Aula 10 Equilíbrio Químico

Aula 10

Equilíbrio Químico

Universidade Tecnológica Federal do Paraná

Departamento Acadêmico de Química e Biologia

Dr. Tiago P. Camargo

Introdução...

Segunda Guerra Mundial (sec. XX) → compostos nitrogenados

• Apenas produzidos a partir de jazidas no Chile;

• Logística de suprimentos;

• Fritz Haber – Capaptação do nitrogênio do ar

Reações ocorriam até certo ponto.. Como interpretar isto..?

• Para uma reação em equilíbrio as reações inversa e direta continuam a ocorrer, mas a quantidade dos reagentes/produtos permanece a mesma.


Reversibilidade das reações – Algumas reações ocorrem totalmente, enquanto outras até certo ponto. Veremos o exemplo de Haber.

2( ) 2( ) 3( )3 2Fe

g g gN H NH+ ⎯⎯→

3( ) 2( ) 2( )2 3Fe

g g gNH N H⎯⎯→ +

Com o aumento de [NH3] → A velocidade da reação inversa aumenta

No momento em que as quantidades dos reagentes/prod. permanecem inalteradas a velocidade da reação direta e inversa são iguais.

2( ) 2( ) 3( )3 2g g gN H NH⎯⎯→+ ⎯⎯


Todos equilíbrios são dinâmicos – As reações continuam ocorrendo ainda que não seja visível nenhuma mudança aparente

Equilíbrios são sujeitos a mudanças de temperatura e pressão.

2 4( ) 2( )2S gN O NO⎯⎯→⎯⎯


Guldberg (Math) Waage (Chem) – Executaram experimentos com a reação entre SO2 e O2.

2( ) 2( ) 3( )2g g gSO O SO⎯⎯→+ ⎯⎯

05 Experimentos → Diferentes quantidades dos 3 gases. E após algum tempo foram determinadas as pressões parciais a 1000 K.

Resultados não faziam sentido..!!


Guldberg (Math) Waage (Chem) – Executaram experimentos com a reação entre SO2 e O2.

2( ) 2( ) 3( )2g g gSO O SO⎯⎯→+ ⎯⎯

Eles perceberam que a relação matemática era obedecida e que o valor “K” era praticamente igual.

Onde → Px = pressão parcial e P0 = pressão total

Equação simplificada


Guldberg (Math) Waage (Chem) – Observaram valores semelhantes de K para cada mistura.

Isto demonstra que o valor “K” é característico de cada reação em seu equilíbrio → Lei da ação das massas.

equilibrio

pressão parcial dos produtosK

pressão parcial dos reagentes

=

Em uma reação genérica:

Se todos os gases foram tratados como ideais:


Exemplo 01: Lei de equilíbrio da reação

2( ) 2( ) 3( )3 2g g gN H NH⎯⎯→+ ⎯⎯

Construir a equação de equilíbrio para a síntese da amônia.... ???


Exemplo 01: Lei de equilíbrio da reação

2( ) 2( ) 3( )3 2g g gN H NH⎯⎯→+ ⎯⎯

Montando a equuação:


Expressão da constante de equilíbrio: Conceito de Atividade

3( ) ( ) 2( )s s gCaCO CaO CO⎯⎯→ +⎯⎯2COK P=

( ) 4( )( ) 4 ( )g gNi s CO Ni CO⎯⎯→+ ⎯⎯4( )

4( )

Ni CO

CO

PK

P=

Na maioria dos casos lidamos em laboratório com soluções diluídas, mas em casos comconcentrações mais elevadas a concentração real é diferente da efetiva. Nestes casos usa-se umoutro tipo de medida, a Atividade.

Conceito atividade – Medida de concentração que leva em conta interação entre solutos.


Origem Termodinâmica – A equação da lei das massas foi deduzida empíricamente, porém hoje sabemos que ela possui base termodinâmica.

Reações químicas tendem a ocorrer expontâneamente até o equilíbrio, mas a direção depende da mistura de reação

• Mistura da reação ainda não formou produtos (antes do Equilíbrio) → ΔG 0 Para a reação direta .

• Mistura da reação com excesso de produtos (antes do Equilíbrio) → ΔG 0 Para a reação inversa .

• Reação em equilíbrio, não existe tendência de expontaneidade em nenhuma direção → ΔG = 0 Para a reação inversa .



Claramente o valor de ΔG varia ao longo de uma reação, até o momento em que o equilíbrio é atingido e ΔG = 0

O valor de ΔG é determinado pela diferença entre as energias livres de Gibbs para os produtos e seus reagentes

( ) ( ) ( )rG nG produtos nG reagentes quilojoules por mol = −

O valor de ΔG é a diferença entre as energias livres de Gibbs molar em um momento qualquer da reação e o ΔG0 e determinado apenas em seus estados padrão

Estado padrão – em sua forma pura e 1 mol.L-1 ou 1 bar (gases)



0 lnr rG G RT Q = +

c d

a b

C DQ

A B=

Esta equação demonstra que que a energia de Gibbs varia com as atividades ao longo de uma reação fora do equilíbrio. A expressão Q tem a mesma forma de K, mas se refere a momentos fora do equilíbrio.

No Equilíbrio Q = K ; e também ΔG = 0

0

0

0 ln

ln

r

r

G RT K

G RT K

= +

= −

Se ΔG (-) → K (+) e os produtos são favoráveis e K > 1

Se ΔG (+) → K (-) e os reagentes são favoráveis e K < 1


Experimentalmente – Como saber se uma reação no laboratório está em equilíbrio

Primeiramente calcular o valor da constante atravéz da equação 0 lnrG RT K = −

Depois calcular o valor de “Q” pelo conhecimento a partir da composição real da mistura.

Se Q < K, ΔG (-) → e a reação segue na direção os produtos;

Se Q = K, ΔG = 0 → Reação em equilíbrio;

Se Q > K, ΔG (+) → e a reação inversa é a expontânea, e os produtos tendem a se decompor nos reagentes.


Resposta do equilíbrio a mudanças de condições...

Princípio de Le Chatelier: 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.

aA bB cC dD⎯⎯→+ +⎯⎯

c d

a b

C DK

A B=

Adição de reagentes → o que acontece com K....?

Remoção de produtos o que acontece com K....?

Exercícios

Balanceie as seguintes equações usando os menores coeficientes de números inteiros, depois escreva a expressão de equilíbrio Kc para cada reação:

Use os dados a seguir, coletados a 460 ° C, e são pressões parciais de equilíbrio, para determinar K para

a reação:

(a) Calcule a energia livre de Gibbs na reação de N2(g) + 3 H2(g)→ 2 NH3(g) quando as

pressões parciais de N2, H2 e NH3 são 4,2 bar, 1,8 bar e 21 bar, respectivamente, a

uma temperatura de 400 K. Para esta reação, K = 41 a 400 K. (b) Indique se esta

mistura reacional é deve formar reagentes, formar produtos, ou está em equilíbrio.

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