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* * UNIVERSIDADE FEDERAL DO RIO DE JANEIRO INSTITUTO DE QUÍMICA DEPARTAMENTO DE QUÍMICA INORGÂNICA COMPLEMENTOS DE QUÍMICA -IQG116 Profª Laís Ferreira de Castro * * Contatos E-mail pessoal: laisfcastro@gmail.com laisferreiradecastro@hotmail.com * * Princípios de Química: Questionando a Vida Moderna e o Meio Ambiente / Peter Atkins, Loretta Jones; tradução Ricardo Bicca de Alencastro.3.ed.Porto Alegre: Bookman, 2006. Capítulo 9-Equilíbrios Químicos Bibliografia recomendada * * Tópicos abordados na aula Introdução Equilíbrio químico Lei de Ação das Massas Constante de equilíbrio químico Equilíbrios homogêneo e heterogêneo Princípio de Le Chatelier Fatores que influenciam na velocidade das reações Catálise Aplicação na Biologia: Homeostase * * Introdução Uma reação química é composta de duas partes separadas por uma seta, a qual indica o sentido da reação. As espécies químicas denominadas como reagentes ficam à esquerda da seta e, à direita, ficam os produtos, ou resultado da reação química. Reagentes Produtos A + B C + D * * Equilíbrio químico O equilíbrio químico é o estágio da reação química em que não existe mais a tendência a mudar a composição da mistura de reação, isto é, as concentrações ou pressões parciais dos reagentes e produtos. Reagentes ⇌ Produtos A + B ⇌ C + D * * ⇌ Seta para representar o equilíbrio Seta para representar a ressonância * * Todos os equilíbrios químicos são dinâmicos: com a reação direta e inversa ocorrendo com a mesma velocidade. Então, quando uma reação atingiu o equilíbrios, as velocidades no sentido da formação de produtos e no sentido da volta aos reagentes são iguais, e a composição da mistura de reação é constante. * * Lei de ação das massas Em 1864, os noruegueses Cato Guldberg (um matemático) e Peter Waage (um químico) tinham descobriram a relação matemática que descreve a composição de uma mistura de reação em equilíbrio. A partir dos dados da seguinte reação: 2 SO2(g) + O2(g) ⇌ 2SO3(g) Os cientistas notaram a seguinte relação a partir dos resultados experimentais de pressão: * * PJ: pressão parcial do gás J no equilíbrio P°: pressão padrão = 1bar Esse importante resultado mostra que K é característico da composição da mistura de reação no equilíbrio, em uma dada temperatura. K é denominado de constante de equilíbrio. Lei de ação de massas: Estabelece que, no equilíbrio, a composição da mistura de reação pode ser expressa em termos de uma constante de equilíbrio: * * Assim para uma reação genérica: aA(g) + bB(g) ⇌ cC(g) + dD(g) * * Quociente da reação: Se Q < K então a reação está ocorrendo em direção à formação dos produtos. Se Q > K então a reação está ocorrendo no sentido inverso, isto é para os reagentes. Se Q = K a reação está em equilíbrio, usamos K no lugar de Q. * * Constante de equilíbrio químico Regras para escrever as constantes de equilíbrio: As concentrações ou atividades dos produtos são sempre colocadas no numerador; As concentrações ou atividades dos reagentes são sempre colocadas no denominador; Expressar as concentrações dos gases como pressões parciais, P, e das espécies dissolvidas em concentrações molares, [ ]; As pressões parciais ou concentrações são elevadas às potências dos coeficientes estequiométricos da reação balanceada; Elimine os sólidos ou líquidos puros e qualquer solvente da expressão (atividade igual a 1). * * Nomes específicos para a constante de equilíbrio: Para reações químicas na fase gasosa que usam pressões parciais: Kp; Dissociação da água: constante de dissociação da água, Kw; Dissociação de ácidos: constante de dissociação de ácidos, Ka; Reações de base com a água: constante de dissociação de bases, Kb; Solubilidade de precipitados: produto de solubilidade, Ks. * * O valor da constante de equilíbrio indica a extensão com que a reação química favorece os reagentes ou os produtos no equilíbrio químico: Valores elevados de K (maiores que 103), o equilíbrio favorece fortemente os produtos; Valores intermediários de K (entre 10-3 e 103), reagentes e produtos estão presentes no equilíbrio em quantidades iguais; Valores pequenos de K (menores que 10-3), o equilíbrio favorece fortemente os reagentes. * * * * Equilíbrios homogêneo e heterogêneo Equilíbrio químico homogêneo: todas as substâncias que fazem parte estão na mesma fase (estado físico). Ex: N2(g) + 3H2(g) ⇌ 2 NH3(g) Equilíbrio químico heterogêneo: é aquele no qual uma substância, no mínimo, está em uma fase diferente das outras. Ex1: H2O(l) ⇌ H2O(g) Ex2: CaCO3(s) ⇌ CaO(s) + CO2(g) * * Um modo de verificar se uma reação está em equilíbrio é mudar as condições. Princípio de Le Chatelier Postulado, em 1884, pelo químico francês Henri Le Chatelier. Um sistema em equilíbrio mostra uma tendência a compensar os efeitos de influências perturbadoras. Quando uma perturbação exterior é aplicada a um sistema em equilíbrio dinâmico, ele tende a se ajustar para reduzir ao mínimo o efeito da perturbação. * * Fatores que influenciam na velocidade das reações * * Efeito da adição e remoção de reagentes Supondo que nós adicionamos gás hidrogênio a uma mistura em equilíbrio na reação de síntese de Haber para produção de amônia, cuja reação é: N2(g) + 3H2(g) ⇌ 2 NH3(g) De acordo com o principio de Le Chatelier, o equilíbrio vai tender a se ajustar para minimizar o aumento no número de moléculas de hidrogênio. Este ajuste é encontrado quando a reação produz amônia adicional. Inversamente, se adicionarmos amônia, o equilíbrio então vai se ajustar para minimizar o efeito da adição de amônia e então a composição do equilíbrio será deslocada em direção aos reagentes. * * Efeito da pressão O equilíbrio responde a alterações na pressão, principalmente nas reações na fase gasosa. De acordo com o principio de Le Chatelier, um equilíbrio na fase gasosa responde a um aumento na pressão fazendo com que a reação se desloque no sentido em que diminua este aumento na pressão. N2(g) + 3H2(g) ⇌ 2 NH3(g) 4mols 2mols Assim sendo, para aumentar a produção de amônia no processo Haber, a síntese deve ser feita em pressões elevadas. O processo industrial atual usa pressões de 250 atm ou mais. * * Efeito da temperatura Se a temperatura aumenta a reação tem tendência a se deslocar em direção ao lado que consuma esta energia adicionada. Se uma reação é exotérmica (libera calor), tal como no processo Haber de produção de amônia, então a diminuição de temperatura vai favorecer a produção de amônia porque o calor gerado na reação tende a minimizar a diminuição da temperatura. Em uma reação endotérmica (consome calor), tal como a decomposição do CaCO3, o calor deve ser fornecido para deslocar em direção ao produto. * * * * Catálise: Aceleração de uma reação pela presença de um catalisador. Catalisador: é uma substância capaz de, mesmo presente em pequenas quantidades, aumentar a velocidade com que uma reação química se aproxima do equilíbrio, sem ser consumido no processo e sem alterar o estado de equilíbrio do sistema. Catálise * * A principal ação do catalisador é fornecer um caminho reacional com menor energia de ativação do que a reação não-catalítica. * * * * * * Catalisadores têm grande importância na indústria: Na fabricação de ácidos, como exemplos, ácido sulfúrico e ácido nítrico; Na hidrogenação de óleos e de derivados do petróleo; Todos os organismos vivos dependem de catalisadores complexos, denominados enzimas que regulam as reações bioquímicas. * * Aplicação na Biologia: Homeostase É um mecanismo semelhante ao equilíbrio químico; Permite que os organismos vivos mantenham os processos biológicos em nível constante; A homeostase responde a mudanças de condições como um sistema em equilíbrio químico sendo, portanto, governada pelo princípio de Le Chatelier; Um processo biológico homeostático importante que envolve os equilíbrios químicos é o transporte de oxigênio; * * Hb(aq) + O2(aq) ⇌ HbO2(aq) A maior parte do O2 do sangue é transportado pela hemoglobina (Hb); Quando o sangue flui pelos tecidos dos pulmões, cerca de 98% das moléculas de Hb se ligam a moléculas de oxigênio; Equilíbrio: Quando o sangue penetra nos vasos sanguíneos de tecidos musculares, região de baixa concentração de O2, algumas moléculas HbO2 liberam o O2 para restabelecer a composição de equilíbrio. * * Exercícios * * 1) Defina equilíbrio químico. Quais são os tipos de equilíbrio? 2) O que é a Lei de Ação das Massas? Explique. 3) Escreva a expressão do equilíbrio químico Kc para as seguintes reações: a) H2(g) + Br2(g) ⇌ 2HBr(g) b) 2HS(g) + 3O2(g) ⇌ 2SO2(g) + 2H2O(g) 4) Use os seguintes dados das concentrações molares, que foram coletados em 460°C, para determinar a constante de equilíbrio Kc da reação H2(g) + I2(g) ⇌ 2HI(g). * * 5) Diga, para cada um dos seguintes equilíbrios químicos, se haverá deslocamento na direção dos reagentes ou dos produtos quando a temperatura aumenta. a) N2O4(g) ⇌ 2NO2(g) , H°= +57kJ b) Ni(s) + 4CO(g) ⇌ Ni(CO)4(g) , H°= - 161kJ 6) Explique com suas palavras o princípio de Le Chatelier. 7) De acordo com a equação química abaixo assinale V ou F para as seguintes afirmações e justifique a(s) falsa(s): N2(g) + 2H2(g) ⇌ 2NH3(g) ( ) A variação da pressão não afeta o equilíbrio. ( ) A diminuição da concentração de H2 no sistema desloca o equilíbrio para o sentido inverso. ( ) A constante de equilíbrio para esta reação é Keq = 2[NH3] / [N2] . 2[H2].
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