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EQUILÍBRIO QUÍMICO
Profa. Marcia M. Meier
QUÍMICA GERAL II
EQUILÍBRIO QUÍMICO
Galo meteorológico, muda de cor em função da umidade do ambiente.
EQUILÍBRIO QUÍMICO
Quando queimamos um palito de fósforo, a combustãoprocessa-se até que toda a madeira seja consumida, cessando areação. Esse tipo de reação é denominadade “irreversível”, pois se processa em um único sentido: o deconsumo dos reagentes.Na reação irreversível os reagentes são totalmente consumidosNa reação irreversível os reagentes são totalmente consumidosou pelo menos um deles (limitante).
Porém, existem várias reações em nosso cotidiano quesão reversíveis, ou seja, tanto os reagentes quanto osprodutos são consumidos e formados simultaneamente.Portanto, as reações de ida e volta processam-sesimultaneamente.
EQUILÍBRIO QUÍMICO
As reações químicas reversíveis atingem o equilíbrio quando as
velocidades da reação de ida = velocidade da reação de volta
Diz-se que há um equilíbrio dinâmico.
No Equilíbrio Dinâmico não há um momento sequer em que o “objeto de estudo” esteja parado. No equilíbrio químico, reagentes transformam-se em produtos e produtos voltam à reagentes com a mesma velocidade, de modo
que não se percebe uma mudança nas concentrações das espécies presentes.
EQUILÍBRIO QUÍMICO
EQUILÍBRIO QUÍMICO
Concentrações de produtos e reagentes coexistem sem alteração de concentração
EQUILÍBRIO QUÍMICO
No equilíbrio, a quantidade de produtos e reagentes não se altera,
mas as reações diretas ( →) e inversa (←) continuam a ocorrer, porém na
mesma velocidade.
EQUILÍBRIO QUÍMICO
Considere uma reação genérica: A → B, mas A ← B
Co
nce
ntr
ação
A A
Co
nce
ntr
ação
B B
Concentrações não se modificam ao atingir o
equilíbrio
Velocidades das reações são iguais ao atingir o equilíbrio.
EQUILÍBRIO QUÍMICO
• Considere o processo de Haber:
• Se começarmos com uma mistura de nitrogênio ehidrogênio (em quaisquer proporções), a reação
N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g)
hidrogênio (em quaisquer proporções), a reaçãoalcançará o equilíbrio com uma concentração constantede nitrogênio, hidrogênio e amônia.
• No entanto, se começarmos apenas com amônia enenhum nitrogênio ou hidrogênio, a reação prosseguiráe N2 e H2 serão produzidos até que o equilíbrio sejaalcançado.
EQUILÍBRIO QUÍMICO
Equilíbrio atingido partindo de H2/N2 na proporção 3/1
Equilíbrio atingido partindo de NH3
Não importa a composição inicial de reagentes e produtos, amesma proporção de concentrações é alcançada no equilíbrio.
EQUILÍBRIO QUÍMICO E ∆G
Na reação reversível:O sistema chega ao equilíbrio quando atinge sua energia de Gibbs mínima.
Na reação Irreversível:
A reação direta e inversa são espontâneas para síntese daamônia! Portanto, é uma reação reversível (em vermelho).
Na reação Irreversível:O ∆G mínimo é atingido quando os reagentes são convertidos completamente a produtos
A CONSTANTE DE EQUILÍBRIO
Em 1864, Cato Maximilian Guldberg e Peter Waage postularama Lei da Ação da Massa que relaciona as atividades oupressões parciais dos reagentes e produtos presentes noequilíbrio em qualquer reação.
Atividade (a): representa a população de espécies químicasAtividade (a): representa a população de espécies químicasrealmente ativas para reagir. Portanto, parte das espécies nãoestão ativas.
A CONSTANTE DE EQUILÍBRIO TERMODINÂMICA
Considere: aA + bB cC + dD
Para soluções de Concentração molar: Para gases:
Sendo que [A] o = 1 mol/L e Po = 1 bar
Para soluções Para gases
Adimensional!
A CONSTANTE DE EQUILÍBRIO TERMODINÂMICA
Para soluções Para gases
Exercício:Exercício:Escreva as expressões das constantes termodinâmicas para as reações:
a) N2 (g) + 3H2(g) 2NH3(g)
b) 2O3(g) 3O2 (g)
c) NH3(aq) + H2O(l) NH4+(aq) + OH-(aq)
A CONSTANTE DE EQUILÍBRIO TERMODINÂMICA
NH3(aq) + H2O(l) NH4+(aq) + OH-(aq)
Solvente: sua concentração praticamente não muda ao longo da reação;
G = Go então sua atividade (a) = 1G = G então sua atividade (a) = 1
CaCO3(s) CaO(s) + CO2(g)
Substâncias sólidas: está presente na forma pura, não dissolvida, portanto não há alteração de concentração;
G = Go então sua atividade (a) = 1
• Quando todos os reagentes e produtos estão em uma fase, o equilíbrio é homogêneo.
• Se um ou mais reagentes ou produtos estão em uma fase diferente, o equilíbrio é heterogêneo.
• Considere:CaCO3(s) CaO(s) + CO2(g)
A CONSTANTE DE EQUILÍBRIO TERMODINÂMICA
– experimentalmente, a quantidade de CO2 não parece depender das quantidades de CaO e CaCO3. Por quê?
• A concentração de um sólido ou um líquido puro é sua densidadedividida pela massa molar.
• Nem a densidade nem a massa molar é uma variável, as concentraçõesde sólidos e líquidos puros são constantes.
CaCO3(s) CaO(s) + CO2(g)
A CONSTANTE DE EQUILÍBRIO TERMODINÂMICA
Kc Kp KConstante de equilíbrio em termos de concentrações
Constante de equilíbrio em termos de pressões
Constante de equilíbrio em termos de atividades
Tipos de constantes de equilíbrio:
concentrações atividades
Unidades em termos de concentração, mol/L
Unidades em termos de unidades de pressão, Pa, bar, mmHg
Sem unidades (atividades sãoadimensionais)
Usada para reações em solução
Usada para reações na fase gasosa
Usada para todas as reações
EQUILÍBRIO QUÍMICO
O equilíbrio pode ser perturbado de diferentes maneiras
Aquecimento
A CONSTANTE DE EQUILÍBRIO TERMODINÂMICA
Exercício:Determine a constante de equilíbrio para a reação abaixo:N2O4 (g) 2NO2(g)
Diversos experimentos foram realizados partindo de diferentes concentrações, cujos valores obtidos são:
42
2
ON
2NO ==
P
PKP
CaCO3(s) CaO(s) + CO2(g)
RELAÇÃO ENTRE KP E KC
Como transformar Kp em Kc?
Muitos carbonatos de metais, como o calcário, decompõem-se quando aquecidos, formando óxido metálico e gás:
RELAÇÃO ENTRE KP E KC
Como transformar Kp em Kc?
N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g)
Kp em KcKp = 5,8 x 105
∆n= 2(mols produto) – 4(mols reagentes)= -2
Generalizando:
Kc = 3,5 x108
SIGNIFICADO DA CONSTANTE DE EQUILÍBRIO
Quando nominador = denominador K = 1
Quando nominador > denominador K >1 produto – favorecida
Quando nominador < denominador K<1 reagente - favorecida
SIGNIFICADO DA CONSTANTE DE EQUILÍBRIO
RELAÇÃO ENTRE K E ∆G
RELAÇÃO ENTRE K E ∆G
RELAÇÃO ENTRE K E ∆G
RELAÇÃO ENTRE K E ∆G
Exercício: Experimentalmente o metanol é sintetizado usando a reação a seguir. Calcule a constante de equilíbrio para a reação a 298K.
CO(g) + 2H2(g) CH3OH(g)
∆Gfo CO(g)= -137,2 kJ/mol; CH3OH(g)= -162,0 kJ/mol
Resposta; ∆GRo = -24,8 Kj/mol, lnK = 10,01, K = 2,2x104.
Chemistry3 pg. 334
SIGNIFICADO DA CONSTANTE DE EQUILÍBRIO
Determinando o sentido de reação• Para uma reação, a constante de equilíbrio, K, tem um valor numérico
particular quando os reagents e produtos estão em equilíbrio.Entretanto, quando os reagents e produtos em uma reação não estãoem equilíbrio é conveniente calcular o quociente de reação, Q.
• Definimos Q, o quociente da reação, para uma reação geral que não está• Definimos Q, o quociente da reação, para uma reação geral que não estáno equilíbrio
• Q = K somente no equilíbrio.
aA + bB cC + dD
ba
dc
PP
PPQ
BA
DC=
Ou concentrações.Diferença com K:Concentrações emqualquer ponto àmedida que a reaçãotranscorre.
DIREÇÃO DA REAÇÃO
Determinando o sentido de reaçãoVantagens do uso de Q:
1) Q informa se uma reação está em equilíbrio (quando Q=K)
2) Ao comparar Q e K podemos prever quais das mudançasocorrerão nas concentrações de reagentes e produtos, antes doequilíbrio ser atingido:
Q>K
Q<K Q=K
Q>K
Exemplo:a) Qual será a concentração de equilíbrio do isobutano quando a [butano]equilíbrio = 0,8 mol/L?[isobutano] = K[butano] = 2,50 x 0,80 mol/L = 2,0 mol/L
B) Agora suponha que ao acompanhar a reação ao longo do tempo, em determinado
DIREÇÃO DA REAÇÃO
reação ao longo do tempo, em determinado momento, fora do equilíbrio, você coletou amostras e encontrou [butano] = 3 mol/L e [isobutano]= 4 mol/L a 298K. Qual será o valor de Q?Q = 4,0 / 3,0 = 1,3
Avalie se neste instante a reação direta ou inversa é favorecida.Como Q<K então a reação é produto-favorecida.
DIREÇÃO DA REAÇÃO
DETERMINANDO A CONSTANTE DE EQUILÍBRIO
Quando os valores experimentais das concentrações de todos os reagentes e produtos no equilíbrio são conhecidos, pode-se calcular uma constante de equilíbrio substituindo-se os dados na expressão da constante de equilíbrio.
Exercício 1:Considere a reação de oxidação do dióxido de enxofre:
2SO2 (g) + O2(g) 2SO3(g)
Em um experimento realizado a 852 K, determina-se que as concentrações no equilíbrio são [SO2] = 3,61 x 10-3 mol/L, [O2] = 6,11 x 10-4 mol/L e [SO3]= 1,01 x 10-2 mol/L. Determine o valor de K.
K = 1,28 x 104 a 852 K
MANIPULANDO AS CONSTANTES DE EQUILÍBRIO
1) As reações químicas diretas e inversas são recíprocas entre si e as constantes de equilíbrio também são relacionadas.COMO?
2SO2 (g) + O2(g) 2SO3(g) a 852 K Kdireta = 1,28 x 104
2SO3(g) 2SO2 (g) + O2(g) a 852 K Kinversa= 7,81 x 10-5
MANIPULANDO AS CONSTANTES DE EQUILÍBRIO
2) Ao multiplicarmos uma equação química por um fator x, K será elevado a este fator x.Por exemplo:
N2O4(g) 2NO2(g) 46.6
42
2
ON
2NO ==
P
PKeq
x2
2N2O4(g) 4NO2(g) 73,412
ON
4NO2
42
2 ===P
PKK eqeq
x2
MANIPULANDO AS CONSTANTES DE EQUILÍBRIO
3) Ao somarmos equações químicas (Lei de Hess) as constantes de equilíbrio são multiplicadas.Por exemplo:
AgCl(s) Ag+(aq) + Cl-(aq) K1 = [Ag+].[Cl-]= 1,8 x 10-10
Ag+(aq) + 2NH3(aq) Ag(NH3)2+(aq)
Reação Global: AgCl(s) + 2NH3(aq) Ag(NH3)2+(aq) + Cl-(aq)
= 2,9 x 10-3
MANIPULANDO AS CONSTANTES DE EQUILÍBRIO
Resumindo• A constante de equilíbrio para o sentido inverso é o inverso daquela para o
sentido direto.
• Quando uma reação é multiplicada por um número, A constante de equilíbrio é elevada àquela potência.elevada àquela potência.
• A constante de equilíbrio para uma reação que é a soma de outras reações é o produto das constantes de equilíbrio para as reações individuais.
PERTURBANDO O EQUILÍBRIO – PRINCÍPIO DE LE CHATELIER
Qual o desejo de um químico?
Atingir o máximo rendimento possível em uma reação química!
PERTURBANDO O EQUILÍBRIO – PRINCÍPIO DE LE CHATELIER
Fatores que interferem no equilíbrio
PERTURBANDO O EQUILÍBRIO – PRINCÍPIO DE LE CHATELIER
PERTURBANDO O EQUILÍBRIO – PRINCÍPIO DE LE CHATELIER
Se a concentração de um reagente ou produto é alterada em uma reação a temperatura constante, o sistema será perturbado. No entanto, o equilíbrio será restabelecido e as concentrações de produtos e reagentes serão diferentes da situação inicial, mas o valor da constante K não altera.
EFEITO DA ADIÇÃO/REMOÇÃO DE COMPONENTES
valor da constante K não altera.
Suponha que o equilíbrio da reaçãotenha sido estabelecido em umfrasco de 1,0 L com 0,500 mol/L debutano e 1,25 mol/L de isobutano.Em seguida 1,50 mol/L de butanosão adicionados. Quais serão asconcentrações de butano e deisobutano quando o equilíbrio érestabelecido?
PERTURBANDO O EQUILÍBRIO – PRINCÍPIO DE LE CHATELIER
EFEITO DA ADIÇÃO/REMOÇÃO DE COMPONENTES
N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g)
O que ocorre se removermos constantemente a NH3 produzida?
PERTURBANDO O EQUILÍBRIO – PRINCÍPIO DE LE CHATELIER
TEMPERATURA BAIXA TEMPERATURA ELEVADA
EFEITO DA TEMPERATURA
+ calor
∆H>0
PERTURBANDO O EQUILÍBRIO – PRINCÍPIO DE LE CHATELIER
EFEITO DA TEMPERATURA
Somos rodeados por N2 e O2 e sabemos que não ocorre reação entre estes elementos em condições ordinárias. Em qual situação é possível que ocorra reação?
N2(g) + O2(g) 2NO(g) ∆Horeação = +180,6 kJ N2(g) + O2(g) 2NO(g) ∆H reação = +180,6 kJ
K Temperatura
4,5 x 10-31 298K
6,7 x 10-10 900K
1,7 x10-3 2.300K
N2(g) + O2(g) + calor 2NO(g)
PERTURBANDO O EQUILÍBRIO – PRINCÍPIO DE LE CHATELIER
EFEITO DA TEMPERATURA
2SO2 (g) + O2(g) 2SO3(g) ∆Horeação = -198 kJ
Se a temperatura aumentar como a reação abaixo será perturbada?
PERTURBANDO O EQUILÍBRIO – PRINCÍPIO DE LE CHATELIER
EFEITO DA TEMPERATURA
N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g)
O que ocorre se aquecermos o sistema?Lembrando que a reação é exotérmica:
+ calor
Dados experimentais
PERTURBANDO O EQUILÍBRIO – PRINCÍPIO DE LE CHATELIER
EFEITO DA TEMPERATURA
PERTURBANDO O EQUILÍBRIO – PRINCÍPIO DE LE CHATELIER
EFEITO DA TEMPERATURA
Reação exotérmica--------------equilíbrio desloca-se para gerar mais reagentes
Reação endotérmica------------equilíbrio desloca-se para gerar mais produtos
AUMENTANDO A TEMPERATURA:
Van´t Hoff encontrou uma relação entre os parâmetros termodinâmicos, T e K:
Ao igualar ∆Gr = ∆Hr -T ∆Sr com ∆Gr = - RT lnK
Ao analisar lnK1 – lnK2 e considerando que a entropia é constante no intervalo de temperatura considerado, obtém:
Equação de Van´t Hoff
PERTURBANDO O EQUILÍBRIO – PRINCÍPIO DE LE CHATELIER
EFEITO DA TEMPERATURA
Exemplo: A constante de equilíbrio para a reação2NO(g) N2O4(g)
Foi medida em uma faixa de temperaturas. Os resultados são apresentados na tabela. Calcule ∆H e ∆S da reação a partir do gráfico de lnK vs. 1/T
PERTURBANDO O EQUILÍBRIO – PRINCÍPIO DE LE CHATELIER
EFEITO DA PRESSÃO/VOLUME
N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g)
O que ocorre se aumentarmos a pressão no sistema?
4 moles de gás 2 moles de gás4 moles de gás 2 moles de gás
Ao aumentarmos a pressão as moléculas estarão mais próximas para se chocarem e reagirem, além disso a reação direta (geração de amônia) gera menos gás que o lado esquerdo da reação (reagentes), portanto o sistema tenderá a aumentar rendimento aumentando a pressão.
AUMENTO DA PRESSÃO DESLOCA A REAÇÃO PARA O MENOR VOLUME GASOSO!
PERTURBANDO O EQUILÍBRIO – PRINCÍPIO DE LE CHATELIER
EFEITO DA PRESSÃO/VOLUME
PERTURBANDO O EQUILÍBRIO – PRINCÍPIO DE LE CHATELIER
EFEITO DA PRESSÃO/VOLUME
Exercício:O que ocorrerá a esta reação quando a pressão for aumentada à mesma temperatura?
PCl5(g) PCl3(g) + Cl2(g)
PERTURBANDO O EQUILÍBRIO – PRINCÍPIO DE LE CHATELIER
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