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Meterial_Equilíbrio Químico_Fernanda

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Equilíbrio Químico
Professora Fernanda Arruda Nogueira
E-mail: fnogueira@iq.ufrj.br; fernanda.alunos@gmail.com
Universidade Federal do Rio de Janeiro
Instituto de Química
Departamento de Química Geral e Inorgânica
Química Geral II 
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Equilíbrio Químico
� Equilíbrio
É um estado no qual não se observa mudanças com o passar do 
tempo!
Suponha a reação:
N2O4(g) 2NO2(g)
incolor marrom
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Equilíbrio Químico
N2O4(g) 2NO2(g)
incolor marrom
4
Equilíbrio Químico
� Equilíbrio Químico
Para um equilíbrio químico, como por ex.
Dizemos que a 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.
A B
Reação direta: A →→→→ B V1 = kd[A]
Reação inversa: B →→→→ A V2 = ki[B]
No equilíbrio: V1 = V2 e kd[A] = ki[B]; 
kd/ki= [B]/[A] = cte
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Equilíbrio Químico
� Equilíbrio Químico
Considere a reação de formação do ácido iodídrico (HI)
H2(g) + I2(g) 2HI(g)
C
o
n
c
e
n
t
r
a
ç
ã
o
Tempo
Equilíbrio atingido
Região cinética
Região de equilíbrio
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Equilíbrio Químico
� Lei da Ação das Massas (Guldberg e Waage)
Exprime a relação entre as concentrações de reagentes e produtos na
mistura reacional em equilíbrio.
aA + bB cC + dDV1
V2
Q = 
[C]c[D]d
[A]a[B]b
Reação no
equilíbrio
Reagentes
formando
os produtos
Produtos
se decompondo
nos reagentes
Kc = 
[C]c[D]d
[A]a[B]b
Equilíbrio
Reagentes
Puros
Produ
tos
Puros
Progresso da Reação
E
n
e
r
g
i
a
 
L
i
v
r
e
 
d
e
 
G
i
b
b
s
,
 
G
FONTE: Atkins, P. e Jones, L., Princípios de 
Química. Questionando a Vida Moderna e o 
Meio Ambiente. Trad. Ignez Caracelli, et. al. 
Porto Alegre: Bookman, 2001. 914p.
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Equilíbrio Químico
� Lei da Ação das Massas (Guldberg e Waage)
• Kc é a contante de equilíbrio;
•c significa que as concentrações dos reagentes e produtos estão em
mol/L;
•A constante de equilíbrio (Kc) depende da tempertura e fornece
informações sobre a extenção da reação quando o equilíbrio é
alcançado;
•Se Kc é conhecido, então podemos predizer a concentração de 
produtos e reagentes;
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Equilíbrio Químico
� Lei da Ação das Massas (Guldberg e Waage)
•Se Kc possui um valor alto, significa que no equilíbrio a reação está
deslocada em direção aos produtos.
•Se Kc possui um valor baixo, significa que no equilíbrio a reação 
está deslocada em direção aos reagentes.
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Equilíbrio Químico
� Lei da Ação das Massas (Guldberg e Waage)
K > 1 K < 1
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�Constante de Equilíbrio (K)
FONTE: Chang, R. Química Geral, Trad. Rebelo, M.J.F., et.all., 4ed. São Paulo: McGrawn-Hill, 2006. 778p.
N2O4(g) 2NO2(g)
V1
V2
No equilíbrio: V1 = V2 e Q = K K = 
[NO2]
2
[N2O4]
Equilíbrio Químico
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� Termodinâmica e Equilíbrio Químico
� ∆∆∆∆G0 e k (constante de equilíbrio) ���� condições padrão
� ∆∆∆∆G e Q (Lei da Ação das Massas) ���� quaisquer condições
RTlnQ∆G∆G +°=
No equilíbrio���� Q = K e ∆G = 0 ���� ∆Go = -RT lnkeq
� Logo:
� Se ∆∆∆∆G°°°° < 0 ���� K > 1.
� Se ∆∆∆∆G°°°° = 0 ���� K = 1.
� Se ∆∆∆∆G°°°° > 0 ���� K < 1.
FONTE: Brown, T.L., LeMay, H.E. e Bursten, B.E., Química – Ciência Central, 
Trad. Matos, R. M.,9ed. São Paulo: Pearson Prentice Hall, 2005. 972p.
Equilíbrio Químico
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� Equação de Van’t Hoff
� A constante de equilíbrio para um gás ideal depende apenas da 
temperatura!
Equilíbrio de vaporização���� Líquido Gás
Kc= ´
[Gás]
[Líquido]
Mas, Kc= Kc [Líquido] = [Gás]´
Como Kp = Kc(RT)
∆∆∆∆n temos, KP= [Gás](RT)1= n/V(RT) = P
Onde P = pressão parcial do gás ou a pressão de vapor do 
líquido






−
∆−
=
21
0
2
1
T
1
T
1
303,2)(
)(log
R
H
K
K
P
P
Derivada da equação de Clausius-Clapeyron!
Equilíbrio Químico
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Equilíbrio Químico
� Processo Haber - Bosch – Fixação de nitrogênio
N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g)
[H2] e [N2] ≠≠≠≠ 0
[NH3] = 0
[NH3] ≠≠≠≠ 0
[H2] e [N2] = 0
T = 500 ºC; p= 200 atm
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Equilíbrio Químico
� Reação envolvendo gases
Para reações envolvendo gases, as pressões parciais de reagentes e 
produtos são proporcionais às suas concentrações.
aA + bB cC + dDV1
V2
Kp = 
pCc pDd
pAa pBb
pV = nRT
p = n RT/V
p = (n/v) RT
p = [X] RT
Kp = Constante de equilíbrio derivada das pressões parciais.
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Equilíbrio Químico
� Reação envolvendo gases
Relação entre Kc e Kp
aA + bB cC + dDV1
V2
Kp = 
pCc pDd
pAa pBb
p = [X] RT
Kp = Constante de equilíbrio derivada das pressões parciais.
Kp = 
[C]c (RT )c [D]d (RT )d 
[A]a (RT )d [B]b (RT )b
Kp = 
[C]c [D]d (RT )(c+d) – (a+b)
[A]a [B]b
Kp = Kc (RT )∆n
∆n= variação dos coeficientes 
estequiométricos.
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Equilíbrio Químico
� Reação envolvendo gases
Ex. O valor de Kp para a reação de SO2 com O2 para produzir SO3 é
3.1024. Calcule o valor de Kc para este equilíbrio a 25ºC.
Dados:
R=8,314.L.KPa.K-1.mol-1
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Equilíbrio Químico
� Equilíbrio Homogêneo
É aquele onde todas as espécies envolvidas nas reações encontram-se 
na mesma fase!
Kc = 
[B]b
[A]a
Kp = 
B
Pb
A
Pa
aA(g) bB(g)
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CH3COOH(aq) + H2O(l) CH3COO
−−−−(aq) + H3O
+(aq)
Kc =´
[CH3COO
−−−−][H3O
+]
[CH3COOH][H2O]
Kc = 
[CH3COO
-][H3O
+]
[CH3COOH]
1L H2O ���� 1000 g/18,02 g/mol
[H2O] = 55,5 mol/L
Constante!
Logo, Kc= Kc [H2O]´
Equilíbrio Químico
� Equilíbrio Homogêneo
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Equilíbrio Químico
� Equilíbrio Heterogêneo
É aquele onde as espécies envolvidas na reação se encontram em 
fases diferentes!
CaCO3(s) CaO(s) + CO2(g)
Kc =´
[CaO][CO2]
[CaCO3]
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Equilíbrio Químico
� Equilíbrio Heterogêneo
•Uma substância pura é caracterizada por uma densidade que é a 
mesma em todas as amostras qualquer que seja o tamanho. Esta 
densidade não é afetada pela natureza da reação química. Então a 
quantidade de um sólido num dado volume vai ser sempre a mesma.
•Uma reação na qual o reagente ou produto ocorre como uma fase 
líquida pura, a concentração daquela substância como líquido puro é
constante.
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Equilíbrio Químico
� Equilíbrio Heterogêneo
CaCO3(s) CaO(s) + CO2(g)
Kc =´
[CaO][CO2]
[CaCO3]
Kc = [CO2]
[CaCO3] = constante
[CaO] = constante
Kp = PCO2ou
Logo, Kc= Kc´
[CaO]
[CaCO3]
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Equilíbrio Químico
� Equilíbrio Heterogêneo
CaCO3(s) CaO(s) + CO2(g)
Kc = [CO2] Kp = PCO2ou
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Equilíbrio Químico
� Princípio de Henri-Louis Le Châtelier (1850-1936)
“Quando qualquer dos fatores que determinam as condições de 
equilíbrio sofre uma modificação, o sistema altera o seu estado de 
maneira a reduzir ou contrabalancear o efeito da modificação.”
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Equilíbrio Químico
� Princípio de Henri-Louis Le Châtelier (1850-1936)
Um sistema em equilíbrio responderá a uma “perturbação” externa 
assumindo uma nova condição de equilíbrio!
�Concentração
�Pressão
�Volume
�Temperatura
�Catalisador
�Gás Inerte
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Equilíbrio Químico
� Princípio de Henri-Louis Le Châtelier (1850-1936)
•Alterando a concentração
Adição de
reagentes
Formação de
produtos
Adição de
produtos
Formação de
reagentes
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Equilíbrio Químico
� Princípio de Henri-Louis Le Châtelier (1850-1936)
•Alterando a concentração
N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g)
Tempo ����
P
r
e
s
s
ã
o
 
p
a
r
c
i
a
l
Equilíbrio
inicial
Adiçãode NH3
Equilíbrio
final
27
N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g)
FONTE: Brown, T.L., LeMay, H.E. e Bursten, B.E., Química – Ciência Central, Trad. 
Matos, R. M.,9ed. São Paulo: Pearson Prentice Hall, 2005. 972p.
FONTE: Chang, R. Química Geral, Trad. Rebelo, M.J.F., 
et.all., 4ed. São Paulo: McGrawn-Hill, 2006. 778p.
Tempo ����
P
r
e
s
s
ã
o
 
p
a
r
c
i
a
l
Equilíbrio
inicial
Adição
de NH3
Equilíbrio
final
Adição de H2 Equilíbrio desloca para os reagentes!
Adição de NH3Equilíbrio desloca para os produtos!
Equilíbrio Químico
� Princípio de Henri-Louis Le Châtelier (1850-1936)
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Equilíbrio Químico
� Princípio de Henri-Louis Le Châtelier (1850-1936)
•Alterando o volume e a pressão
� P e V são inversamente proporcionais!
� ↑P , ↓V� o equilíbrio desloca na direção do menor nº moléculas!
� ↓P , ↑V� o equilíbrio desloca na direção do maior nº moléculas!
Quando o ΣΣΣΣnreagentes = ΣΣΣΣnprodutos���� não há deslocamento!
Não tem como contrabalancear a pertubação
Quanto ↑↑↑↑P , ↓↓↓↓V���� concentração!
Quanto ↓↓↓↓P , ↑↑↑↑V ���� ↓↓↓↓concentração!
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Equilíbrio Químico
� Princípio de Henri-Louis Le Châtelier (1850-1936)
•Alterando a Temperatura
� ↑T� o equilíbrio desloca na direção da reação endotérmica!
� ↓T� o equilíbrio desloca na direção da reação exotérmica!
N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g) + 92 kJ
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30FONTE: Brown, T.L., LeMay, H.E. e Bursten, B.E., Química – Ciência Central, Trad. Matos, R. M.,9ed. São Paulo: Pearson Prentice Hall, 2005. 972p.
Co(H3O)6
2+(aq) + 4Cl−−−−(aq) CoCl4
2
−−−− (aq) + 6H2O(l)
endotérmica
exotérmica
Equilíbrio Químico
� Princípio de Henri-Louis Le Châtelier (1850-1936)
•Alterando a Temperatura
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Equilíbrio Químico
� Princípio de Henri-Louis Le Châtelier (1850-1936)
•Efeito de um catalisador
�Não altera o valor de Kc!
�Não altera a posição de equilíbrio do sistema!
�O sistema alcança o ponto de equilíbrio mais rápido!
�O catalisador reduz o valor da Ea em ambas as direções!
Não catalisada
catalisada
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Equilíbrio Químico
� Princípio de Henri-Louis Le Châtelier (1850-1936)
•Efeito de um gás inerte
�A adição de um gás inerte aumentará a pressão total dentro do 
recipiente, no entanto, não afetará a posição de equilíbrio, pois 
não alterará as pressões parciais ou as concentrações de 
qualquer das substâncias.
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Equilíbrio Químico
� Exercícios
•O gás castanho NO2, um poluente do ar, e o gás incolor N2O4
encontram-se, como indicado pelo equação 
Em uma experiência 0,125 mol/L N2O4 foram introduzidas em um 
reator e deixou-se decompor até atingir o equilíbrio com o NO2. A 
concentração de equilíbrio do N2O4 foi 0,075 mol/L. Qual o Kc para 
esta reação.
2NO2(g) N2O4(g)
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Equilíbrio Químico
� Exercícios
•Haber iniciou um experimento com um mistura consistindo de 
0,500 mol/L de N2, e 0,800 mol/L de H2 e deixou-a atingir o 
equilíbrio com o produto, amônia. No equilíbrio, a uma certa 
temperatura, a concentração de NH3 era de 0,150 mol/L. Calcule o 
Kc para esta reação. 
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Equilíbrio Químico
� Exercícios
• A uma certa temperatura o Kc para a reação: 
Quais as concentrações no equilíbrio:
a) Ao se deixar 2,0 mol de NO2 em um recipiente de 2,0L?
2NO2(g) N2O4(g)

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