação até se atingir o equilíbrio, compara-se os valores de K e Q. Podem ocorrer três situações:
Q< K  A razão entre as concentrações iniciais dos produtos e dos reagentes é muito pequena. 
Qeq. = K  As concentrações iniciais são as concentrações de equilíbrio
Q>K  A razão entre as concentrações iniciais dos produtos e as concentrações iniciais dos reagentes é muito grande. Para que se atinja o equilíbrio, os produtos têm de se converter nos reagentes: A + B  C + D
Concentração e equilíbrio
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OBS: http://hypescience.com/agua-em-condicoes-extremas-torna-se-explosiva/
 http://www.passeiweb.com/saiba_mais/voce_sabia/hidrogenio_energia_alternativa
 HIDROGÊNIO E OXIGÊNIO SÃO GASES INFLAMÁVEIS!
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O equilíbrio de uma reação hipotética
Reação lenta, hipotética:
A + B  C + D
REAGENTES
 PRODUTOS
t0 : TEMPO ZERO, SEM REAÇÃO, SÓ EXISTEM OS REAGENTES A + B, SEM FORMAÇÃO DE PRODUTOS 
t1: TEMPO INICIAL DA REAÇÃO: A concentração dos reagentes A+B diminuem, pois são gastos parcialmente, levando a formação de produtos C+D
 A+B → C+D
T2 + n : TEMPO FINAL COM EQUILÍBRIO QUÍMICO ESTABELECIDO. A formação de 	C+D é compensada pela formação de A+B : 	A+B  C+D
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 t0 : 	A+B → ???
 t1: 	A+B → C+D
 t2: 	A+B  C+D
REPRESENTAÇÃO GRÁFICA
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A estequiometria e o equilíbrio
Consideremos a seguinte reação reversível:
a A + b B c C + d D
Onde a, b, c e d são os coeficientes estequiométricos das espécies A, B, C e D. 
A constante de equilíbrio (K), mol/l, da reação a uma determinada temperatura é:
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Exemplo: Variação das concentrações de NO2 e N2O4 	 com o tempo.
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EQUILIBRIO QUÍMICO E A REVERSIBILIDADE DAS REAÇÕES
	* Reações reversíveis
	São reações nas quais os reagentes não são Totalmente convertidos em produtos, havendo “sobra” de reagente, ao final da reação .
Exemplo: (Ver exercício proposto em sala)
Reação de esterificação: CH3COOH + CH3CH2OH  CH3COOCH2CH3 + H2O
Essas reações tem rendimento < 100 % (66,66%).
 * Reações irreversíveis
São reações nas quais os reagentes são convertidos em produtos, não havendo reação no sentido inverso.
Exemplos: 
Reação de combustão: CH3CH2OH(l) + 3 O2 (g) → 2 CO2 (g) + 3 H2O (v)
Reação de neutralização: HCl (aq) + NaOH (aq) → NaCl (aq) + H2O (l)
Essas reações podem ter rendimento de 100 %
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Factores que afectam o equilíbrio químico
Concentração
Pressão e Volume 
Calor e Temperatura
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Constante de equilíbrio
Nas reações em fase gasosa, as concentrações dos reagentes e dos produtos também podem ser expressas em termos das suas pressões parciais(P):
N2O4 (g)  2 NO2 (g)
KP significa que as concentrações de equilíbrio estão expressas em termos de pressão.
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Constante de equilíbrio
Kc: s, l, e soluções
O índice em Kc, significa que nesta fórmula da constante de equilíbrio, as concentrações dos reagentes e dos produtos são expressas em moles por litro(mol/l) ou molar.
KP: g
Neste caso as concentrações dos reagentes e dos produtos são expressas em termos das suas pressões parciais.
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Relação entre KC e KP 
Em que :
R = 0,0821 L.atm/K. mol
∆n = moles de produtos no estado gasoso – moles de reagentes no estado gasoso 
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A TERMODINÂMICA E O EQUILÍBRIO
QUÍMICO
O ESTUDO DA TERMODINÂMICA É O ESTUDO DAS TRANSFORMAÇÕES DE ENERGIA.
Quando uma mistura de reação ainda não produziu produtos suficientes para ter alcançado o equilíbrio, a direção espontânea das mudanças OCORRE no sentido direto de formar mais produtos.
 Em termos de energia livre da reação, isto quer dizer que:
 a energia livre da reação é negativa, ΔG < 0, para uma reação a temperatura e pressão constantes.
A termodinâmica é um ramo da ciência química que lida com o fluxo de calor e energia nas reações químicas. A posição de um equilíbrio químico está relacionada a essas variações de energia.
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Energia de Gibbs e Equilíbrio Químico
Em que:
R – constante dos gases perfeitos ( 8,314 J/K . mol)
T – temperatura absoluta a que ocorre a reação
Q – quociente reacional
∆Gº – Energia Gibbs padrão
∆G = ∆Gº + RT ln Q 
 No equilíbrio, G = 0 e Q = K
 0 = Gº + RT ln K
G º = - RT ln K
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Reação espontânea
∆Gº < 0, 
pois Gºprodutos < Gº reagentes
Os produtos são favorecidos em relação aos reagentes.
G º = - RT ln K
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Reação não espontânea
∆Gº > 0, 
pois Gºprodutos > Gº reagentes
Os reagentes são favorecidos em relação aos produtos.
G º = - RT ln K
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Relação de K e ΔGr
Reação espontânea
Reação não-espontânea
 
Grº = - RT ln K
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Relação de K e ΔGr
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Constante K
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A adição ou remoção de calor também pode deslocar o equilíbrio em reações endo e exotérmicas
Calor e equilíbrio
Consideremos o sistema: N2O4 (g)  2 NO2(g)
A formação de NO2 a partir de N2O4 é um processo endotérmico:
N2O4 (g)  2 NO2(g) ΔH0 = 58,0 kJ
E a reacção inversa é um processo exotérmico
 2 NO2(g)  N2O4 (g) ΔH0 = - 58,0 kJ
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EXERCÍCIOS PROPOSTOS
1- Verifique se as afirmações são Verdadeiras(corretas) ou Falsas(erradas). Se estiverem erradas, explique por quê.
Uma reação pára quando atinge o equilíbrio.
b) 	Uma reação em equilíbrio não é afetada pelo aumento da concentração de produtos.
c)	Se a reação apresenta maior pressão dos reagentes, a constante de equilíbrio será maior.
d)	Se a reação começa com maior
concentrações de reagentes, as concentrações de equilíbrio dos produtos serão maiores.
2- Verifique se as afirmações estão V ou F. Se estiverem erradas, explique por quê.
Em uma reação de equilíbrio, a reação inversa começa logo que os produtos se formam.
b) 	Se fizermos uma reação ocorrer mais rapidamente, podemos aumentar a quantidade do produto no equilíbrio.
c)	A energia livre de reação é zero no equilíbrio.
d)	A energia livre padrão de reação é zero no equilíbrio.
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Respostas dos Exercícios
1- a) Falso: O Equilíbrio é dinâmico. Logo, a concentração dos reagentes e produtos 
 não sofre alteração no equilíbrio, mas a reação continuará em ambas 
 direções (direta e inversa).
 b) Falso: O Equilibrio das reações é afetado pela adição de aditivos em ambas 
 direções, produtos (reação inversa) e reagentes (reação direta).
 c) Falso: O valor da constante de equilíbrio não é afetado pela quantidade (ou Pressão)
	 de reagentes ou produtos adicionados quando a temperatura é constante.
 d) Verdadeiro.
2- a) Verdadeiro;
 b) Falso: A Mudança da velocidade da reação não afetará o valor da constante 
 de equilíbrio. A mudança da velocidade da reação apenas levará ao
 equilibrio mais rapidamente.
 c) Verdadeiro
 d) Falso: A energia livre padrão da reação (ΔGrº>0 ou ΔGrº<0) não é zero no 	 	equilíbrio. A Energia livre reacional (ΔG) é dependente da conc. dos produtos 	e reagentes, é zero no equilíbrio.
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ATIVIDADE EXTRACLASSE- PARA PRÓXIMA AULA
PESQUISAR E REDIGIR, EM POWER POINT, APLICAÇÕES DE EQUILIBRIO QUÍMICO NA BIOMEDICINA .
APRESENTAÇÃO E DISCUSSÃO SOBRE A PESQUISA (PONTO NA P1) na Próxima Aula.
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Efeito da pressão na vida a altitudes elevadas e a produção de hemoglobina
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Vida a altitudes elevadas e a produção de hemoglobina Como explicar este facto?
Escalar uma montanha de elevada altitude pode causar dores de cabeça, náuseas, fadiga não usual e outros incómodos. Tudo isto são sintomas de hipoxia, uma deficiência na quantidade de O2 quando chega aos tecidos do corpo. 
No entanto, uma pessoa que vive a altitude elevada durante semanas ou meses recupera gradualmente do enjoo de altitude e habitua-se ao teor do conteúdo de O2 na atmosfera, sendo capaz de funcionar normalmente.
Hb (aq) + O2 (aq)  HbO2 (aq)
HbO2 - oxi-hemoglobina transporta o O2 para os tecidos.
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EXERCÍCIOS EXTRA-CLASS
ATKINS, PAG 453- Equilibrios químicos, cap.9.
9.5- Escreva a expressão do equilíbrio K para cada uma das reações abaixo:
a) CO (g) + Cl2 (g)  COCl (g) + Cl (g).
b) H2 (g) + Br2 (g)  2 HBr (g).
c) 2 H2 S (g) + 3 O2 (g)  2 SO2 (g) + 2 H2O (g).
9.9- Use os seguintes dados, que foram coletados a 460 °C e que são as concentrações molares de equilíbrio, para determinar a constante K da reação: H2 (g) + I2 (g)  2 HI (g).
		[ H2 ] (mol/l) 	 [I2 ] (mol/l)	 [HI] (mol/l).
	1)	6,47. 10-3 		 0,594. 10-3 	0,0137
	2) 	 3,84. 10-3 		 1,52. 10-3 		0,0169
	3)	 1,43. 10-3 		 1,43. 10-3 		0,0100
9.11- Escreva o quociente da reação Q para:
4 Bi (s) + 3 O2 (g)  2 Bi2O3 (s)
MgSO4 . 7 H2O (s)  MgSO4 (s) + 7 H2O (g) 
N2O3 (g) 	  NO (g) + NO2 (g)
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Respostas ocultas
K= Cte = 48,9
Só para substâncias no estado gasoso
Q = [Produtos] y / [reagentes] x
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