EQUILÍBRIO QUÍMICO

PROF JONACIR NOVAES

Na ciência, a noção de equilíbrio é muito importante. Em Física se estuda o equilíbrio dos corpos, entendido como o resultado da ação de forças que se opõem e se anulam.

Um exemplo interessante é o da evaporação da água. Uma poça d’água, por exemplo, evapora totalmente depois de algum tempo. No entanto, se colocarmos água em um recipiente fechado, vamos verificar que a água também vai evaporando, mas, passado certo tempo,a evaporação parece parar, permanecendo o sistema indefinidamente nessa situação (se a temperatura não mudar). Afinal, o que realmente acontece dentro do recipiente? A partir do momento em que a evaporação e a condensação passam a ocorrer com velocidades iguais, dizemos que o sistema chegou a um equilíbrio.

Com as reações químicas acontecem fenômenos semelhantes. O estudo dos equilíbrios químicos, que ora estamos iniciando, é dos mais relevantes. Para percebermos a importância do assunto, basta lembrarmos as reações químicas que ocorrem em sistemas biológicos, nossa própria vida, por exemplo, não é possível sem o equilíbrio entre o O2 e o CO2 em nosso sangue, ou entre o Na+ e o K+ em nossas células, etc.

CONTEÚDOS MODELOS EXPLICATIVOS PARA O EQUILÍBRIO QUÍMICOASPECTOS QUANTITATIVOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO

FATORES QUE AFETAM O EQUILÍBRIO PRINCÍPIO DE LE CHATELIER

Analogias sobre equilíbrio químico:

INTRODUÇÃO: È à parte de química que estuda as reações reversíveis, que são as reações que ocorrem no sentido direto e no sentido inverso.

NH 3( g)N2( g) 3H2( g)+ 2Direto 1

Inverso2

V1= velocidade no sentido direto da reação. V2 = velocidade no sentido inverso da reação.

CONDIÇÕES PARA QUE OCORRA O EQUILÍBRIO QUÍMICO O equilíbrio químico se estabelece a partir do momento em que a velocidade da reação direta (V1) for igual à velocidade da reação inversa (V2). O equilíbrio químico acontece em reações reversíveis, quando ambas atinge a mesma velocidade (V1=V2) ou seja, a reação direta e a indireta ocorrem simultaneamente.

A medida que a reação avança a velocidade direta vai diminuindo e a inversa aumentando, até o momento em que as duas tornam-se iguais e a velocidade global nula ! V direta = V inversa

V1 = k1 [A]a[B]b e V2 = k2 [X]x[Y]y

EQUILÍBRIO QUÍMICO EM REAÇÕES GASOSAS

REAGENTE ↔ PRODUTO

[N2O4]

[NO2]

REAÇÕES INCOMPLETAS OU REVERSÍVEIS

São reações nas quais os reagentes não são totalmente convertidos em produtos, havendo “sobra” de reagente, ao final da reação!

Exemplo: Reações de Esterificação

CH3COOH + C2H5OH ↔ CH3COOC2H5 + H2O

2-CONSTANTE DE EQUILÍBRIO (KC): A constante de equilíbrio Kc é um número calculado a partir dos produtos e reagentes de uma reação. Esta constante mede o quanto uma reação é espontânea a uma determinada temperatura. O valor de Kc é igual ao quociente da multiplicação das concentrações molares dos produtos pela multiplicação das concentrações dos reagentes, sendo as concentrações elevadas aos respectivos coeficientes.

Kc= [produtos] = mol/L

Kc [produtos]

[reagentes] [reagentes]

[produtos]coeficiente

coeficiente

coeficiente

coeficiente

= .

.

[reagentes]

OBS.: Os Sólidos não são incluídos na determinação de Kc, pois nos sólidos a concentração é sempre constante. Os catalisadores só aumentam a velocidade da reação faz com o equilíbrio, se estabeleça mais

rapidamente não o desloca, deste modo não altera o valor do Kc. O Kc não altera a medida que a concentração varia somente quando a temperatura Varia. Para cálculo do Kc deve-se utilizar a unidade mol/L, para os participantes. Em soluções aquosas a água também não participa do Kc Quanto maior o Kc maior a probabilidade da reação direta Quanto menor o Kc maior a probabilidade da reação inversa.

EXEMPLOS:

A) C(s) +1/2 O2(g) →CO(g) B) Pb(s) + 2Cl2(g)→PbCl4(g) C) C 2H5OH(l) +3 O2(g) → 2 CO2(g) +3H2O (l)

D) 2NO(g) + O 2(g) → 2 NO 2(g) E) CH4(g) + 2O2(g) → CO2(g) + 2H2O(g)

GRÁFICOS DAS CONCENTRAÇÕES EM FUNÇÃO DO TEMPO

No equilíbrio a concentração dos reagentes e a concentração dos produtos devem ser constantes, mas não necessariamente iguais entre si.

Quando é atingido o equilíbrio químico, as reações direta e inversa continuam acontecendo, sendo portanto, este equilíbrio chamado de DINÂMICO.

EXEMPLOS:

1) O PCl5 se decompõe, segundo a equação:PCl5 ↔ PCl3 + Cl2

Ao iniciar havia 3,0 mols/L de PCl5 e ao ser alcançado o equilíbrio restou 0,5 mol/L do reagente não transformado. Calcular Kc.

PCl5 PCl3 Cl2Início 3,0 0 0reage 2,5 - -

equilíbrio 0,5 2,5 2,5

A constante de equilíbrio será:

2) Em um recipiente de 2L de capacidade encontra-se o seguinte sistema em equilíbrio: N2(g) + 3H2(g) « 2NH3 (g) .

Calcule o Kc sabendo que no equilíbrio existem 2 mols de N2 (g), 4 mols de H2(g) e 1mol de NH3(g).

3) Na reação de esterificaçãoH3CCOOH + C2H5OH« H2O + H3CCOOC2H5

Verifica-se que a 25ºC, as concentrações das substâncias em equilíbrio são:[H3CCOOH]=0,33mol/L[H2O]=0,66mol/L[C2H5OH]=0,33mol/L[H3CCOOC2H5]=0,66mol/LA constante de equilíbrio Kc, a 25 ºC, vale:a) 5,0 b)4,0 c)0,66 d)0,33 e)0,11

(Kp) CONSTANTE DE EQUILÍBRIO EM PRESSÕES PARCIAIS: A constante Kp é uma constante de equilíbrio que se aplica nos casos envolvendo gases. É calculada a partir das pressões parciais e depende somente da temperatura.

São incluídos somente as sustâncias gasosas e o equilíbrio somente se altera com a variação de temperatura.

Kp ( p produtos)

( preagentes) ( reagentes)

( produtos)coeficiente

coeficiente

coeficiente

coeficiente

= .

.

EQUILÍBRIO QUÍMICO EM REAÇÕES GASOSAS

Considere a formação da amônia, que ocorre em fase gasosa, num balão de volume V, em certa temperatura T sendo que cada gás exerce uma pressão parcial Px

N2(g) + 3H2(g) à 2 NH3(g)

Pressão de cada gás pode ser calculada a partir da expressão: A pressão de cada gás pode ser calculada a partir da expressão:

P = n . R. T / V onde: n / V = [Conc] logo: P = [Conc] R T ou P . V = n . R. T

P= pressão em atmV= volume em litrosn= nº de mols = massa em gramas / massa da tabelaR= constante 0,082 atm.L/mol.KT = temperatura em Kelvin

RELAÇÃO ENTRE KC E KP

Abaixo podemos verificar como podemos transformar KC em KP

KP=KC (R x T) Δn

Δn= n produtos - n reagentes

R=0,082 atm.L.mol-1

EXEMPLOS:1) Considere os equilíbrios Químicos a expressão correta da constante de equilíbrio Kp é:

a) Na2CO3 (g)+ CO2(g) +H2O(g) « 2NaHCO 3(s)

b) CO(g) + H2O(g)« CO2 (g) + H2(g)

2) Dada à reação, calcule o Kp:a) H2 (g) + Cl 2(g) « 2HCl (pressões respectivamente: 1,3 atm, 2 atm, 0,5 atm).

3) Calcule o Kp do sistema em equilíbrio: N2 (g) + 3 H2(g) « 2NH3(g) sabendo que,nesse equilíbrio,a determinada temperatura, as pressões parciais são dos componentes são pN2= 0,5atm, pH2=1,5atm, pNH3= 2 atm.

4) O equilíbrio H2 (g) + Cl 2(g) « 2HCl se estabelece, a 27ºC, com 4g de H2, 35,5g de Cl2 e 73g de HCl, num recipiente de 1 litro de capacidade. Calcule o valor de constante do Kp.

GRAU DE EQUILÍBRIO(α) DE UMA REAÇÃO: Em relação a um determinado reagente, o quociente entre a quantidade de mols desse reagente que realmente reagiu até o equilíbrio a quantidade inicial de mols do mesmo reagente que foi posta em reação. α= ( quantidade em mols que reagiu) / (quantidade inicial de mols)

EX.: Suponha que na reação A + B↔ c + D haja, de inicio 100mols de A .Se ao chegarmos ao equilíbrio, ainda houver 20 mols de A sem reagir, isso que reagiram 80 mols de O grau de equilíbrio em relação aos reagentes.

EQUILÍBRIOS EM REAÇÕES HETEROGÊNEASHá certas reações, nas quais se estabelece equilíbrio, em que reagentes e/ou produtos encontram-se em estados físicos distintos, como por exemplo:

I - CaCO3(s) à CaO(s) + CO2(g)

II - NH4Cl(s) à NH3(g) + HCl(g)

Nesses casos, como a concentração dos componentes sólidos não variam, as constantes não incluem tais componentes.I - Kc = [CO2] e Kp = PCO2

II - Kc = [NH3].[HCl] e Kp = PHCl . PNH3

DESLOCAMENTO DO EQUILÍBRIO QUÍMICO

(Princípio de Le Chatelier ou equilíbrio móvel)

“Quando um agente externo atua sobre uma reação em equilíbrio, o mesmo se deslocará no sentido de diminuir os efeitos causados pelo agente externo”.

Os agentes externos que podem deslocar o estado de equilíbrio são:

1. Variações nas concentrações de reagentes ou produtos;2. Variações na temperatura;3. Variações na pressão total.

Os fatores que interferem no equilíbrio são a concentração, temperatura e pressão.

CONCENTRAÇÃO

Quando adicionarmos uma porção a mais de reagente irá ocorrer um aumento na concentração desse composto que irá acarretar uma nova, reorganização dos demais o equilíbrio. Irá acarretar o deslocamento para a direita

SE ADICIONARMOS UMA MAIOR CONCENTRAÇÃO DO PRODUTO à o equilíbrio Deslocará para a esquerda

SE REMOVERMOS PARTE DO PRODUTO imediatamente ocorre uma diminuição dos reagentes a fim de restabelecer o equilíbrio.Diminuindo a velocidade inversa para favorecer a formação do produto.Deslocando o equilíbrio para direita.

INFLUÊNCIA DAS VARIAÇÕES NAS CONCENTRAÇÕES

A adição de um componente (reagente ou produto) irá deslocar o equilíbrio no sentido de consumi-lo. A remoção de um componente (reagente ou produto) irá deslocar o equilíbrio no sentido de regenerá-lo.As variações nas concentrações de reagentes e/ou produtos não modificam a constante Kc ou K

Exemplo:Na reação de síntese da amônia. N2(g) + 3 H2(g) à 2 NH3(g)

I - Adicionando N2 ou H2 o equilíbrio desloca-se no sentido de formar NH3 (D ) ; II - Removendo-se NH3 o equilíbrio desloca-se no sentido de regenerá-la ( E ).

RESUMINDO

Aumenta a concentração desloca para o lado oposto. Diminui a Concentração desloca para o mesmo lado. Em meio Aquoso: Quando adicionarmos um íon (H+ )estamos aumentando a concentração ácida o que

favorece o deslocamento para a direita. Quando adicionamos uma solução básica, os íons OH- consomem o H+ deslocando o equilíbrio para

esquerda. Quando envolver indicadores ácidos básicos:

SE ADICIONARMOS ÁCIDO: Aumentará a concentração de H+ e equilíbrio deslocará para esquerda.

SE ADICIONARMOS BASE: Os íons OH- retiram os H+ deslocando para a direita

Ex.: 2CrO4-2

(aq) + 2H+ à Cr2O7-2 + H2O (l)

amarelo laranja

CrO4-2

(aq)< Cr2O7-2 alaranjado

CrO4-2

(aq) > Cr2O7-2 amarelo

PRESSÃO: Quando aumentamos a pressão sobre um equilíbrio gasoso a temperatura constante ele se desloca no sentido da reação capaz de diminuir esse efeito.

Aumenta a pressão Contração de volume O equilíbrio desloca para o lado de menor nº de mols.

Diminui a pressão expande o volume O equilíbrio desloca-se para o lado de maior nº de mols.

E SE O Nº DE MOLS FOR O MESMO EM AMBOS OS LADOS O EQUILÍBRIO NÃO SOFRE ALTERAÇÃO.

A ADIÇÃO DE GÁS INERTE NÃO AFETA O EQUILÍBRIO DA REAÇÃOEx.: N2(g) + 3H2(g) « 2NH3 (g)

INFLUÊNCIA DAS VARIAÇÕES NA PRESSÃO TOTAL

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 (Dn gases ¹ 0).

Um aumento na pressão total (redução de volume) desloca o equilíbrio no sentido do menor número de mols gasosos.

A diminuição na pressão total (aumento de volume) desloca o equilíbrio no sentido do maior número de mols gasosos.

EXEMPLO:Na síntese da amônia ocorre diminuição no número de mols gasosos (Dn gases = - 2)

N2(g) + 3 H2(g) à 2 NH3(g)

I - Um aumento na pressão desloca o equilíbrio no sentido direto, menor no de mols (direita);II - Uma redução de pressão desloca o equilíbrio no sentido inverso, maior no de mols (esquerda ).

Se a diferença de mols gasosos for nula as variações de pressão não deslocam o equilíbrio.

TEMPERATURA

SE A REAÇÃO FOR EXOTÉRMICA:

Se aumentarmos a temperaturaDesloca o equilíbrio para esquerda

Se diminuirmos a temperaturao equilíbrio desloca para a direita

SE A REAÇÃO FOR ENDOTÉRMICA:

Se aumentarmos a temperatura o equilíbrio desloca para direita

Se diminuirmos a temperatura o equilíbrio desloca para a esquerda

Ex.: N2(g) +3 H2(g) ↔ 2NH3(g) ΔH=-26,2KcalA mudança na temperatura é o único fator que altera o valor da constante de equilíbrio (Kc ou Kp). 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.

A mudança na temperatura é o único fator que altera o valor da constante de equilíbrio (Kc ou Kp). - para reações exotérmicas: T Kc ¯

- para reações endotérmicas: T Kc

EXEMPLO:A síntese da amônia é exotérmica: N2 + 3 H2 à 2 NH3 DH = - 17 kcal/mol

I - Um aumento na temperatura favorece o sentido endotérmico ( E );II - Um resfriamento (diminuição na temperatura favorece a síntese da amônia, ou seja, o sentido direto (D).Portanto, na produção de amônia o reator deve estar permanentemente resfriado !

EXEMPLOS:1) Dado o sistema em equilíbrio: CaO(s) + 4CO(g) « CaCO3(s) +CO2 (g) ∆H= -217Kcal/mol Determine em que sentido o equilíbrio se desloca:

a) Adicionando CO(g)

b) Adicionando CaO(s)

c) Adicionando CaCO3

d) Retirando uma parte de CO2

e) Aumentando a pressãof) Diminuindo a pressãog) Aumentando da temperaturah) Introduzindo um catalisador

Escreva a expressão do Kp e do Kc

2) Considere o equilíbrio:PCl3 (g) + Cl2(g) → PCl5 (g) ∆H= -124 KJEscreva a expressão da constante de equilíbrio.Verifique qual o efeito ao sistema em equilíbrio de:a) adição de Clorob) adição do PCl3 (l) c) aumento da pressão

d) adição de um catalisadore) remover parte PCl5 (s) f) aumentar a temperatura

3) Dado o equilíbrio :2SO2(g) + O

2 (g)« 2SO3(g) ∆H=Determine em que sentido ele se deslocará quando:a) aumentarmos a pressão sobre sistemab) retirarmos O2 do sistemac) adicionarmos SO2 ao sistema. d) aumentarmos a temperatura do sistema

4) Temos o seguinte equilíbrio:CO(g) + H 2O(g) ↔ CO2(g) + H 2(g)

Queremos aumentar a concentração de CO2 nesse equilíbrio.Para isso ocorrer, devemos:a) aumentar a pressão do sistemab) diminuir a pressão do sistemac) adicionar H2 ao sistema

d) retirada H2O do sistemae) adicionar CO ao sistema

EQUILIBRIO IÔNICO DA ÁGUAESCALA DE pH E pOH

Ao trabalharmos com soluções aquosas, as concentrações de [H+] , e de [OH-] são extremamente pequenas ,da ordem de 10-3 a 10-9,etc.Evitando trabalhar com expoentes negativos de base 10, Sorensen chamou a esses expoentes (pontenz no alemão) negativos de pH, quando relativos ao H+ e de pOH, quando relativos ao OH-1.

pH= -log [H+] e pOH= - log [OH-] pH + pOH =14

0___________________________7_____________________________14 ácidos neutro básico

Cada variação de 1 unidade no pH, corresponde a 10 vezes na concentração.

EXEMPLOS:1) Calcule o pontencial hidrogênionico e hidroxiliônico das concentrações abaixo:

a) (0,01) e) 10-6

b) (0,1) f) 10-5

c) (0,001) g) 10-4

d) (0,2)2) Um suco de tomate tem pH=4 .isto significa:a) O suco tem propriedades alcalinasb) a concentração de íons H3O+ presentes no suco é de 104 mol/L c) a concentração de íons H3O+ presentes no suco é de 10-4 mol/L d) a concentração de íons OH- presentes no suco é de 104 mol/L e) a concentração de íons OH- presentes no suco é de 10-4 mol/L

3) Quando comparamos o pH da chuva ácida(pH=4) com o pH da chuva”normal”(pH=6), podemos afirmar que o primeiro é , em relação ao segundo:a) 100vezes maiorb)200 vezes maior c) 1,5 vezes maior

d) 1,5 vezes menore) 2/3 vezes menor

4) O pOH e a concentração hidrogeniônica,a 25ºC de uma solução básica 0,001 molar é respectivamente:a) 10-11 e 3 b) 11 e 3 c) 3 e 10-11 d) 1 e 13 e) 10-3 e 10-11

5) Considere as soluções abaixo e calcule o pH e o pOH de cada uma delas:solução A 0,012 M de HClsolução B 5.10-3 M de HNO3 solução C 2,5.10-2 M de NaOH