QG II Aula 1 alunos

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Química Geral II
PROFA. DRA. BEATRIZ DA COSTA CARVALHO
Formas de avaliação
1. Equilíbrio químico
2. Termoquímica
3. Cinética química
4. Eletroquímica
5. Estudo dos gases
Cronograma da disciplina
Provas escritas (3 provas)
Equilíbrio químico
É o estágio da reação química em que não existe mais tendência a mudar a composição da 
mistura de reação (concentração);
O equilíbrio químico é dinâmico;
As reações diretas e inversas estão acontecendo
Elas estão fazendo isso na mesma velocidade
Como verificar se uma reação está em equilíbrio?
Ex: adicionar mais reagente
Equilíbrio químico
•À medida que a substância esquenta, ela 
começa a se decompor: 
N2O4(g)  2NO2(g)
•Uma mistura de N2O4 (inicialmente 
presente) e NO2 (inicialmente formado) 
mostra-se marrom claro.
•Quando NO2 suficiente é formado, ele 
pode reagir para formar N2O4: 
2NO2(g)  N2O4(g).
Equilíbrio químico
Reversibilidade das reações 
Para um equilíbrio (reação reversível) escrevemos
À medida que a reação progride
[A] diminui para uma constante,
[B] aumenta de zero para uma constante.
Quando [A] e [B] são constantes, o equilíbrio é alcançado.
N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g)
A B
Equilíbrio químico
A B
Equilíbrio químico
Constante de equilíbrio
Gases Solução
ba
dc
eq
PP
PP
K
BA
DC    
   ba
dc
eqK
BA
DC

Exemplos
1)Escreva a expressão da constante de equilíbrio, Keq para as seguintes reações:
p. 537
Equilíbrio químico
Ordem de grandeza das constantes de equilíbrio
A constante de equilíbrio, K, é a razão entre produtos e reagentes.
Consequentemente, quanto maior for K, mais produtos estarão presentes no equilíbrio.
De modo inverso, quanto menor for K, mais reagentes estarão presentes no equilíbrio.
Se K >> 1, então os produtos predominam no equilíbrio e o equilíbrio encontra-se à direita.
Se K << 1, então os reagentes predominam no equilíbrio e o equilíbrio encontra-se à esquerda.
Equilíbrio químico
O sentido da equação química e Keq
Um equilíbrio pode ser abordado a partir de qualquer sentido.
Exemplo:
tem
N2O4(g) 2NO2(g)
46.6
42
2
ON
2
NO

P
P
Keq
Equilíbrio químico
No sentido inverso:
46.6
1
155.0
2
NO
ON
2
42 
P
P
Keq
2NO2(g) N2O4(g)
Equilíbrio químico
Outras maneiras de manipular as equações químicas e os valores de Keq
A reação
tem
o qual é o quadrado da constante de equilíbrio para
2N2O4(g) 4NO2(g)
2
ON
4
NO
42
2
P
P
Keq 
N2O4(g) 2NO2(g)
Equilíbrio químico
Outras maneiras de se trabalhar as equações químicas e os valores de Keq
A constante de equilíbrio para o sentido inverso é o inverso daquela para o sentido direto.
Quando uma reação é multiplicada por um número, A constante de equilíbrio é elevada àquela 
potência.
A constante de equilíbrio para uma reação que é a soma de outras reações é o produto das 
constantes de equilíbrio para as reações individuais.
Equilíbrio químico
Equilíbrios heterogêneos
 Equilíbrio homogêneo: substâncias na mesma fase
Equilíbrio heterogêneo: substâncias em fases distintas
Os sólidos puros, líquidos puros e os solventes não são incluídos na expressão da constante de 
equilíbrio
Considere:
CaCO3(s) CaO(s) + CO2(g)
Cálculo da constante de equilíbrio
1) Uma mistura de hidrogênio e nitrogênio em um recipiente de reação atinge o equilíbrio a 427 
°C. A mistura de gases em equilíbrio foi analisada e descobriu-se que ela contém 7,38 atm de H2; 
2,46 atm de N2 e 0,166 atm de NH3. A partir desses dados, calcule a constante de equilíbrio, Keq, 
para a reação:
N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g)
Cálculo da constante de equilíbrio
E quando não soubermos as concentrações no equilíbrio de todas as espécies químicas?
Dissolve-se uma quantidade de amônia suficiente em 5 L de água a 25 °C para produzir uma solução
0,0124 mol L-1 de amônia. A solução é mantida até que atinja o equilíbrio. A análise da mistura em
equilíbrio mostra que a concentração de OH- é 4,64 x 10-4 mol L-1. Calcule a Keq a 25 °C para a reação.
NH3(aq) + H2O(l) ⇌ NH4
+
(aq) + OH
-
(aq)
NH3 H2O NH4+ OH-
Inicial 0,0124 mol/L 0 mol/L 0 mol/L
Variação
Equilíbrio 4,64x10-4 mol/L
NH3 H2O NH4+ OH-
Inicial 0,0124 mol/L 0 mol/L 0 mol/L
Variação -4,64x10-4 mol/L +4,64x10-4 mol/L +4,64x10-4 mol/L
Equilíbrio 0,0119 mol/L 4,64x10-4 mol/L 4,64x10-4 mol/L
Observar que o 
sinal representa: 
reagentes sendo 
consumidos e 
produtos sendo 
formados
Usar esses 
valores na 
expressão 
da Keq
Como resolver
Proceda do seguinte modo:
Coloque em uma tabela as concentrações iniciais e no equilíbrio (ou pressões parciais)
fornecidas
Se a concentração inicial e no equilíbrio é fornecida para uma espécie, calcule a variação na
concentração
Use a estequiometria na linha de variação da concentração apenas para calcular as variações
nas concentrações de todas as espécies
Deduza as concentrações no equilíbrio de todas as espécies (usando a estequiometria da
reação)
Normalmente, a concentração inicial de produtos é zero
Aplicações das constantes de equilíbrio
Determinando o sentido de reação
Definimos Q, o quociente da reação, para uma reação geral
como
Q = K somente no equilíbrio.
aA + bB cC + dD
ba
dc
PP
PP
Q
BA
DC
Aplicações das constantes de equilíbrio
Prevendo o sentido da reação
Se Q > K, então a reação inversa deve ocorrer para atingir o equilíbrio (ex.,
produtos são consumidos, reagentes são formados, o numerador na expressão
da constante de equilíbrio diminui e Q diminui até se igualar a K).
Se Q < K, então a reação direta deve ocorrer para atingir o equilíbrio.
Princípio de Le Châtelier
“Se um sistema em equilíbrio é perturbado, o sistema se deslocará de tal 
forma que a perturbação seja neutralizada.”
Variação nas concentrações de
reagentes ou produtos
•Considere o processo de Haber
•Se H2 é adicionado enquanto o sistema está em equilíbrio, o sistema deve responder 
para neutralizar o H2 adicionado (por Le Châtelier)
•O sistema deve consumir o H2 e levar aos produtos até que um novo equilíbrio seja 
estabelecido
•Portanto, a [H2] e a [N2] diminuirão e a [NH3] aumentará
N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g)
Princípio de Le Châtelier
Princípio de Le Châtelier
Princípio de Le Châtelier
Variação nas concentrações de
reagente ou produto
A adição de um reagente ou produto desloca o equilíbrio para longe do aumento (para 
direita, sentido direto, sentido de formação de produtos)
A remoção de um reagente ou produto desloca o equilíbrio no sentido da diminuição 
(para esquerda, sentido inverso, sentido de formação dos reagentes)
Princípio de Le Châtelier
Efeitos das variações de volume e pressão
À medida que diminui-se o volume, a pressão aumenta.
O Princípio de Le Châtelier: se aumenta-se a pressão, o sistema deslocará no sentido de neutralizar o 
aumento.
Isto é, o sistema desloca no sentido de remover os gases e diminuir a pressão.
Um aumento na pressão favorece o sentido que tenha menos quantidade de matéria de gás.
Em uma reação com a mesma quantidade de matéria de produtos e reagentes gasosos, a pressão 
não tem nenhum efeito.
Efeitos das variações de volume e pressão
Um aumento na pressão (através da diminuição do volume) favorece a formação de
N2O4 incolor (sentido de menor quantidade de matéria)
A diminuição da pressão?
N2O4(g) 2NO2(g)
Princípio de Le Châtelier
Princípio de Le Châtelier
Efeito das variações de temperatura
A constante de equilíbrio depende da temperatura.Para uma reação endotérmica, H > 0 e o calor pode ser considerado um reagente.
Para uma reação exotérmica, H < 0 e o calor pode ser considerado um produto.
Princípio de Le Châtelier
Efeito das variações de temperatura
A adição de calor (por ex. o aquecimento do recipiente) favorece a reação no sentido
contrário ao:
se H > 0, a adição de calor favorece a reação direta,
se H < 0, a adição de calor favorece a reação inversa.
A remoção de calor (por ex. o resfriamento do recipiente), favorece a reação no
sentido da diminuição:
se H > 0, o resfriamento favorece a reação inversa,
se H < 0, o resfriamento favorece a reação direta.
Efeito das variações de temperatura
Considere 
para a qual o H > 0.
O Co(H2O)6
2+ é rosa claro e o CoCl4
2- é azul.
Se uma mistura púrpura clara, em equilíbrio e a temperatura ambiente é colocada 
em um béquer de água quente, a mistura fica azul escura.
Uma vez que o H > 0 (endotérmico), a adição de calor favorece a reação direta, 
neste caso, a formação de CoCl4
2- azul.
Cr(H2O)6
2+(aq) + 4Cl-(aq) CoCl4
2-(aq) + 6H2O(l)
Princípio de Le Châtelier
Efeito das variações de temperatura
Considere 
Se a mistura em equilíbrio, a temperatura ambiente é colocada em um béquer de
água gelada, a mistura fica rosa clara.
Uma vez que o H > 0, a remoção de calor favorece a reação inversa, que é a
formação de Co(H2O)6
2+ rosa.
Cr(H2O)6
2+(aq) + 4Cl-(aq) CoCl4
2-(aq) + 6H2O(l)
Princípio de Le Châtelier
Princípio de Le Châtelier
Princípio de Le Châtelier
Efeito do catalisador
Um catalisador reduz a barreira de energia de ativação para a reação.
Consequentemente, um catalisador diminuirá o tempo gasto para alcançar o equilíbrio.
Um catalisador não afeta a composição da mistura em equilíbrio.