AULA 3 EQUILIBRIO QUIMICO im276jB (1)

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Equilíbrio Químico
 
Márcia Maria Fernandes Silva
Equilíbrio Químico
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Reação Química: Para que uma reação química ocorra em sistema fechado, as espécies que têm alguma identidade química inicial (reagentes) mudam para uma identidade algo diferente (produtos).
Todas as reações tendem a alcançar o equilíbrio químico 
O que é Equilíbrio químico ?
Quais são os aspectos qualitativos e 
quantitativos mais importantes?
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Equilíbrio Químico
Sistemas em equilíbrio são:
Dinâmicos;
Reversíveis;
Podem ser atingidos; 
Qualquer direção;
Propriedades qualitativas de um equilíbrio químico
Rosa para azul
Co(H2O)6Cl2  Co(H2O)4Cl2 + 2 H2O
Azul para rosa
Co(H2O)4Cl2 + 2 H2O  Co(H2O)6Cl2
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Equilíbrio Químico
Os critérios que identificam um equilíbrio químico são:
Reação direta e a reação inversa estão ocorrendo e não
 há mudança de composição.
2. Elas estão fazendo isso na mesma velocidade
H2O(s)  H2O(l)  H2O(g)
 Velocidade reação direta = Velocidade reação inversa 
A  B
VM = VE
	Tanto a esteira quanto a mulher continuam se movendo, mas macroscopicamente o sistema não se altera.
A B
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Equilíbrio Químico
Equilíbrio Químico Fe3+ + SCN- FeSCN2+

+
+ H2O

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Equilíbrio Químico
Aspectos Quantitativos do Equilíbrio Químico
CONSTANTE DE EQUILÍBRIO
Guldberg e Waage determinaram que no equilíbrio, a composição da mistura 
de reação pode ser expressa em termos de uma constante de equilíbrio.
Para uma reação entre gases (Ideais)
aA + bB cC + dD
Pressão Parcial – Molaridade
P = Pressão parcial do gás 
P°= Pressão padrão = 1 bar
[] = Concentração
c°= 1 mol L-1
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Equilíbrio Químico
OBS: Os líquidos puros e sólidos não devem aparecer em K. 
Ainda sim os sólidos participem do equilíbrio, CaCO3(s) e CaO(s).
K = PCO2
Podemos resumir essas regras empíricas pela introdução do conceito de
 atividade (a) de uma substância.
Para um gás ideal, a = P/P° a = P. 
Para um soluto em solução diluída, a = []/c° a = []. 
Para um sólido ou um líquido puros, a = 1.
Para um solvente quase puro.
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Equilíbrio Químico
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Equilíbrio Químico
K e a Extensão da reação 
Valores grande de K (103): Equilíbrio favorece os produtos;
Valores intermediários de K (≈ 10-3 a 103): Equilíbrio não favorece R e nem os P;
Valores pequenos de K (10-3): Equilíbrio favorece os reagentes;
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Equilíbrio Químico
Relação entre KC e KP 
Em que :
R = 8,3145x10-2 L.bar.K-1. mol-1.
∆n = moles de produtos (g) – moles de reagentes (g). 
OBS: Dados termodinâmicos (∆G°f) fornecem Kp e não Kc.
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Equilíbrio Químico
Formas Alternativas da Constante de Equilíbrio
Quando combinamos equações químicas, a constante de equilíbrio da equação química final é o produto das constantes das semi-reações.
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Equilíbrio Químico
Exercício 1: Escreva a constante de equilíbrio da reação de síntese da amônia:
 N2(g) + H2(g) NH3(g) 
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Equilíbrio Químico
 Quanto à fase de agregação:
Equilíbrio homogêneo: Substâncias em única fase;
 EX: 
Equilíbrio heterogêneo: Substâncias em fases de agregação diferentes;
Sistemas fechados
Ex: CaCO3 (s) → CaO (s) + CO2 (g)
Kc = [CO2]
KP = PCO2 
A pressão de CO2 no equilíbrio é a mesma independentemente das quantidades da fase sólida (neste caso, de CaCO3 e CO2 ) à mesma temperatura.
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Equilíbrio Químico (Energia x Espontaneidade)
A origem da Termodinâmica das constantes de Equilíbrio
Toda reação química tem tendência de ocorrer espontaneamente 
até o equilíbrio.
As equações que nos dão as variações de energia de Gibbs e de energia padrão são, respectivamente.
ΔG = ΔH - T ΔS
ΔG° = ΔH° - T ΔS
É importante compreender as condições em que estas equações são aplicáveis e que tipo obter a partir de ∆G e de ∆Gº
Consideremos a seguinte reação:
Reagentes → Produtos
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A variação da Energia de Gibbs padrão para esta reação é dada por:
 
∆Gº = ΣGº (produtos) – ΣGº(reagentes)
∆Gº - representa a variação da energia de Gibbs quando os reagentes no seu estado padrão são convertidos em produtos também no seu estado padrão.
Assim que a reação tiver início, deixa de ser válida a condição de estado padrão para os reagentes e para os produtos, pois nenhum deles permanece em solução com uma concentração padrão.
Equilíbrio Químico (Energia x Espontaneidade)
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Quando não estamos sob condições padrão, devemos usar ∆G em vez de ∆Gº para prever a direção da reação. A relação entre ∆G e ∆Gº é:
∆G = ∆Gº + RT ln Q 
Em que:
R – constante dos gases perfeitos ( 8,314 J/K . mol);
T – temperatura absoluta a que ocorre a reação;
Q – quociente reacão;
 
 No equilíbrio, G = 0 e Q = K
 0 = Gº + RT ln K
G = - RT ln K
Equilíbrio Químico (Energia x Espontaneidade)
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∆Gº > 0, K < 1; 
pois Gºprodutos > Gº reagentes
A reação não é espontânea. Os reagentes são favorecidos em relação aos produtos.
Reação não espontânea
Equilíbrio Químico (Energia x Espontaneidade)
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Reação espontânea
∆Gº < 0, K > 1;
pois Gºprodutos < Gº reagentes
A reação é espontânea. Os produtos são favorecidos em relação aos reagentes.
 Gº (reagentes)
 Gº (produtos)
Equilíbrio Químico (Energia x Espontaneidade)
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Reação em Equilíbrio Químico
Equilíbrio Químico (Energia x Espontaneidade)
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Equilíbrio Químico 
Direção e Extensão das reações (Q x K)
Tanto o quociente de reação quanto a constante de equilíbrio são proporcionais a
Q < K
Há “falta” de produtos (ou “excesso” de reagentes).
Reação direta, formação de produtos é favorecida.
Q > K
Há “excesso” de produtos (ou “falta” de reagentes).
Reação inversa, formação de reagentes é favorecida.
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Equilíbrio Químico
Reação Endotérmica, ΔH° (+), K < 1, pouco produto;
Reação Endotérmica, ΔS° (grande) e (+), K › 1;
Reação Exotérmica, ΔH° (grande) e (-), K › 1;
Reação Exotérmica, ΔH° (pequena), ΔS° (-), K › 1, produtos favorecidos; 
Reações Endotérmicas e Exotérmicas x K
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Equilíbrio Químico
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Equilíbrio Químico
Quais são os parâmetros que interferem no equilíbrio de uma reação química? 
Concentração;
Pressão; 
Temperatura;
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Equilíbrio Químico
Concentração (Adição e Remoção de Reagentes) 
O acréscimo de um ácido deixa a solução alaranjada, deslocando o equilíbrio para a esquerda. 
O acréscimo de uma base deixa a solução amarela, deslocando o equilíbrio para a direita. 
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Equilíbrio Químico
Concentração (Adição e Remoção de Reagentes) 
Variações das concentrações de hidrogênio e amônia 
adicionados a N2(g), H2(g) e NH3(g) em equilíbrio.
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Equilíbrio Químico
Concentração (Adição e Remoção de Reagentes) 
Sistemas inicialmente em equilíbrio (K = 1 para azul amarelo)
Q < K (Tendência a formar 
produtos).
b) Q › K (Tendência a formar 
reagentes).
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Equilíbrio Químico
Podemos generalizar afirmando que um(a) ...
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Equilíbrio Químico
Pressão
O aumento ou diminuição de pressão também desloca equilíbrios quando reagente(s) ou produto(s) estão no estado gasosos).
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Equilíbrio Químico
Pressão
N2O4 (g) 2 NO2(g)
Aumento de pressão (diminuição no volume) favorece a reação em que há uma diminuição do número total de moles de gases (reação inversa), contrair a pertubação. 
Uma diminuição da pressão (aumento no volume) favorece a reacção em que há uma aumento do número total de moles de gases (reação direta), ocorre expansão.
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Equilíbrio Químico
Temperatura
ΔG = −RT ln K
A constante de equilíbrio muda com a temperatura
escrevendo esta equação para duas temperaturas quaisquer, verificamos que
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Equilíbrio Químico (Temperatura)
Lei de Van’t Hoff
Reação exotérmica:
ΔH < 0;
T2 < T1 ), K2 > K1;
Maior concentração de produtos se a temperatura diminui;
Reaçãoendotérmica:
ΔH > 0;
T2 > T1 ), K2 > K1;
Maior concentração de produtos se a temperatura aumenta;
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Equilíbrio Químico
Catalisadores e o trabalho de Haber
N2 (g) + 3 H2 (g) → 2 NH3 (g)
Condições ótimas: 
 - Pressão elevada;
 - Temperatura baixa.
Na indústria : Temperatura + Catalisador: velocidade da produção (cinética).
Catalisador – É uma substância que aumenta a V de
 uma reação química sem ser consumida.
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