Aula 04-EQUILIBRIO QUIMICO-LAÍS

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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
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Contatos
 E-mail pessoal: 
laisfcastro@gmail.com
laisferreiradecastro@hotmail.com
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 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
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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
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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
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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
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⇌   
Seta para representar o equilíbrio
Seta para representar a ressonância
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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.
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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:
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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:
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Assim para uma reação genérica: 
aA(g) + bB(g) ⇌ cC(g) + dD(g) 
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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.
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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).
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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.
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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.
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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)
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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.
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Fatores que influenciam na velocidade das reações
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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.
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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.
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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.
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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
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 A principal ação do catalisador é fornecer um caminho reacional com menor energia de ativação do que a reação não-catalítica.
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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.
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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;
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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.
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Exercícios
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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).
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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].