Equilíbrio Químico 2

Prévia do material em texto

EQUILÍBRIO QUÍMICO
Profa. Loraine Jacobs 
DAQBI
lorainejacobs@utfpr.edu.br
http://paginapessoal.utfpr.edu.br/lorainejacobs
Equilíbrio Dinâmico
 Importância Numérica da Expressão de Equilíbrio
 Quanto maior o valor de K maior a quantidade de
produto formada/reagente consumido.
 Quanto menor o valor de K menor a quantidade
de produto formada/reagente consumido.
][reagentes
[produtos]
 =K 
Equilíbrio Dinâmico
 Invertendo a Equação Química
K
1
=K' 
[D][C]
[B][A]
 = K' B +A D + C
[B][A]
[D][C]
 =K D + C B +A 
eqeq
eqeq
eqeq
eqeq
dc
ba
ba
dc
badc
dcba


Equilíbrio Dinâmico
 Invertendo a Equação Química
◦ Exemplo:
Ag+(aq) + CN
-
(aq)  AgCN(s)
AgCN(s)  Ag
+
(aq) + CN
-
(aq)
]CN].[[Ag
1
 =K 
-
]CN][[Ag = K -' 
Equilíbrio Dinâmico
 Ajustando a Estequiometria da Reação
◦ Coeficiente estequiométrico  Influência direta no K
◦ Quando for alterada a escrita da equação o valor de K
será diretamente alterado.
Equilíbrio Dinâmico
 Ajustando a Estequiometria da Reação
◦ Exemplo:
 
][O][CH][NH
O][H[HCN]
 = K 
][O][CH][NH
O][H[HCN]
 = K
 O3H +HCN O
2
3
 CH +NH
 O6H +2HCN 3O 2CH +NH2
3/2
243
3
2
23
2
2
4
2
3
6
2
2
1
(g)2(g)(g)24(g)(g)3
(g)2(g)(g)24(g)(g)3


Equilíbrio Dinâmico
 Concentrações no Equilíbrio
◦ Através do valor de K e das concentrações iniciais é
possível descobrir quando uma reação química chega ao
seu estado de equilíbrio.
◦ Exemplo:
◦ Dada a reação:
◦ Calcule as concentrações no equilíbrio para H2 e I2,
quando as concentrações iniciais forem de: [H2] =
0,5mol/L; [I2] = 0,5mol/L e K = 59,3 (400ºC)

H2(g) + I2(g)  2 HI(g)
Equilíbrio Dinâmico
 Concentrações no Equilíbrio
◦ Exemplo:

H2(g) + I2(g)  2 HI(g)
H2 I2 HI
[ ] inicial 0,05 0,05 0,00
∆[ ] -x -x +2x
[ ] final
Equilíbrio Dinâmico
 Concentrações no Equilíbrio
◦ Exemplo:
◦ Pela estequiometria temos que a proporção de H2 e I2 é
1:1 enquanto a proporção de HI para ambos é 1:2.
◦ Desta forma temos que:

H2(g) + I2(g)  2 HI(g)
H2 I2 HI
[ ] inicial 0,05 0,05 0,00
∆[ ] -x -x +2x
[ ] final
Equilíbrio Dinâmico
 Concentrações no Equilíbrio
◦ Exemplo:
◦ Pela estequiometria temos que a proporção de H2 e I2 é
1:1 enquanto a proporção de HI para ambos é 1:2.
◦ Desta forma temos que:

H2(g) + I2(g)  2 HI(g)
H2 I2 HI
[ ] inicial 0,05 0,05 0,00
∆[ ] -x -x +2x
[ ] final 0,05-x 0,05-x 2x
Equilíbrio Dinâmico
 Concentrações no Equilíbrio
◦ Exemplo:

H2(g) + I2(g)  2 HI(g)

K =
[HI]2
[H2 ][I2 ]

(2x)2
(0.050 x)(0.050 x)
 59.3
(2x)2
(0.050 x)(0.050 x)
 59.3
2x
0.050 x
 7.70
0.39 = 9.70x
x = 0.040
Equilíbrio Dinâmico
 Concentrações no Equilíbrio
◦ Exemplo:
◦ A concentração no equilíbrio é calculada através do valor
de x:

H2(g) + I2(g)  2 HI(g)
mol/L 0.080=2x=[HI]
mol/L 0.010=0.040-0.050=][I=][H
x-0.050=][I=][H
22
22
Deslocamento de Equilíbrio
 Toda e qualquer alteração da velocidade da
reação direta ou da reação inversa, provocando
modificações nas concentrações das substâncias
e levando o sistema a um novo estado de
equilíbrio.
Deslocamento de Equilíbrio
 Princípio de Le Chatelier
“Quando um fator externo age 
sobre um sistema em equilíbrio, 
este se desloca, procurando 
minimizar a ação do fator 
aplicado”
Fatores que alteram o equilíbrio
◦ Concentração
◦ Pressão
◦ Temperatura
◦ Catalisador
Fatores que alteram o equilíbrio
 Concentração
CH3COOH(l) + C2H5OH(l)  CH3COOC2H5(l) + H2O(l)
TEMPO
 Kc:?
Fatores que alteram o equilíbrio
 Concentração
Adição de 1 mol de CH3COOH(l)
TEMPO
 Q:? 
 Kc: Lembrando que não houve T e P ?
Fatores que alteram o equilíbrio
 Concentração
Fatores que alteram o equilíbrio
 Pressão  N2(g) + 3H2(g)  2NH3(g)
Fatores que alteram o equilíbrio
 Pressão
◦ Pressão desloca para volume ( no de mols)
◦ Pressão desloca para volume ( no de mols)
Fatores que alteram o equilíbrio
 Pressão
◦ Deslocamento em equilíbrios biológicos
Hem(aq) + O2(g)  HemO2(aq)
◦ Altitude Pressão  Equilíbrio desloca para O2(g)
Fatores que alteram o equilíbrio
 Temperatura  N2(g) + 3H2(g)  2NH3(g)
 H = -109,5kJ/mol
Fatores que alteram o equilíbrio
 Temperatura  N2(g) + 3H2(g)  2NH3(g)
 H = -109,5kJ/mol 
 Alteração de Kc (Não ocorre com P e  [ ])
Fatores que alteram o equilíbrio
 Temperatura – Alteração de Kc em 
reações endotérmicas e exotérmicas
Fatores que alteram o equilíbrio
 Catalisador
◦ Cinética  Baixa a Ea e aumenta a velocidade
◦ tempo para o equilíbrio SEM deslocamento
EQUILÍBRIO DE 
SOLUBILIDADE
Produto de Solubilidade
 Kps
◦ Presente em equilíbrios heterogêneos onde o 
Kc deve ser substituído.
 Ex: FeS(s)  Fe
2+
(aq) + S
2-
(aq)
 Expressando em Kc = [Fe2+]. [S2-]/[FeS]
◦ Sendo FeS sólido, [FeS] é constante
 Desta forma: Kc. [FeS] = [Fe2+]. [S2-] onde podemos 
escrever que:
Kps = [Fe2+]. [S2-]
 Kps é constante para cada substância em uma dada T
Produto de Solubilidade
 Kps
◦ É o produto das concentrações em mol/L dos 
íons existentes em uma solução saturada, 
estando cada concentração elevada à potência 
igual ao coeficiente do íon na equação de 
dissociação iônica correspondente
Produto de Solubilidade
 Kps
◦ Observações:
 Kps é constante apenas em soluções saturadas de 
eletrólitos pouco solúveis. 
 O valor de Kps varia com a temperatura. 
◦ Maioria das dissoluções tem H0
 Aumento de temperatura  Aumento de dissolução 
Aumento de Kps
 Diminuição de temperatura  Diminuição de dissolução 
 Diminuição de Kps
◦ Se a dissolução for exotérmica (H0) ocorre o 
processo contrário.
Produto de 
Solubilidade
Kps para alguns
sais comumente
utilizados
Produto de Solubilidade
 Relação entre Kps e Solubilidade Molar
◦ Solubilidade molar: é a concentração de um 
sólido dissolvido presente em uma solução 
saturada. É facilmente determinada à partir do 
Kps.
Produto de Solubilidade
 Relação entre Kps e Solubilidade Molar
◦ Exemplo: Calcule a solubilidade em mol/L do 
fosfato de cálcio, sabendo que Kps=2,0.10-33
(aq)
-3
4(aq)
2
(s)233
2PO 3Ca )(POCa  
3323
4
32 10.0,2].[][   POCaKps
Produto de Solubilidade
◦ Relação entre Kps e Solubilidade Molar
 Exemplo: Calcule a solubilidade em mol/L do 
fosfato de cálcio, sabendo que Kps=2,0.10-33
Ca3(PO4)2 Ca
2+ PO4
3-
[ ] inicial Sólido 0 0
∆[ ] Sólido +3x +2x
[ ] final Sólido 3x 2x
(aq)
-3
4(aq)
2
(s)233
2PO 3Ca )(POCa  
Produto de Solubilidade
Ca3(PO4)2 Ca
2+ PO4
3-
[ ] inicial Sólido 0 0
∆[ ] Sólido +3x +2x
[ ] final Sólido 3x 2x
(aq)
-3
4(aq)
2
(s)233
2PO 3Ca )(POCa  
Lmolx
xxPOCaKps
/10.1,1
)2.()3(].[][10.0,2
7
2323
4
3233




Produto de Solubilidade
 Previsão de Precipitação
FeS(s)  Fe
2+
(aq) + S
2-
(aq) - Kps = 5.10
-18
 Se [Fe2+] e [S2-] multiplicadas tiverem produto menor
que 5.10-18 não ocorrerá precipitação. 
 Se [Fe2+] e [S2-]multiplicadas tiverem produto igual a 5.10-18 
a solução estará saturada. 
 Se [Fe2+] e [S2-]multiplicadas tiverem produto maior que 
5.10-18 a solução começará a apresentar precipitado. 
Princípio de Le Chatelier
Produto de Solubilidade
 Efeitodo Íon Comum
FeS(s)  Fe
2+
(aq) + S
2-
(aq) - Kps = 5.10
-18
 Se adicionarmos um sal de Ferro (FeCl2; FeSO4. etc.) 
haverá liberação de Fe2+ e, se adicionarmos um sulfeto 
(Na2S; K2S; etc.) haverá liberação de S
2- .
Princípio de Le Chatelier
 Pode-se concluir que: qualquer íon comum força a 
precipitação de um eletrólito