Equilíbrio Químico

1. Equilíbrio Químico Alunos: 16972-Luis Fernando Villa Rios 16978-Pedro Afonso C. F. Leite 16985- Wagner de Barros Neto 1/32

2. Conceito de equilíbrio Equilíbrio químico é o estado da reação em que a velocidade na qual os produtos são formados a partir dos reagentes é igual à velocidade na qual os reagentes são formados a partir dos produtos. 2/32

3. Temos a reação abaixo, que ilustra como o equilíbrio é atingido: A(G) B(G) Reação direta: A (G) B(G) vd = kd [A] Reação inversa: B (G) A(G) vi = ki [B] Com kd e ki constantes de velocidade para as reações direta e inversa 3/32

4. Para substâncias gasosas, podemos usar a equação do gás ideal para converter concentração em pressão Logo, Para as substâncias A e B, portanto, Reação direta: Vd =kd.Pa/RT Reação inversa: Vi= ki.Pb/ RT 4/32

5. A reage forma B Pressão parcial Pa Pb Tempo Pa vd Velocidade Pb vi Tempo 5/32

6. No equilíbrio, vd =vi. Logo: Como o equilíbrio é estabelecido, Pa e Pb não mais variam. O resultado é uma mistura em equilíbrio de A e B. Mas mesmo em equilíbrio, A e B continuam a reagir. O equilíbrio é dinâmico. No equilíbrio não existe variação líquida em suas quantidades. 6/32

7. Uma importante reação química é a síntese da amônia, a partir de nitrogênio e hidrogênio: N2(G) + 3H2(G) 2NH3(G) Essa reação é a base do Processo de Haber para sintetizar a amônia 7/32

8. Constante de equilíbrio Tomando o Processo de Haber como exemplo, se variarmos sistematicamente as quantidades relativas dos gases na mistura de partida e analisarmos as misturas de gases no equilíbrio, podemos determinar a relação entre as pressões parciais no equilíbrio. A Lei de ação da massa expressa a relação entre as concentrações dos reagentes e produtos presentes no equilíbrio em qualquer reação. aA +bBcC + dD De acordo com a Lei de massa, a condição de equilíbrio é expressa por: keq = (Pc)c.(Pd)d / (Pa)a.(Pb)b Com os reagentes e produtos na fase gasosa 8/32

9. De acordo com a Lei de ação da massa, a condição de equilíbrio é expressa por: Com os reagente e produtos na fase gasosa Variação nas pressões parciais em direção ao equilíbrio. Para N2 + 3 H2 2NH3 . O equilíbrio é atingido começando com o H2 e N2na proporção de 3:1 no primeiro caso. O equilíbrio é atingido começando com NH3 no segundo caso 9/32

10. Quando os reagentes e produtos estão todos em uma mesma solução, a condição de equilíbrio é expressa pelo mesmo tipo de equação, mas com concentrações em quantidade de matéria: Essa é uma relação chamada de expressão da constante de equilíbrio. Keq é a constante de equilíbrio, obtida pelas expressões anteriores. 10/32

11. Ordem de grandeza das constantes de equilíbrio aA +bB cC + dD Se : k>>1: equilíbrio encontra-se à direita; predominam os produtos k<<1: equilíbrio encontra-se à esquerda; predominam os reagentes 11/32

12. O sentido da equação química e Keq O sentido no qual escrevemos uma reação química para um equilíbrio é arbitrário. Por exemplo, o equilíbrio N2O4 – NO2, como: N2O4(g) NO2(g) Para essa equação, temos: Keqd . Keqi = 6,46 . 0,155 = 1 12/32

13. Manipulando os valores de Keq • A constante de equilíbrio de uma reação no sentido inverso é o inverso da constante de equilíbrio no sentido direto; • A constante de equilíbrio de uma reação multiplicada por um número é a constante de equilíbrio elevada à potência igual àquele número; • A constante de equilíbrio para uma reação líquida montada em duas etapas é o produto das constantes de equilíbrio para as etapas individuais. 13/32

14. Equilíbrios Heterogêneos Em muitos equilíbrios, quando todas as substâncias estão numa mesma fase, o equilíbrio é chamado de equilíbrio homogêneo. Caso as substâncias estejam em diferentes fases, o equilíbrio é chamado de equilíbrio heterogêneo. No caso do heterogêneo, o cálculo da constante de equilíbrio é feito da mesma forma que o homogêneo, mas excluindo os sólidos e os líquidos puros da expressão da constante. Ou seja, só se representa a parte homogênea. 14/32

15. Resumindo: • As pressões parciais dos gases são substituídas na expressão da constante de equilíbrio. • As concentrações molares das espécies dissolvidas são substituídas na expressão da constante de equilíbrio. • Os sólidos puros, os líquidos e os solventes não são incluídos na expressão da constante de equilíbrio. • Aplicando essas regras à decomposição do carbonato de cálcio: • CaCO3(s) CaO(s) + CO2(g) • Obtém-se a expressão da constante de equilíbrio: • Keq= PCO2 15/32

16. A decomposição do CaCO3 é um equilíbrio heterogêneo. À mesma temperatura, a pressão de CO2 é igual nos dois recipientes, mesmo que as quantidades relativas de CaCO3 e CaO sejam diferentes entre si. CaO CaCO3 CaO CaCO3 16/32

17. Cálculo das constantes de equilíbrio Geralmente não se sabe as concentrações no equilíbrio de todas as espécies químicas em um equilíbrio, mas se tivermos a concentração no equilíbrio de no mínimo uma espécie, podemos geralmente usar a estequiometria da reação para deduzir as concentrações no equilíbrio das outras espécies na equação química. 17/32

18. Usa-se o seguinte procedimento para se fazer isso: • Tabelar as concentrações iniciais e no equilíbrio de todas as espécies na expressão da constante de equilíbrio. • Para as espécies que tanto a concentração inicial quanto a do equilíbrio são conhecidas, calcula-se a variação na concentração que ocorre à medida que o sistema atinge o equilíbrio. • Usa-se a estequiometria da reação (coeficientes na equação química balanceada) para calcular as variações para todas as outras espécies no equilíbrio. • A partir das concentrações iniciais e das variações na concentração, calculam-se as concentrações no equilíbrio. Estas são usadas para avaliar a constante de equilíbrio. 18/32

19. Aplicações das constantes de equilíbrio Determinando o sentido de reação Quando substituímos as pressões parciais ou concentrações dos produtos e reagentes na expressão da constante de equilíbrio, o resultado é conhecido como quociente da reação, representado pela letra Q. 19/32

20. Q < Keq: reação caminha da esquerda para a direita; Q = Keq: sistema em equilíbrio e não tende a variar; Q > Keq: reação caminha da direita para a esquerda; 20/32

21. Princípio de Le Châtelier No desenvolvimento para a produção de amônia, Haber buscou os fatores que poderiam ser variados para aumentar o rendimento de NH3. Usando os valores da constante de equilíbrio a várias temperaturas, ele calculou as quantidades de NH3 formadas no equilíbrio sob várias condições. A porcentagem de NH3 presente no equilíbrio diminui com o aumento da temperatura e aumenta com o aumento da pressão. 21/32

22. 22/32

23. O princípio de Le Châtelier pode ser exposto como segue: Se um sistema em equilíbrio é perturbado por uma variação na temperatura, pressão ou concentração de um dos componentes, o sistema deslocará sua posição de equilíbrio de tal forma a neutralizar o efeito do distúrbio. 23/32

24. Efeitos da variação de concentrações Se um sistema químico está em equilíbrio e adicionarmos uma substância (reagente ou produto), a reação de deslocará de tal forma a restabelecer o equilíbrio pelo consumo de parte da substância adicionada. Mas se um sistema que está em equilíbrio e removemos uma substância, a reação se deslocará de tal forma a produzir mais daquela substância. N2(G) + 3H2(G) 2NH3(G) 24/32

25. Efeitos das variações de volume e pressão Se aumentarmos a pressão ou (diminuirmos o volume), o equilíbrio se deslocará no sentido de menor volume gasoso. Caso contrário o equilíbrio se deslocará no sentido de maior volume gasoso. DIMINUIÇÃO DA PRESSÃO C(S) + H2O(G) CO(G) + H2(G) AUMENTO DA PRESSÃO 25/32

26. Efeito das variações de temperatura • Um aumento da temperatura desloca o equilíbrio no sentido endotérmico e uma diminuição da temperatura desloca o equilíbrio no sentido exotérmico. • Endotérmica: • Reagentes + calor produtos • Aumento de T resulta em aumento de Keq • Exotérmica: • Reagentes produtos + calor • Aumento de T resulta em diminuição de Keq 26/32

27. AUMENTO DE TEMPERATURA Co(H2O6)62+(aq) + 4 HCl(aq) CoCl42- +6 H2O(l) ΔH>0 rosa – claro azul – escuro DIMINUIÇÃO DE TEMPERATURA A temperatura ambiente, tanto os íons rosa Co(H2O6)62+ quanto os azuis CoCl42- estão presentes em quantidades significativas, resultando a cor violeta à solução. O aquecimento da solução desloca o equilíbrio para a direita, formando mais CoCl42- azul. O resfriamento da solução desloca o equilíbrio para a esquerda, formando mais Co(H2O6)62+ rosa. A temperatura ambiente: violeta Aquecido: azul Resfriado : rosa 27/32

28. Efeito do catalisador O catalisador diminui a energia de ativação da reação direta na mesma proporção que a energia da reação inversa. Consequentemente, o catalisador aumenta a velocidade na qual o equilíbrio é atingido, mas não a composição da mistura no equilíbrio. O valor da constante de equilíbrio para uma reação não é afetado pela presença do catalisador. 28/32

29. Equilíbrio químico no cotidiano Processo de Haber O Processo de Haber é, com certeza, um dos mais importantes papéis do equilíbrio químico. Consiste na fixação do nitrogênio, que é a conversão de N2 e H2 em NH3. Sua importância se deve ao uso da amônia como fertilizante na agricultura. O processo desenvolvido para sintetizar a amônia requer o uso de temperaturas e pressões bastante altas, de aproximadamente 500°C e 200 atm. 29/32

30. Remoção do odor característico do peixe O cheiro do peixe é causado por um composto de fórmula CH3 – NH3, chamado metilamina, proveniente da decomposição de certas proteínas do peixe. Esse composto é uma base, parecida com o NH3 . CH3-NH3 + H2O CH3-NH3+ + OH- O limão e o vinagre são ácidos e neutralizam os íons OH- , o que fará o equilíbrio se deslocar no sentido de produzir o OH- perdido, reduzindo a quantidade de metilamina e consequentemente, o cheiro de peixe. 30/32

31. Lentes Fotocromáticas: a tecnologia fotossensível Essas lentes contêm corantes fotossensíveis que fazem com que a lente seja escurecida quando exposta aos raios ultravioleta. Quando a luz ultravioleta diminui, as lentes clareiam novamente. À medida que as condições de luz ao ar livre mudam, o nível de escurecimento se ajusta, criando o nível certo de tonalidade e permitindo a quantidade certa de luz entrar nos olhos. A reação é semelhante à do nitrato de prata numa emulsão fotográfica. A diferença é que nas lentes a reação é reversível, ou seja, longe do sol, tornam a clarear. 31/32

32. Química: A Ciência Central – Brown, Lemay, Bursten 9ª edição • Química: Físico-química – Martha Reis, 1ª edição • Site Lentes Transition: http://pt-la.transitions.com/ 32/32