aula 07 - Equilíbrio químico

Esta é uma pré-visualização de arquivo. Entre para ver o arquivo original

*
Equilíbrio Químico
Curso:Farmácia
*
Equilíbrio Químico
Todas as reações tendem alcançar o equilíbrio químico 
Quando as velocidades das reações direta e inversa forem iguais e as concentrações dos reagentes e dos produtos não variarem com o tempo, atinge-se o equilíbrio químico.
O equilíbrio químico não é alcançado instantaneamente.
 Segundo o Princípio de Le Châtelier, o equilíbrio químico pode ser perturbado (deslocado).
*
O equilíbrio de uma reação hipotética
	
 A+B  C+D reagentes produtos
 
*
Equilíbrio e tempo
t0 : 	A+B →
 t1: 	A+B → C+D
 t2: 	A+B  C+D
A
 B
C ou D
t
t0
t1
t2
*
 A estequiometria e o equilíbrio
Consideremos a seguinte reação reversível:
aA + bB cC + dD
Onde a, b, c e d são os coeficientes estequiométricos das espécies A, B, C e D. A constante de equilíbrio da reação a uma determinada temperatura é:
*
Variação das concentrações de NO2 e N2O4 ao longo do tempo
t0: só está 
presente NO2 
t0: só está 
presente N2O4 
t0: está presente 
mistura de NO2 e N2O4 
N2O4 (g) → 2 NO2 (g)
←
incolor
Castanho
*
Kc : constante de equilíbrio
Consideremos o seguinte sistema em equilíbrio.
N2O4 (g)  2 NO2 (g)
A constante de equilíbrio é dada por:
Kc –constante de equilíbrio
Concentrações das espécies reagentes são expressas em mol/L.
*
Kp : Constante de equilíbrio gasoso
	Nas reações em fase gasosa, as concentrações dos reagentes e dos produtos também podem ser expressas em termos das suas pressões parciais
Para seguinte sistema em equilíbrio.
N2O4 (g)  2 NO2 (g)
Podemos escrever
Onde PNO2 e PN2O4 são respectivamente, as pressões parciais (em atm) de NO2 e N2O4 no equilíbrio. 
KP significa que as concentrações de equilíbrio estão expressas em termos de pressão.
*
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 
*
Fatores que afetam o equilíbrio químico
Concentração
Pressão e Volume 
Calor e Temperatura
*
Lei da ação das massas
Considerando a reação hipotética: 
 A + B → C + D
A quantidade Q é definida como:
 em que Q é o coeficiente reacional
 
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)
*
Concentração e equilíbrio
	Para determinar o sentido a reação até se atingir o equilíbrio, compara-se os valores de K e Q. 
Podem ocorrer três situações: 
Q< K(Reagentes têm de ser convertidos em produtos)
Q= K (O sistema está em equilíbrio)
Q>K (produtos têm de se converter nos reagentes)
*
Princípio Le Châtelier
Perturbação do equilíbrio
Quando o equilíbrio é perturbado, desloca-se para compensar:
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
*
Perturbação do equilíbrio
 A + B			 C+D adição 
A + B				 C+D 				 remoção 
A + B				C+D 				 adição 
A + B				C+D	
 remoção	 
*
Pressão e equilíbrio
	O aumento ou diminuição de pressão também desloca equilíbrios (especialmente quando reagente(s) ou produto(s) são gasosos).
*
Variações no volume e na pressão
N2O4 (g) 2 NO2(g)
Em geral, um aumento de pressão (diminuição no volume) favorece a reação em que há uma diminuição do número total de moles de gases (reação inversa, neste caso)
Uma diminuição da pressão (aumento no volume) favorece a reação em que há uma aumento do número total de moles de gases (neste caso, a reação directa).
*
Calor e equilíbrio
	A adição ou remoção de calor também pode deslocar o equilíbrio em reações endo e exotérmicas.
*
Variações na temperatura
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 reação inversa é um processo exotérmico
 2 NO2(g) N2O4 (g) ΔH0 = - 58,0 kJ
*
A vida a altitudes elevadas e a produção de hemoglobina
Como explicar este fato?
*
A vida a altitudes elevadas e a produção de hemoglobina
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.
*
A vida a altitudes elevadas e a produção de hemoglobina
Consideremos o seguinte sistema em equilíbrio, que representa a combinação do O2 com a molécula de hemoglobina:
Hb (aq) + O2 (aq)  HbO2 (aq)
HbO2 - oxi-hemoglobina que é o composto que transporta realmente o O2 para os tecidos.
A constante de equilíbrio é:
De acordo com o Princípio de Le Châtelier, como evoluirá o sistema se a ocorrer uma diminuição da concentração de O2?
*
A vida a altitudes elevadas e a produção de hemoglobina
Hb (aq) + O2 (aq) ? HbO2 (aq)
De acordo com o Princípio de Le Châtelier, uma diminuição da concentração de O2 deslocará o sistema da direita para a esquerda. 
Hb (aq) + O2 (aq)  HbO2 (aq)
Esta variação elimina a oxi-hemoglobina, causando hipoxia.
Desde que se dê tempo suficiente o corpo é capaz de se defender desta adversidade produzindo mais moléculas de hemoglobina. O equilíbrio desloca-se então gradualmente da esquerda para a direita novamente, favorecendo a produção de oxi-hemoglobina.
*
Equilíbrio Ácido-base
*
Pares ácido-base conjugados
Define-se par ácido-base conjugados como um ácido e a sua base conjugada ou uma base e o seu ácido conjugado.
Ácido e base conjugada
HA  H+ + A- 
Ácido forte/ Base conjugada fraca
Base e ácido conjugado
 B- + H+  HB
Base forte/ Ácido fraco conjugado
Ácido
Base conjugada
Base
Ácido conjugado
*
Pares ácido-base conjugados
H+
H+
*
Forças relativas dos pares ácido-base conjugados
*
Determinação de Kw
 Kc [H2O] = KW = [H+][OH-]
KW designa-se por produto iónico da água ou constante de ionização da água
KW é determinado por condutimetria a 25ºC 
KW = Ka Kb 
 KW = [H+][OH-] = 1,0 ×10-7 × 1,0 ×10-7 = 1,0 ×10-14 mol L-1 
A água pode comportar-se como:
 - ácido (cede H+ )
 - base (capta H+ )
*
Substâncias anfotéras
Água como ácido
Água como base
*
pH– Uma medida de acidez
 Concentração de prótons [H+] é medida do grau de acidez
Na água pura a 25ºC , [H+]= 10-7 mol dm3
Esta escala é pouco conveniente pelo que usamos a escala de pH
O pH de uma solução é definido por:
pH= 7 … [H+] = 10-7 mol dm-3
pKw = 14 pH + pOH = 14
*
Escala de pH e pK
 escala logarítmica (×10 entre níveis)
 pKa = -log Ka 
 pKb = - log Kb
*
A escala de pH
*
Considere um ácido fraco monopótrico, HA. A sua ionização em meio aquoso representa-se por:
 HA (aq) + H2O (l) H3O+ (aq) + A- (aq)
Ou simplesmente
 HA (aq) H+ (aq) + A- (aq) 
A constante de equilíbrio da reação de ionização deste ácido, designa-se por constante de ionização do ácido, Ka, é dada por:
Ácidos Fracos e constantes de Ionização dos ácidos
*
Como avaliar a força dos ácidos?
A uma dada temperatura,
a força do ácido HA é medida quantitativamente pela grandeza de Ka . Quanto maior for Ka, mais forte é o ácido – isto é, a concentração de ions H+ em equilíbrio devido à sua ionização.
*
Outra forma de avaliar a força dos ácidos
Em que:
[H+] – concentração no equilíbrio
[HA]0 – concentração inicial do ácido
Só podemos comparar as forças dos ácidos em termos das suas percentagens de ionização se os ácidos estiverem em solução na mesma concentração.
*
Ácidos polipróticos
Estes ácidos ionizam-se por etapas, isto é, perdem um próton de cada vez.
Exemplo: O ácido fosfórico (H3PO4)
 H3PO4(aq) H+ (aq) + H2PO4-(aq) 
H2PO4-(aq) H+ (aq) + HPO42- (aq) 
HPO42- (aq) H+ (aq) + PO43-(aq)
*
Curva de titulação característica de um ácido poliprótico
*
Propriedades Ácido-base de sais
 A hidrólise salina descreve a reação de um anion ou de um cation de um sal, ou de ambos com a água. Em geral afeta o pH da solução.
Sais que produzem soluções neutras
Exemplo:NaNO3 (aq)  Na+(aq) + NO3- (aq)
Sais que produzem soluções Básicas
Exemplo: CH3COONa(s)  Na+(aq) + CH3COO-(aq)
H2O
H2O
*
Propriedades Ácido-base de sais
Sais que produzem soluções ácidas
Exemplo: NH4Cl(s)  NH4+(aq) + Cl-(aq)
H2O
*
Exercícios
1.Considere a reacção 
 2 A(s) + 3 B(g) 2 C(s) + 2 D (g)
 
A - Escreva a equação para a constante de equilíbrio.
 
B - Preveja o sentido da reacção global, se ocorrer um aumento de pressão (diminuição de volume), a temperatura constante.
 
 
 2. Escreva as expressões de Kc e Kp, quando tal for possível, para as seguintes reacções reversíveis no equilíbrio.
HF (aq) + H2O (l) ⇌ H3O+ (aq)
2 NO (g) + O2 (g) ⇌ 2 NO2 (g)
2 H2S (g) + 3 O2 (g) ⇌ 2 H2O (g) + 2 SO2 (g)
CH3COOH (aq) + C2H5OH (aq) ⇌ CH3COOC2H5 (aq) + H2O (l)
*
Exercícios
3- HI(g) dissocia-se, originando H2(g) e I2(g). A reação ocorre à temperatura de 485ºC até ao equilíbrio e seguidamente determina-se as concentrações dos três gases. Calcule o valor da constante de equilíbrio quando [HI]= 0,421 M e [H2]=[I2]= 6,04 × 10-2 M.
4- A constante de equilíbrio Kp da reação
 
PCl5 (g) ⇌ PCl3 (g) + Cl2 (g)
 
é 1,05 a 250ºC. Se as pressões parciais de PCl5 e PCl3 no equilíbrio forem 0,875 atm e 0,463 atm, respectivamente, qual é a pressão parcial de Cl2 no equilíbrio a 250ºC?
*
Exercícios
5- A constante de equilíbrio (Kc) da reacção 
N2O4 (g) ⇌ 2 NO2 (g)
é 4,63 ×10-3 a 25ºC. Qual o valor de Kp a esta temperatura?
6- No início de uma reacção há 0,249 moles de N2, 3,21 × 10-2 moles de H2, e 6,42 ×10-4 moles de NH3 num vaso reacional com a capacidade de 3,50 L e à temperatura de 200ºC. Se a constante de equilíbrio (Kc) da reação
N2 (g) + 3 H2 (g) ⇌ 2 NH3 (g)
For 0,65 a esta temperatura, diga se o sistema está em equilíbrio. Se não estiver preveja em que sentido irá evoluir a reacção.
*
Exercícios
7- HI, H2, I2 são colocados num recipiente a 485ºC. No equilíbrio, [HI] = 0,360 M e [I2] = 0,150 M. Qual é a concentração de [H2] no equilíbrio a 485ºC? Considere K= 2,06 × 10-2.
8- A 350º C, a constante de equilíbrio Kc para a reacção
N2 (g) + 3 H2 (g) ⇌ 2 NH3 (g)
é 2,37 ×10-3. Numa dada experiência, as concentrações de equilíbrio são [N2] = 0,683 M, [H2] = 8,80 M, e [NH3] = 1,05 M. Suponhamos que se adiciona à mistura algum NH3 de forma a que a concentração aumente para 3,65 M. 
A- Utilize o princípio de Le Châtelier para prever o sentido em que a reacção se desloca até atingir um novo equilíbrio.
B- Confirme sua previsão calculando o quociente reacional, Qc e compare o seu valor com Kc.
*
Obrigado!
*