SE ADICIONARMOS BASE: Os íons OH- retiram os

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RESUMO DE QUÍMICA-3ºTRIMESTRE
EQUILÍBRIO QUÍMICO
Nome:___________________________________________________SÉRIE: 2º ANO
INTRODUÇÃO: È à parte de química que estuda as reações reversíveis, que são as reações que ocorrem no
sentido direto e no sentido inverso.
N 2(g)
+ 3H 2(g)
Direto 1
Inverso2
2 NH 3(g)
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 =
Kc= [produtos] = mol/L
[reagentes]
coeficiente
[produtos]
.
coeficiente
[produtos]
[reagentes]coeficiente [reagentes]coeficiente
.
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
transformado. Calcular Kc.
PCl5
PCl3
Início
3,0
0
reage
2,5
equilíbrio
0,5
2,5
A constante de equilíbrio será:
restou 0,5 mol/L do reagente não
Cl2
0
2,5
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 esterificação
H3CCOOH + 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/L
A 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.
coeficiente
Kp = ( p produtos)
( preagentes)
.
(produtos)
coeficiente
coeficiente
. (reagentes)
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)  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
logo: P = [Conc] R T
ou P . V = n . R. T
onde: n / V = [Conc]
P= pressão em atm
V= volume em litros
n= nº de mols = massa em gramas / massa da tabela
R= constante 0,082 atm.L/mol.K
T = 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 HETEROGÊNEAS
Há 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)  CaO(s) + CO2(g)
II - NH4Cl(s)  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  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) 
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+  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
Diminui a pressão
expande o volume
O equilíbrio desloca para o
lado de menor nº de mols.
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 REAÇÃO
Ex.: 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 (n gases  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 (n gases = - 2)
N2(g) + 3 H2(g)  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 temperatura
Desloca o equilíbrio para esquerda
Se diminuirmos a temperatura
o 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=-26,2Kcal
A 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  2 NH3
H = - 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
Escreva a expressão do Kp e do Kc
e) Aumentando a pressão
f) Diminuindo a pressão
g) Aumentando da temperatura
h) Introduzindo um catalisador
2) Considere o equilíbrio:
PCl3 (g) + Cl2(g) → PCl5 (g) ∆H= -124 KJ
Escreva a expressão da constante de equilíbrio.Verifique qual o efeito ao sistema em equilíbrio de:
a) adição de Cloro
d) adição de um catalisador
b) adição do PCl3 (l)
e) remover parte PCl5 (s)
c) aumento da pressão
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 sistema
b) retirarmos O2 do sistema
c) 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 sistema
d) retirada H2O do sistema
b) diminuir a pressão do sistema
e) adicionar CO ao sistema
c) adicionar H2 ao sistema
EQUILIBRIO IÔNICO DA ÁGUA
ESCALA 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 alcalinas
b) 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 maior
d) 1,5 vezes menor
b)200 vezes maior
e) 2/3 vezes menor
c) 1,5 vezes maior
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 HCl
solução B 5.10-3 M de HNO3 solução C 2,5.10-2 M de NaOH
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