AULA DE EQUILIBRIO QUÍMICO I

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POLÍCIA MILITAR DA BAHIA
COLÉGIO DA POLÍCIA MILITAR
DENDEZEIROS
Professor: Themístocles. Data: 29/09/2008.
Destinação: Discentes da 2ª série do Ensino Médio e do CPM Pré-vestibular. 
 
AULA DE EQUILÍBRIO QUÍMICA I 
(Conceitos, considerações relevantes e exercícios)
1. Equilíbrio dinâmico – a maioria das reações químicas, quando feitas em determinadas condições, são REVERSÍVEIS, ou seja, ao mesmo tempo em que as substâncias REAGENTES se transformam nos PRODUTOS, os PRODUTOS reagem entre si reconstituindo os REAGENTES. 
 reação direta
 Reagentes ↔ Produtos; 
 reação inversa
 
Um exemplo é a reação entre gás hidrogênio e gás carbônico feita em recipiente fechado. Os reagentes produzem água e monóxido de carbono, que em determinado momento começam a reagir entre si formando novamente os gases hidrogênio e carbônico.
Considere o modelo atômico de John Dalton:
 Carbono oxigênio hidrogênio 
 (Desenhar as esferas: grande, média e pequena)
Utilizando esse modelo, podemos representar a reação descrita acima da seguinte forma:
 reação direta
 ----- > 
 1 H2(g) + 1 CO2(g) < ---- 1 H2O(g) + 1 CO(g) 
 reação inversa
(Desenhar as esferas abaixo de cada molécula: grande, média e pequena)
 1.1 Etapas do equilíbrio químico (como se estabelece esse equilíbrio)
 
 a. No início temos um recipiente fechado (já que todas as substâncias se encontram na fase gasosa) contendo apenas os reagentes, à temperatura constante T.
Como a concentração de reagentes é máxima, a velocidade da reação DIRETA é também máxima, e como a concentração dos produtos é ZERO, a velocidade da reação inversa é também ZERO.
Ex.1: Esquematizando dentro dum recipiente fechado, contando com 6 moléculas de H2(g), 6 moléculas de CO2(g) e tendo um total de .... átomos de H, de .... átomos de C e de .... átomos de O.
b. Os reagentes começam a colidir com energia igual à energia de ativação da reação e começam a formar os produtos. A concentração de reagentes começa a diminuir, assim como a velocidade da reação direta.
Por outro lado, à medida que a concentração de produtos vai aumentando, a reação inversa tem início e sua velocidade vai aumentando também.
Ex.2: Usando o mesmo esquema dentro dum recipiente fechado, contando com 4 moléculas de H2(g), 2 moléculas de H2O(v), 4 moléculas de CO2(g) e 2 moléculas de monóxido de carbono e tendo um total de .... átomos de H, de .... átomos de C e de .... átomos de O.
c. Se a temperatura for mantida rigorosamente constante (igual a T), chegará um momento em que a velocidade da reação DIRETA (formação de produtos) será igual à velocidade da reação INVERSA (formação de reagentes).
Nesse ponto, dizemos que a reação entrou em equilíbrio dinâmico, ou seja, as reações direta e inversa continuam ocorrendo ininterruptamente com a mesma velocidade (desde que seja mantida a temperatura T). 
Ex.3: Usando, ainda, o esquema anterior dentro dum recipiente fechado, veremos que no equilíbrio estarão representadas: 3 moléculas de H2(g), 3 moléculas de H2O(v), 3 moléculas de CO2(g) e 3 moléculas de monóxido de carbono e tendo um total de .... átomos de H, de .... átomos de C e de .... átomos de O.
Diante disso, podemos concluir:
	
O equilíbrio químico é dinâmico e fica caracterizado quando as velocidades das reações direta e inversa se igualam sob temperatura constante. 
De maneira esquemática:
 reação direta
 ----- > 
 a A + b B < ---- c C + d D , v reação direta = v reação inversa
 reação inversa
 1.2 Características do equilíbrio 
 Se for feito um gráfico das velocidades das reações direta e inversa em função do tempo, obtem-se as curvas esquematizadas a seguir:
DESENHAR NA LOUSA O GRÁFICO (p. 34, Q38)
No gráfico, nota-se:
a) Um momento antes do início da reação, têm-se apenas as substâncias REAGENTES. A quantidade de PRODUTOS é igual a ZERO.
b) Quando a reação tem início, a velocidade da reação DIRETA é MÁXIMA, pois a concentração de REAGENTES é MÁXIMA.
c) Com o passar do tempo, a quantidade de substâncias REAGENTES diminuiu; com isso, a velocidade da reação DIRETA diminui. 
d) Os PRODUTOS vão sendo formados. A REAÇÃO INVERSA inicia-se.
e) No começo, a velocidade da REAÇÃO INVERSA é baixa porque concentração de PRODUTOS é baixa; porém, à medida que a quantidade de PRODUTOS aumenta, a velocidade da REAÇÃO INVERSA vai se tornando paulatinamente maior.
f) Em certo instante, tE.Q, as velocidades das reações DIRETA e INVERSA se igualam (à temperatura constante), e o equilíbrio químico é atingido. 
Psiu1! – O equilíbrio químico só pode ser atingido em sistemas fechados (onde não há troca de matéria com o meio ambiente).
 
Psiu2! – Em sistemas FECHADOS, toda reação química é REVERSÍVEL, em maior ou menor grau.
Psiu3! – As propriedades macroscópicas de um sistema em equilíbrio, como concentração, densidade, massa e cor, permanecem constantes.
Psiu4! – As propriedades microscópicas de um sistema em equilíbrio, como colisão entre partículas, formação de complexo ativado e transformação de uma substância em outra, permanecem em evolução, porque o EQUILÍBRIO QUÍMICO é DINÂMICO.
Psiu5! – O EQUILÍBRIO QUÍMICO de uma reação só se mantém estável se o sistema em reação for mantido ISOLADO (sem trocar matéria ou energia com o meio ambiente). Se houver troca de energia (variação de temperatura), o sistema irá se ajustar a um novo estado de equilíbrio, e as propriedades macroscópicas desse sistema sofrerão alguma variação até se estabilizarem novamente.
Psiu6! – A adição de catalisador a sistema em equilíbrio químico aumenta igualmente as velocidades das reações DIRETA e INVERSA, sem favorecer nenhuma das reações.
1.3 Estudo gráfico do equilíbrio 
Quando o equilíbrio químico é atingido, podemos verificar uma das seguintes situações em relação às concentrações de REGAENTES e PRODUTOS:
a) As concentrações de REAGENTES e PRODUTOS no equilíbrio são iguais. O equilíbrio não está deslocado para nenhum lado. As reações DIRETA e INVERSA ocorrem com a mesma velocidade.
DESENHAR NA LOUSA O GRÁFICO (p. 34, Q38)
 
b) A concentração de REAGENTES no equilíbrio é maior que a de PRODUTOS. O equilíbrio está deslocado no sentido da REAÇÃO INVERSA (de formação dos REAGENTES). A reação INVERSA é mais LENTA.
DESENHAR NA LOUSA O GRÁFICO (p. 34, Q38)
c) A concentração de PRODUTOS no equilíbrio é maior que a de REAGENTES. O equilíbrio está deslocado no sentido da REAÇÃO DIRETA (de formação dos PRODUTOS). A reação DIRETA é mais INTENSA.
DESENHAR NA LOUSA O GRÁFICO (p. 35, Q38)
Psiu! – Para sabermos, quantitativamente, se uma reação na qual se estabelece um equilíbrio molecular tende para a formação de PRODUTOS ou para a formação de REAGENTES, definiu-se uma constante de equilíbrio, K, que só depende da temperatura. 
A constante K pode ser calculada em termos de concentração em quantidade de matéria, m ou [ ], simbolizada por Kc, ou em termos de pressão parcial, simbolizada por Kp, conforme a fase de agregação das substâncias participantes.
 
2. Constante Kc – Considere a seguinte reação, elementar e reversível, na qual todas as substâncias participantes se encontram na fase gasosa:reação direta
 ----- > 
 a A + b B < ---- c C + d D , 
 reação inversa
 . *********************
 2.1 Constante Kc
 
 2.2 Constante Kp
 
 2.3 O significado de Kc e de Kp
 2.4 Unidades de Kc e Kp
 2.5 Relação entre Kc e Kp
*********************
3. Reações exotérmicas – são aquelas que LIBERAM energia na forma de calor.
 Esquema genérico (uma forma de se representar reações exotérmicas):
 A + B → C + D + calor
 Hr Hp
 entalpia dos reagentes entalpia do produtos
Com base na Lei da Conservação da Energia (ou Princípio da Conservação da Energia), podemos afirmar:
“A energia total dos reagentes é igual à energia total dos produtos”.
Conclusão: numa reação EXOTÉRMICA, a entalpia dos produtos é menor que a entalpia dos reagentes, pois uma parte da energia que estava “contida” nos reagentes foi liberada na forma de calor quando eles se transformaram em produtos.
Reação exotérmica: Hr > Hp
Sendo ΔH = Hp – Hr,
Concluímos que: ΔH < 0.
	
Reações EXOTÉRMICAS liberam calor e possuem a entalpia dos reagentes maior que a entalpia dos produtos, Hr > Hp, e, portanto, apresentam ΔH negativo. 
 
Outra maneira de se representar uma reação exotérmica:
Análise gráfica (gráfico da entalpia em função do caminho da reação):
DESENHAR NA LOUSA O GRÁFICO (p. 10, Q34)
4. Reações endotérmicas – são aquelas que ABSORVEM energia na forma de calor.
 Esquema genérico (uma forma de se representar reações exotérmicas):
 A + B + calor → C + D 
 Hr Hp
 entalpia dos reagentes entalpia do produtos
Conclusão: Uma vez que a energia total se conserva do primeiro para o segundo membro de qualquer reação química, podemos afirmar que, numa reação endotérmica, a entalpia dos produtos é maior que a entalpia dos reagentes, pois uma quantidade de energia foi absorvida na forma de calor pelos reagentes, durante a reação, ficando “contida” nos produtos (não se perde). 
Reação exotérmica: Hr < Hp
Sendo ΔH = Hp – Hr,
Concluímos que: ΔH > 0.
	
Reações EXOTÉRMICAS absorvem calor e possuem a entalpia dos reagentes menor que a entalpia dos produtos, Hr < Hp, e, portanto, apresentam ΔH positivo. 
 
Outra maneira de se representar uma reação exotérmica:
Análise gráfica (gráfico da entalpia em função do caminho da reação):
DESENHAR NA LOUSA O GRÁFICO (p. 10, Q34, inverso do anterior)
6. Fatores que influenciam o ΔH de uma reação – o valor da variação de entalpia, ΔH, de uma reação química está sujeito a variações (em maior ou menor grau) conforme mudem as condições em que a reação é realizada. Os fatores que influenciam o valor de ΔH são os seguintes:
A fase de agregação de reagentes e produtos.
A energia mecânica das substâncias aumenta progressivamente à medida que elas passam da fase sólida para a líquida e desta para a gasosa.
Energia na < energia na < energia na
fase sólida fase líquida fase gasosa
 Por exemplo:
 1 H2(g) + 1/2 O2(g) → 1 H2O(g) ; ΔH = - 57,8 kcal/mol
 1 H2(g) + 1/2 O2(g) → 1 H2O(l) ; ΔH = - 68,3 kcal/mol
A forma alotrópica dos reagentes e produtos (se houver alotropia).
A forma alotrópica MAIS ESTÁVEL de um elemento é a MENOS ENERGÉTICA, e a forma alotrópica MENOS ESTÁVEL (mais instável) é a mais energética.
 Por exemplo:
 1 C(grafita) + 1 O2(g) → 1CO2 (g) ; ΔH = - 94,0 kcal
 1 C(diamante) + 1 O2(g) → 1CO2 (g) ; ΔH = - 94,45 kcal
A temperatura em que a reação ocorre. 
O valor de ΔH é bastante suscetível à temperatura em que é feita a reação.
 Por exemplo:
 1 Fe2O3(s) + 3 H2(g) → 2 Fe (s) + 3 H2O(l) 
 Se essa reação for feita a 25 °C: ΔH = - 35,1 Kj
 Se essa reação for feita a 85 °C: ΔH = - 29,1 kJ
A pressão em que a reação ocorre.
O valor de ΔH em uma reação envolvendo substâncias sólidas e líquidas PRATICAMENTE NÃO VARIA com a mudança de pressão. Em reações que envolvem substâncias gasosas, o valor de ΔH começa a variar de modo significativo para pressões da ordem de 1000 atm. Como as reações normalmente são padronizadas sob pressão atmosférica normal (1atm), a menos que haja alguma ressalva, não levaremos em conta a variação de ΔH com a pressão.
A quantidade de matéria de reagentes e produtos. 
A quantidade de calor envolvida em uma reação química é PROPORCIONAL à quantidade de reagentes e produtos que participam da reação (ou seja, depende da massa). Se, por exemplo, dobrarmos a quantidade de reagentes e produtos, a quantidade de calor irá dobrar igualmente.
 Por exemplo:
 1 H2(g) + 1 Cl2(g) → 2 HCl(g); ΔH = - 44,2 kcal
 2 H2(g) + 2 Cl2(g) → 4 HCl(g); ΔH = - 88,4 kcal
O meio reacional (presença ou não de SOLVENTE)
Quando dissolvemos uma substância em um solvente qualquer, ocorre liberação ou absorção de energia na forma de calor. Assim, uma reação feita na ausência de solvente terá o valor de ΔH diferente daquele obtido para a mesma reação feita na presença de solvente. 
 Por exemplo:
 1 H2(g) + 1 Cl2(g) → 2 HCl(g); ΔH = - 44,2 kcal
 2 H2(g) + 2 Cl2(g) → 4 HCl(g); ΔH = - 80,2 kcal
 
 A diferença 80,2 - 44,2 = 36,0 kcal é igual à energia liberada na dissolução de 2 mols de HCl em água (cada 1 mol de HCl dissolvido em água libera 18,0 kcal). 
7. Equações termoquímicas – como o valor do ΔH de uma reação química varia em função de vários fatores, é preciso fornecer na equação termoquímica as seguintes informações:
As substâncias que reagem e que são produzidas, com os respectivos coeficientes (da equação balanceada).
A temperatura e a pressão nas quais se deu a reação.
Em Termoquímica, a menos que se faça alguma ressalva, os valores de ΔH fornecidos foram medidos em condições padrão, que são as seguintes:
Pressão = 1 atm;
Temperatura = 25 °C ou 298 k;
Forma alotrópica ou cristalina e estado físico mais estável e comum do ELEMENTO ou do COMPOSTO.
A fase de agregação (sólida, líquida ou gasosa) em que se encontra cada substância participante da reação.
 Substâncias na fase de agregação comum nas condições de temperatura e pressão.
 Exemplo: o bromo (Br) é líquido a 25 °C e 1 atm; portanto, em condições padrão, trabalha-se com o bromo na fase líquida e não na fase sólida ou gasosa.
A variedade alotrópica de cada substância simples que participa da reação (no caso de substâncias apresentarem formas alotrópicas).
Substâncias na forma alotrópica mais estável.
Exemplo: o enxofre RÔMBICO é mais estável que o enxofre MONOCLÍNICO; portanto, em condições padrão, trabalha-se com o enxofre rômbico. 
A quantidade de calor que foi liberada ou absorvida durante a reação.
Em condições padrão, o valor de ΔH é tabelado para muitas reações. Para informar que uma reação é exotérmica ou endotérmica, utiliza-se uma das notações indicadas nos exemplos a seguir:
Reação exotérmica (calor é libertado, portanto é um produto da reação retirado dos reagentes):
 
 2 H2(g) + 1 O2(g) → 2 H2O(l) ; ΔH = - 136,6 kcal
 2 H2(g) + 1 O2(g) → 2 H2O(l) + 136,6 kcal
 2 H2(g) + 1 O2(g) - 136,6 kcal → 2 H2O(l)
Reação endotérmica (o calor é absorvido, integrando-se aos reagentes da reação):
4 C(grafita) + 1S8(rômbico) → 4 CS2(l) ΔH = + 104,4 kcal
4 C(grafita) + 1S8(rômbico) → 4 CS2(l) - 104,4 kcal
4 C(grafita) + 1S8(rômbico) + 104,4 kcal → 4 CS2(l) 
Casos particularesde entalpias (ou calores) de reação *******
Assim conclui-se que:
	
 Reações EXOTÉRMICAS absorvem calor e possuem a entalpia dos reagentes menor que a entalpia dos produtos, Hr < Hp, e, portanto, apresentam ΔH positivo. 
 
LISTA DE EXERCÍCIOS – TERMOQUÍMICA I 
1ª Questão (PUC – SP) Num calorímetro de gelo, fizeram-se reagir 5,400 g de alumínio, Al(s), e 16,000 g de óxido férrico, Fe2O3(s). O calorímetro continha, inicialmente, 8,000 kg de gelo e 8,000 kg de água. A reação foi iniciada mediante controle remoto. Ao final, encontraram-se, no calorímetro, 7,746 kg de gelo e 8,254 kg de água . Os produtos finais da reação foram ferro e óxido de alumínio. Sabendo-se que o calor latente de fusão do gelo é igual a 80 cal/g, pedem-se:
a quantidade de calor liberada pela reação nas condições acima;
a variação de entalpia por mol de Fe2O3(s) que reage.
 Massas atômicas: O = 16; Al = 27 e Fe = 56. 
 
2ª Questão (Fuvest – SP) Considere a reação de fotossíntese e a reação de combustão da glicose representadas abaixo: 
 6 CO2(g) + 6 H2O(l) → 1 C6H12O6(s) + 6 O2(g) 
 1 C6H12O6(s) + 6 O2(g) → 6 CO2(g) + 6 H2O(l)
Sabendo-se que a energia envolvida na combustão de um mol de glicose é 2,8 x 106 J, ao sintetizar meio mol de glicose, a planta:
a. libera 1,4 x 106 J. 
b. libera 2,8 x 106 J. 
c. absorve 1,4 x 106 J. 
 d. absorve 2,8 x 106 J. 
e. absorve 5,6 x 106 J. 
3ª Questão (Unicamp – SP) Em alguns fogos de artifício, o alumínio metálico em pó é queimado, libertando luz e calor. Esse fenômeno pode ser apresentado como: 
 2 Al(s) + 3/2 O2(g) → 1 Al2O3(s) ; ΔH = - 1653 kJ/mol
Qual o volume de O2(g), nas condições normais de temperatura e pressão, necessário para reagir com 1,0 g do metal?
 Qual a quantidade de calor à pressão constante desprendida na reação de 1,0 g de alumínio?
Dado: volume molar do gás ideal nas condições normais de temperatura e pressão = 22,4 litros.
4ª Questão (Fatec – SP) Considere as equações termoquímicas apresentadas a seguir:
I. 1 H2O(l) + 43,9 kJ → 1 H2O(g) 
II. 1 C(s) + 1 O2(g) → 1 CO2(g) ; ΔH = - 393 kJ/mol
III. 1 C2H5OH(l) + 3 O2(g) → 2 CO2(g) + 3 H2O(l) + 1366 kJ
IV. 1 H2O(g) → 1 H2(g) + O2(g) ; ΔH = + 242 kJ/mol 
V. 436 kJ + 1 H ─ H → 2 H2(g)
São processos exotérmicos:
a. I e II. b. II e III. c. III e IV. d. I e V. e. II e V. 
5ª Questão (F. M. Santa Casa – SP) Com os seguintes dados:
 2 H2 (g) + O2(g) → 2 H2O(g) + 484 kJ
 3 O2(g) + 285 kJ 1 → 2 O2(g) 
Calcula-se que a formação de um mol de vapor d’água, a partir de hidrogênio e ozônio, libera:
a. 200 kJ. b. 290 kJ. c. 580 kJ. d. 770 kJ. e. 500 kJ. 
 	
6ª Questão (UFRS) Conhecendo-se as equações termoquímicas:
 S(rômbico) + O2(g) → 2 SO2(g) ΔH = - 70,96 kcal/mol
 S(monoclínico) + O2(g) → 2 SO2(g) ΔH = - 71,03 kcal/mol
São feitas as seguintes afirmações:
I – A formação de SO2(g) é sempre endotérmica.
II – A conversão da forma rômbica na forma monoclínica é endotérmica.
III – A forma alotrópica estável do enxofre na temperatura da experiência é a monoclínica. 
As afirmações corretas são:
a. apenas a I. b. apenas a II. c. apenas I e II.
d. apenas II e III. e. I, II e III. 
7ª Questão (MACKENZIE - SP) Dadas as equações termoquímicas:
 C2H2(g) → 2 C(grafita) + H2 (g) + 53,9 kcal
 CO2(g) → C(grafita) + O2(g) – 94,2 kcal
 H2(g) + ½ O2(g) → H2O(l) + 68,4 kcal
Em relação à combustão completa do acetileno, assinale a alternativa que indica corretamente seu calor de combustão, a lei termoquímica aplicada e o tipo de reação, respectivamente:
a. + 216,5 kcal; Lei de Hess; exotérmica.
b. + 310,7 kcal; Lei de Hess; exotérmica.
c. + 310,7 kcal; Lei da Energia Livre; endotérmica.
d. - 66,1 kcal; Lei da Energia Livre; endotérmica.
e. - 66,1 kcal; Lei de Hess; exotérmica. 
8ª Questão (UCMG) A reação entre óxido de zinco sólido com carbono sólido é usada em metalurgia para a obtenção de zinco sólido. Esta reação produz também monóxido de carbono. A partir destas informações, e com os dados abaixo, o ΔH da reação em kcal/mol é:
Dados: ΔH formação de óxido de zinco = - 84,4 kcal/mol; e
 ΔH formação de monóxido de carbono = - 26,4 kcal/mol
a. – 116,0. b. – 110,8. c. + 110,8. d. + 221,6. e. + 58,0. 
Sucesso!
GABARITO LISTA DE EXERCÍCIOS – TERMOQUÍMICA I
	1
	2
	3
	4
	5
	6
	7
	8
	9
	10
	11
	12
	13
	14
	15
	16
	17
	18
	19
	20
	21
	22
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
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