Equilíbrio Químico 2

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3	26/10	Equilíbrio químico; Conceitos; Lei da ação de massas; Princípio de Lê Chatelier; Fatores que afetam o estado de equilíbrio químico.
Equilíbrio Químico
Compreender a natureza e as características dos equilíbrios químicos
Compreender o significado da constante de equilíbrio, K
Compreender a utilização da constante de equilíbrio
Equilíbrio químico
Reações químicas: reversíveis e irreversíveis.
Exemplo de reações reversíveis e irreversíveis
Equilíbrio químico - definição
Variações das concentrações com o tempo da reação
A constante de equilíbrio
Determinação de uma constante de equilíbrio
Usando constantes de equilíbrio em cálculos
O significado de K (extensão da reação química)
Perturbando um equilíbrio químico – princípio de Le Chatelier
Aplicando os conceitos de equilíbrio químico
Nem todas as reações químicas ocorrem em um único sentido (reagentes  produtos).
Muitas delas são reversíveis, em maior ou menor extensão.
Reações químicas: reversíveis e irreversíveis
São aquelas que ocorrem por completo, ou seja, até que pelo menos um dos reagentes seja completamente consumido.
Queima do papel
O papel não volta ao estado inicial
Reações completas (irreversíveis)
Antiácido adicionado à água
Reações completas (irreversíveis)
Ácido cítrico (s) + bicarbonato de sódio (s) → ácido carbônico + citrato de sódio
H3C6H5O7 (s) + 3 NaHCO3 (s) → H2CO3 (aq) + Na3C6H5O7 (aq) 
H2CO3 (aq) → H2O (l) + CO2 (g)
Reações completas (irreversíveis)
São reações nas quais os reagentes são totalmente convertidos em produtos, não havendo “sobra” de reagente, ao final da reação.
Essa reação tem 100% de rendimento.
Exemplo:
HCl(aq) + NaOH(aq)  NaCl(aq) + H2O(l)
Reações incompletas (reversíveis)
Reações em que reagentes e produtos são consumidos e formados simultaneamente
CoCl2 + 6H2O → Co(H2O)6Cl2 
azul rosa
←
Reações incompletas (reversíveis)
São reações nas quais os reagentes não são totalmente convertidos em produtos, havendo “sobra” de reagentes, ao final da reação.
Essas reações tem rendimento menor que 100%.
Exemplo:
- reações de esterificação
CH3COOH + C2H5OH CH3COOC2H5 + H2O 
Produção do explosivo nitroglicerina
Reação de explosão da nitroglicerina:
2 moles 
(454 gramas)
17 mols de gases (380,8 litros, CNTP).
Reação incompleta (reversível)
Reação completa (irreversível)
Nas reações em que há substâncias gasosas, o equilíbrio químico somente será alcançado se o sistema for fechado.
Equilíbrio de uma reação hipotética
reagentes
produtos
A + B  C + D
C + D  A + B
A + B  C + D

reagentes
produtos
reagentes
produtos
to: A + B 
t1: A + B  C + D
t3: A + B  C + D
A
 B
C ou D
tempo
t0
t1
t2
Concentração

Variações das concentrações com o tempo da reação: equilíbrio e o tempo
Evolução da reação
A + B  C + D
to: existe somente os reagentes (A e B).
t1: reagentes A+B diminuíram a concentração (foram gastos parcialmente) e haverá a formação de produtos (C + D).
t3: o equilíbrio é estabelecido. Ocorre a formação de produtos (C+D) e também de reagentes (A+B).

Variações das concentrações com o tempo da reação
CO + H2O CO2 + H2
Variações das concentrações com o tempo da reação
CO(g) + 2H2 (g) CH3OH (g)
A + B C
C A + B
A + B C
A + B C
C A + B
O equilíbrio químico estuda as reações reversíveis. 
Nelas, formam-se produtos que reagem entre si originando reagentes de partida. 
Como elas não acabam e, no equilíbrio, a velocidade das reações direta e inversa é igual, a concentração de todas as substâncias presentes no estado de equilíbrio permanece constante.
Uma vez atingido o equilíbrio, as propriedades macroscópicas (cor, volume) do sistema em equilíbrio não se alteram mais.
Equilíbrio químico
19
Utilizando a cinética química
As reações reversíveis podem ocorrer em dois sentidos (direto e inverso)
v1 
aA + bB  cC + dD

v2 
V1 = K1[A]a[B]b
V2 = K2[C]c[D]d
No equilíbrio químico: V1 = V2
A velocidade da reação direta é igual a velocidade da reação inversa.
Onde a, b, c e d são os coeficientes estequiométricos das espécies A, B, C e D
Os símbolos entre colchetes representam as concentrações (mols/L)
As variações de velocidade direta e inversa, até alcançar o equilíbrio, podem ser representadas pelo diagrama abaixo.
No equilíbrio químico: V1 = V2
v1 
aA + bB  cC + dD

v2 
V1 = K1[A]a[B]b
V2 = K2[C]c[D]d
Como no equilíbrio químico: 
V1 = V2 
K1[A]a[B]b = K2[C]c[D]d
Rearranjando a fórmula para que as constantes fiquem de um lado da fórmula, temos:
 
K1
K2
[C]c [D]d
[A]a [B]b
=
Kc
[C]c [D]d
[A]a [B]b
=
Lei da ação das massas
A constante de equilíbrio
Se K é conhecida, pode-se prever as concentrações de reagentes ou produtos. 
Como K1 e K2 são constantes então, K1/K2 também é constante, portanto:
Vejamos alguns exemplos da expressão Kc para equilíbrios homogêneos:
2 SO3(g) 
2 SO2(g) + O2(g)
K = [SO2]2[O2]
[SO3]2
H2(g) + I2(g)
2 HI2(g)
K = [HI]2
[H2][I2]
Fe2+(aq) + Cu2+(aq)
K = [Fe3+][Cu+]
[Fe2+][Cu2+]
Fe3+(aq) + Cu+(aq)
Vejamos alguns exemplos da expressão Kc para equilíbrios heterogêneos:
C(s) + O2(g)
CO2(g)
Zn(s) + Cu2+(aq)
Cu(s) + Zn2+(aq)
CaO(s) + CO2(g)
CaCO3(s)
K = [CO2]
[O2]
K = [Zn2+]
[Cu2+]
K = 1
[CO2]
Escrevendo e Manipulando Expressões de K
Sólidos e líquidos NUNCA aparecem em expressões de equilíbrio.
 	
S(s) + O2(g) 	 SO2(g)
	NH3(aq) + H2O(liq) NH4+(aq) + OH-(aq)
CaCO3 (s) → CaO (s) + CO2 (g)
Kc = [CO2]
KP = PCO2 
A pressão de CO2 no equilíbrio é a mesma independentemente das quantidades da fase sólida (neste caso, de CaCO3 e CO2 ) à mesma temperatura.
Sistemas fechados
Equilíbrio heterogéneo
Kc : constante de equilíbrio
Consideremos o seguinte sistema em equilíbrio.
N2O4 (g) 2 NO2 (g)
A constante de equilíbrio é dada por:
Kc – constante de equilíbrio
Concentrações das espécies reagentes são expressas em mol/l.
Kp : Constante de equilíbrio gasoso
Nas reações em fase gasosa, as concentrações dos reagentes e dos produtos também podem ser expressas em termos das suas pressões parciais
Para seguinte sistema em equilíbrio.
N2O4 (g) 2 NO2 (g)
Podemos escrever
Onde PNO2 e PN2O4 são respectivamente, as pressões parciais (em atm) de NO2 e N2O4 no equilíbrio. 
KP significa que as concentrações de equilíbrio estão expressas em termos de pressão.
Relação entre KC e KP 
Em que :
R = 0,0821 L.atm/K. mol
∆n = moles de produtos no estado gasoso – moles de reagentes no estado gasoso 
Exercício 1:
Coloque 2,00 mol de NOCl em um frasco de 1,00 L. No equilíbrio você encontra 0,66 mol/L de NO. Calcule K.
2 NOCl 2 NO + Cl2
Construir uma tabela:
 [NOCl]	 [NO]		[Cl2]
Inicial	
Variação 
Equilíbrio
2,00
0,00
0,00
0,66
0,33
+ 0,66
+ 0,33
- 0,66
1,34
Exercício 2:
Tem-se a reação química abaixo. Calcule a constante de equilíbrio
N2(g) + ½O2 N2O(g)	Kc(1)= 2,7X10+18 
N2(g) + O2 2 NO(g)	Kc(2)= 4,7X10-31 
[N2][O2] 
[NO]2
=
[N2][O2]½ 
[N2O]
=
N2O(g) + ½O2 2 NO(g)	Kc= ?
Kc=
[N2O][O2]½ 
[NO]2
Dados:
Kc=
Kc(2)
1
Kc(1)
Kc=
[N2O][O2]½ 
[NO]2
=
[N2][O2]½ 
[N2O]
[N2][O2] 
[NO]2
Kc(1)
Kc(2)
=
= 1,7X10-13
1
O significado de K (extensão da reação química)
aA + bB 
velocidade direta (vd)
velocidade inversa (vi)
cC + dD 
 
Kc = [Ag+] [Cl-] = 1,8 x 10-5
N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g)
Exemplo 1: valor de K elevado
Kc
[NH3]2 
[N2] [H2]3
=
Kc
= 3,5 X 108
Concentração de produtos é muito maior que a de reagentes no equilíbrio. 
A reação é fortemente produto-favorecida.
Exemplo 2: valor de K pequeno
AgCl(s) 	 Ag+(aq) + Cl-(aq)
Concentração de produtosé muito menor que a de reagentes no equilíbrio. 
A reação é fortemente reagente-favorecida.
Produto- ou Reagente- Favorecida
Produto-favorecida
Reagente-favorecida
K > 1  a concentração dos produtos (indicados no numerador) é maior que a dos reagentes (indicados no denominador).
K < 1  a concentração dos produtos (indicados no numerador) é menor que a dos reagentes (indicados no denominador).
O Significado da Magnitude de K
Perturbando um equilíbrio químico - princípio de Le Chatelier
Quando um sistema em equilíbrio é submetido a uma variação de temperatura, pressão, ou concentração de uma espécie, o sistema responde, buscando um novo equilíbrio que compensa parcialmente o impacto da variação.
Deslocar um equilíbrio químico significa fazer que a velocidade da reação direta fique diferente da velocidade da reação inversa (v1 e v2).
Perturbando um equilíbrio químico - princípio de Le Chatelier
Concentração de uma espécie
Temperatura
Pressão
Perturbando um equilíbrio químico 
Princípio de Le Chatelier
1 - Influência das variações nas concentrações
Exemplo
Na reação de síntese da amônia
N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g)
I - adicionando N2 ou H2 o equilíbrio desloca-se no sentido de formar NH3 ( ) ; 
II - removendo-se NH3 o equilíbrio desloca-se no sentido de regenerá-la ( ).
Perturbação do equilíbrio: alterando as concentrações
 A + B			 C+D
adição
A + B		 C+D
				 remoção
A + B			 	C+D
				 adição
A + B			 	C+D	
 remoção	 
aA + bB  cC + dD

2 - Influência das variações na temperatura
Um aumento na temperatura (incremento de energia) favorece a reação no sentido endotérmico.
Uma diminuição na temperatura (remoção de energia) favorece a reação no sentido exotérmico.
- para reações exotérmicas: T  Kc 
- para reações endotérmicas: T  Kc 
2 - Influência das variações na temperatura
Exemplo
A síntese da amônia é exotérmica:
N2 + 3 H2 2 NH3 H = - 17 kcal/mol
I - um aumento na temperatura favorece o sentido endotérmico ( );
II - um resfriamento (diminuição na temperatura favorece a síntese da amônia, ou seja, o sentido direto ( ).
Portanto, na produção de amônia o reator deve estar permanentemente resfriado !
3 - Influência das variações na pressão total
Um aumento na pressão total (redução de volume) desloca o equilíbrio no sentido do menor número de mols gasosos.
Uma diminuição na pressão total (aumento de volume) desloca o equilíbrio no sentido do maior número de mols gasosos.
As variações de pressão somente afetarão os equilíbrios que apresentam componentes gasosos, nos quais a diferença de mols gasosos entre reagentes e produtos seja diferente de zero (ngases  0).
Variações no volume e na pressão
N2O4 (g) 2 NO2(g)
Em geral, um aumento de pressão (diminuição no volume) favorece a reação em que há uma diminuição do número total de moles de gases (reação inversa, neste caso)
Uma diminuição da pressão (aumento no volume) favorece a reação em que há uma aumento do número total de moles de gases (neste caso, a reação direta).
3 - Influência das variações na pressão total
Exemplo
Na síntese da amônia ocorre diminuição no número de mols gasosos (ngases = - 2)
N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g) 
I - um aumento na pressão desloca o equilíbrio no sentido direto, menor no de mols( );
II - uma redução de pressão desloca o equilíbrio no sentido inverso, maior no de mols ( ).
Se a diferença de mols gasosos for nula as variações de pressão não deslocam o equilíbrio.
Síntese da amônia
- efeito da pressão total
Tirar o cheiro ruim de peixe nas mãos:
No equilíbrio, em meio aquoso, temos:
H3C–NH2   +   H2O   ⇔  H3C–NH3+  +  OH –
Exemplo de deslocamento de equilíbrio
Odor do peixe
Metilamina
H3C-NH2
Para retirar o cheiro de peixe que fica nas mãos logo após seu preparo utiliza-se suco de limão ou vinagre (solução contendo aproximadamente 6% de ácido acético).
Aplicando os conceitos de equilíbrio químico
A vida a altitudes elevadas e a produção de hemoglobina
Como explicar este fato?
Escalar uma montanha de elevada altitude pode causar dores de cabeça, náuseas, fadiga não usual e outros incómodos. 
Tudo isto são sintomas de hipoxia (deficiência na quantidade de O2 quando chega aos tecidos do corpo). 
Os alpinistas precisam de semanas para se ambientarem antes de escalarem montanhas de elevada altitude como o Monte Everest.
Uma pessoa que vive a altitude elevada durante semanas ou meses recupera gradualmente do enjoo de altitude e habitua-se ao teor do conteúdo de O2 na atmosfera, sendo capaz de funcionar normalmente.
Consideremos o seguinte sistema em equilíbrio, que representa a combinação do O2 com a molécula de hemoglobina:
Hb (aq) + O2 (aq) HbO2 (aq)
HbO2 - oxi-hemoglobina que é o composto que transporta realmente o O2 para os tecidos.
A constante de equilíbrio é:
A vida a altitudes elevadas e a produção de hemoglobina
De acordo com o Princípio de Le Châtelier, como evoluirá o sistema se a ocorrer uma diminuição da concentração de O2?
Hb (aq) + O2 (aq) HbO2 (aq)
De acordo com o Princípio de Le Châtelier, uma diminuição da concentração de O2 deslocará o sistema da direita para a esquerda. 
Hb (aq) + O2 (aq)  HbO2 (aq)
Esta variação elimina a oxi-hemoglobina, causando hipoxia.
Desde que se dê tempo suficiente o corpo é capaz de se defender desta adversidade produzindo mais moléculas de hemoglobina. O equilíbrio desloca-se então gradualmente da esquerda para a direita novamente, favorecendo a produção de oxi-hemoglobina.
100 anos de síntese da amônia, a descoberta que mudou o mundo.
Redação do Site Inovação Tecnológica - 14/10/2008
Fritz Haber e Carl Bosch.
[Imagem: Wikipedia]
Fritz Haber (1908) químico alemão: publicou o primeiro trabalho sobre a possibilidade da síntese da amônia a partir do nitrogênio e do hidrogênio atmosféricos. (Prêmio Nobel de Química, 1918).
Empresa Basf (1910) comprou sua patente. Carl Bosch (eng. metalúrgico da Basf), transformou a possibilidade teórica prevista por Haber em uma realidade prática. Os aperfeiçoamentos renderiam a Bosch o mesmo Prêmio Nobel de Química em 1931.
N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g) + calor 
K = 3,5 x 108 a 25º C
K = 0,16 a 450º C
Produção de NH3
Síntese da Amônia: Processo Haber-Bosch
NH3 pode ser transformada em nitritos e nitratos. 
essenciais para a produção tanto dos fertilizantes nitrogenados quanto de explosivos e armamentos. 
Reator 500oC
 200 atm
NH3(l) a – 33oC
 Concentração
 (mol/L)
 
[
CO
2
]
 = 
[
H
2
]
 
[
CO
]
 = 
[
H
2
O
]
 tempo
Reação com alto rendimento
 Concentração
 (mol/L)
 (CO2( = (H2(
 (CO( = (H2O(
 tempo
Reação com alto rendimento
0
2
4
6
8
10
velocidade
147
101316
tempo
velocidades e equilíbrio
velocidade direta
velocidade inversa
K
=
 
[SO
2
]
[O
2
]
K
=
 
[NH
4
+
][OH
-
]
[NH
3
]
]
O
N
[
]
NO
[
4
2
2
2
=
c
K
4
2
2
O
N
NO
2
P
P
=
P
K
n
c
P
RT
K
K
D
=
)
(
K
=
[
NO
]
2
[
Cl
2
]
[
NOCl
]
2
 
(
)
(
)
(
)
080
,
0
34
,
1
33
,
0
66
,
0
K
2
2
=
=
[
]
[
]
[
]
[
]
Concentraçõesde Produtos
Concentrações de Reagentes
CD
K 
AB
cd
ab
=
]
[Hb][O
]
[HbO
2
2
=
c
K