Equilíbrio Químico

Equilíbrio Químico

Pré-visualização2 páginas
*
*
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 
*
*
*
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;
*
*
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.
*
*
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.
*
*
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	 
*
*
Lei da ação das massas ou
Lei Guldberg - Waage
Considerando a reação hipotética: 
 A + B \u2192 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)
*
*
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 \uf067 A razão entre as concentrações iniciais dos produtos e dos reagentes é muito pequena. 
Qeq. = K \uf067 As concentrações iniciais são as concentrações de equilíbrio
Q>K \uf067 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 \uf0ac C + D
Concentração e equilíbrio
*
*
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!
*
*
O equilíbrio de uma reação hipotética
Reação lenta, hipotética:
A + B \uf0db 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 \u2192 C+D
T2 + n : TEMPO FINAL COM EQUILÍBRIO QUÍMICO ESTABELECIDO. A formação de 	C+D é compensada pela formação de A+B : 	A+B \uf0db C+D
*
*
 t0 : 	A+B \u2192 ???
 t1: 	A+B \u2192 C+D
 t2: 	A+B \uf0db C+D
REPRESENTAÇÃO GRÁFICA
*
*
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:
*
*
Exemplo: Variação das concentrações de NO2 e N2O4 	 com o tempo.
*
*
EQUILIBRIO QUÍMICO E A REVERSIBILIDADE DAS REAÇÕES
	* Reações reversíveis
	São reações nas quais os reagentes não são Totalmente convertidos em produtos, havendo \u201csobra\u201d de reagente, ao final da reação .
Exemplo: (Ver exercício proposto em sala)
Reação de esterificação: CH3COOH + CH3CH2OH \uf044 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) \u2192 2 CO2 (g) + 3 H2O (v)
Reação de neutralização: HCl (aq) + NaOH (aq) \u2192 NaCl (aq) + H2O (l)
Essas reações podem ter rendimento de 100 %
*
*
Factores que afectam o equilíbrio químico
Concentração
Pressão e Volume 
Calor e Temperatura
*
*
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) \uf0db 2 NO2 (g)
KP significa que as concentrações de equilíbrio estão expressas em termos de pressão.
*
*
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.
*
*
Relação entre KC e KP 
Em que :
R = 0,0821 L.atm/K. mol
\u2206n = moles de produtos no estado gasoso \u2013 moles de reagentes no estado gasoso 
*
*
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, \u394G < 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.
*
*
Energia de Gibbs e Equilíbrio Químico
Em que:
R \u2013 constante dos gases perfeitos ( 8,314 J/K . mol)
T \u2013 temperatura absoluta a que ocorre a reação
Q \u2013 quociente reacional
\u2206Gº \u2013 Energia Gibbs padrão
\u2206G = \u2206Gº + RT ln Q 
 No equilíbrio, \uf044G = 0 e Q = K
 0 = \uf044Gº + RT ln K
\uf044G º = - RT ln K
*
*
Reação espontânea
\u2206Gº < 0, 
pois Gºprodutos < Gº reagentes
Os produtos são favorecidos em relação aos reagentes.
\uf044G º = - RT ln K
*
*
Reação não espontânea
\u2206Gº > 0, 
pois Gºprodutos > Gº reagentes
Os reagentes são favorecidos em relação aos produtos.
\uf044G º = - RT ln K
*
*
Relação de K e \u394Gr
Reação espontânea
Reação não-espontânea
 
\uf044Grº = - RT ln K
*
*
Relação de K e \u394Gr
*
*
Constante K
*
*
A adição ou remoção de calor também pode deslocar o equilíbrio em reações endo e exotérmicas
Calor e equilíbrio
Consideremos o sistema: N2O4 (g) \uf044 2 NO2(g)
A formação de NO2 a partir de N2O4 é um processo endotérmico:
N2O4 (g) \uf044 2 NO2(g) \u394H0 = 58,0 kJ
E a reacção inversa é um processo exotérmico
 2 NO2(g) \uf044 N2O4 (g) \u394H0 = - 58,0 kJ
*
*
*
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