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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 * * * 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 → 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 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 * * 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 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 * * t0 : A+B → ??? t1: A+B → C+D t2: A+B 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 “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 % * * 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) 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 ∆n = moles de produtos no estado gasoso – 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, 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. * * 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 * * Reação espontânea ∆Gº < 0, pois Gºprodutos < Gº reagentes Os produtos são favorecidos em relação aos reagentes. G º = - RT ln K * * Reação não espontânea ∆Gº > 0, pois Gºprodutos > Gº reagentes Os reagentes são favorecidos em relação aos produtos. G º = - RT ln K * * Relação de K e ΔGr Reação espontânea Reação não-espontânea Grº = - RT ln K * * Relação de K e ΔGr * * 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) 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 * * * 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. * * 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. * * 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. * * Efeito da pressão na vida a altitudes elevadas e a produção de hemoglobina * * 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. * * 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) * * * Respostas ocultas K= Cte = 48,9 Só para substâncias no estado gasoso Q = [Produtos] y / [reagentes] x * * * * * * *
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