Princípio de Le Châtelier e Força Iônica

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Universidade Federal de Sergipe 
Centro de Ciências Exata e Tecnologia 
Departamento de Química 
Profa. Flaviana Damasceno 
19/04/2018 
Química Analítica I 
QUI0067 
2018-1 
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Principio de Le Châtelier 
Sistema em equilíbrio é submetido a uma perturbação. 
 
 
 
O princípio de Le Châtelier : 
 
“ O sentido que o sistema avança de volta para o equilíbrio é aquele que 
permite que a perturbação seja parcialmente compensada.” 
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Principio de Le Châtelier 
Variação da Concentração de uma das espécies presentes na reação. 
BrO3
- + 2Cr3+ + 4H2O Br
- + Cr2O7
2- + 8H+ 
Bromato Dicromato 
[Br-] [Cr2O7
2-] [H+]8 
[BrO3
-] [Cr3+ ]2 
K = 
[H+] = 5,0 mol L-1 
[Cr2O7
2-] = 0,1 mol L-1 
[Br-] = 1,0 mol L-1 
[BrO3
-] = 0,043 mol L-1 
[Cr3+] = 0,003 mol L-1 
Rta: K = 1 x 1011 a 25ºC 
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Principio de Le Châtelier 
BrO3
- + 2Cr3+ + 4H2O Br
- + Cr2O7
2- + 8H+ 
Atividade: Calcular Q (quociente da reação) quando o sistema for 
perturbado pela adição de dicromato, se modo que a sua concentração 
passe de 0,1 para 0,2 mol L-1. 
 
Lembre-se: Quando a reação atinge o equilíbrio Q = K= 1 x 1011 a 25ºC 
(Br-) (Cr2O7
2-) (H+)8 
(BrO3
-) (Cr3+ )2 
Q = 
Rta: Q= 2 x 1011 a 25ºC 
Se Q > K – reação se desloca para a esquerda. 
 
Reação em Equilíbrio: 
- Adição de P ou remoção de R – deslocar para 
a esquerda. 
- Adição de R ou remoção de P – deslocar para 
a esquerda. 
Variação da Concentração de uma das espécies presentes na reação. 
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Principio de Le Châtelier 
Variação da temperatura do sistema, o valor K também varia. 
G = H - TS 
Reação química é favorecida no sentido dos P: 
 NEGATIVO H (desprendimento de calor) - Exotérmicas 
 POSITIVO S (maior desordem do sistema) 
 
Reação química é desfavorecida: 
 POSITIVO H 
 NEGATIVO S 
 
Quando H e S são ambos positivos ou ambos negativos o que 
decide é o G, temperatura constante. 
 
 
 
G NEGATIVO favorece a reação. 
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Principio de Le Châtelier 
Variação da temperatura do sistema, o valor K também varia. 
G° = H° - TS° 
G° = - RTlnK 
 K =e -G°/RT 
 K =e –(H°-TS°)/RT 
(2) (1) 
Substituindo (2) em (1): 
Isolando K : 
 K =e-H°/RT . e S°/R 
 com T, 
se H° for 
positivo 
Independe da 
temperatura 
 
 
Reações Endotérmicas (H° = +) 
K T 
Reações Exotérmicas (H° = -) 
K T 
 
Equilíbrio químico está relacionado com termodinâmica, no entanto o 
valor da constante de equilíbrio não diz nada a respeito da velocidade 
de uma reação (Cinética). 
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Principio de Le Châtelier 
Variação da temperatura do sistema, o valor K também varia. 
Reações Endotérmicas (H° = +): K T 
Reações Exotérmicas (H° = -): K T 
 
 
Reação Endotérmica: 
 
 Reagentes + Calor Produtos  T Produtos 
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Principio de Le Châtelier 
Exercício 1: 
A formação de tetrafluoretileno a partir de seus elementos é 
altamente exotérmica: 
 
2F2(g) + 2 C(s) F2C=CF2(g) 
 
(a) Se a mistura de flúor, grafita e tetrafluoretileno está em equilíbrio 
em um recipiente fechando, a reação se deslocará para a direita 
ou para a esquerda quando mais flúor é adicionado? 
(b) Uma rara bactéria do planeta Teflon se alimenta de C2F2 e produz 
Teflon para as suas paredes celulares. A reação se deslocará para 
a direita ou para a esquerda quando essas bactérias forem 
adicionadas? 
(c) A constante de equilíbrio se tornará maior ou menor se o 
recipiente for aquecido? 
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Força Iônica () 
Medida da concentração total de íons em solução. Quanto mais 
carregado for um íon, maior será sua participação no cálculo da força 
iônica. 
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Força Iônica () 
Exercícios: 
 
1. Admitindo a dissociação completa dos sais calcule a força iônica: 
(a) KNO3 0,1 mol L
-1 
(b) Na2SO4 0,1 mol L
-1 
(c) MgCl2 0,1 mol L
-1 
(d) AlCl3 0,3 mol L
-1 
 
2. Qual a força iônica de uma solução contendo 0,05 mol L-1 KNO3 e 
0,1 mol L-1 de Na2SO4? 
 
3. Calcule a força iônica das soluções salinas que segue 
considerando que todas apresentam a mesma concentração 
(0,1 mol L-1). 
(a) NaCl (b) Ba(NO3)2 (c) Al(NO3)3 (d) MgSO4 
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Atividade e Coeficiente de Atividade 
Atividade (a) ou concentração efetiva de uma espécie depende da 
força iônica do meio e é defina por: 
 
ax = [x] x 
 
a = atividade, [x]=concentração molar e = coeficiente de atividade. 
 
O coeficiente de atividade varia com a força iônica. 
 
Portanto, para considerar o efeito da força iônica sobre uma reação 
química as concentrações precisam ser substituídas pelas 
atividades. 
 
1) x mede o desvio do comportamento ideal. 
2) Valores pequenos de força iônica o x é  1. 
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Coeficiente de Atividade 
Equação de Debye-Hückel 
 
Modelo para cálculo de coeficiente de atividade dos íons a partir de 
suas cargas e seu tamanho médio: 
Notas: 
 : íons monovalentes  0,3 nm (simplificar denominador 1+) 
Constantes 0,51 e 3,3 – soluções aquosas a 25ºC 
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Coeficiente de Atividade 
(a) Use a equação de Debye-Hückel para calcular o coeficiente de 
atividade do Hg2+ em uma solução que tem força iônica de 0,085 mol 
L-1. Use 0,5 nm para o diâmetro efetivo o íon. 
 
(b)Compare o valor obtido em (a) com o coeficiente de atividade obtido 
pela interpolação linear dos dados contidos na Tabela abaixo para 
coeficientes de atividade do íon sob forças iônicas de 0,1 e 0,05 mol 
L-1. 
 
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Coeficiente de Atividade 
Calcule o coeficiente de atividade dos íons abaixo: 
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Coeficiente de Atividade