Equilíbrio quimico

Disciplina: Química
Prof.: Ivo
Turma: TR
30/09/2016
Tema da aula: Equilíbrio Químico
Equilíbrio Químico
1. Conceito
Ocorre quando, em uma reação reversível, a velocidade da reação direta é igual à
velocidade da reação inversa. Uma vez atingido o estado de equilíbrio, as concentrações de
reagentes e produtos permanecem constantes. Consideremos a equação genérica:
onde: v1 é a velocidade da reação direta e v2 a velocidade da reação inversa.
No início v1 é o máximo porque as concentrações de A e B apresentam valores
máximos, enquanto que v2 é igual a zero, porque C e D ainda não foram formados. À
medida que a reação ocorre, A e B diminuem, e C e D aumentam, portanto v 1 diminui e v2
aumenta, até que as duas velocidades se igualem. No instante em que v1 = v2, podemos
dizer que o sistema atinge o estado de equilíbrio.
Atingido o estado de equilíbrio, a reação química continua a ocorrer (nível
microscópico) nos dois sentidos, com a mesma velocidade e, portanto, as concentrações de
reagentes e produtos ficam constantes. Por isso, podemos dizer que o equilíbrio é um
equilíbrio dinâmico.
Ao considerarmos o sistema como um todo (nível macroscópico), aparentemente a
reação “parou” de acontecer, porque as concentrações de reagentes e produtos permanecem
inalterados indefinidamente.
Para que o estado de equilíbrio possa ser atingido, é necessário que:
– o sistema encontre-se num recipiente fechado;
– a temperatura fique constante.
Graficamente, podemos representar:
2. Grau de Equilíbrio (α)
Indica a porcentagem em mols de uma determinada espécie que reagiu para estabelecer
o equilíbrio. Podemos representar:
Exemplo
Consideramos a reação x → y + z, em que, no início, encontramos 2,00 mols de x e
no equilíbrio são encontrados 0,80 mols de x sem reagir. Concluímos, então, que reagiu
2,00 – 0,80 = 1,20 mols de x. O grau de equilíbrio fica:
Concluindo, podemos dizer que quanto maior o valor de α no equilíbrio,
encontramos menor sobra de reagentes em maior quantidade de produtos. Quanto menor o
valor de α no equilíbrio, encontramos muita sobra de reagentes e pouco produto.
3. Constante de Equilíbrio em Termos das Concentrações Molares (Kc)
Dada uma reação reversível qualquer:
aA + bB
cC + dD
Aplicando-se a lei da ação das massas de Guldberg-Waage, temos:
A constante de equilíbrio Kc é, portanto, a razão das concentrações dos produtos da reação
e das concentrações dos reagentes da reação, todas elevadas a expoentes que correspondem
aos coeficientes da reação.
Observações
a) A constante de equilíbrio Kc varia com a temperatura;
b) Quanto maior o valor de Kc , maior o rendimento da reação, já que no numerador temos
os produtos e no denominador os reagentes. Portanto, comparando valores de Kc em duas
temperaturas diferentes, podemos saber em qual destas a reação direta apresenta maior
rendimento;
c) A constante de equilíbrio é adimensional, ou seja, não possui unidade. Em determinados
vestibulares pode aparecer unidade. Fique esperto!!!
4. Constante de Equilíbrio em Termos das Pressões Parciais (Kp)
Quando os componentes do equilíbrio são substâncias gasosas, além da constante Kc,
podemos expressar a constante de equilíbrio em termos de pressões parciais (Kp).
Assim para a reação:
aA(g) + bB(g)
cC(g) + dD(g)
a constante de equilíbrio pode ser:
constante de equilíbrio em termos de concentração molar Kc
ou
constante de equilíbrio em termos de pressões parciais Kp
Portanto, concluímos que Kp é a razão entre o produto das pressões parciais dos
produtos gasosos e o produto das pressões parciais dos reagentes gasosos, estando todas as
pressões elevadas a expoentes iguais aos respectivos coeficientes, na equação química
balanceada.
Por exemplo:
H2(g) + I2(g)
2HI(g)
Observação
Para equilíbrio em sistemas que contenha sólidos, o estado sólido não participa das
expressões Kp e Kc, o estado líquido participa somente de Kc, e o estado gasoso participa
das duas expressões.
Exemplos
a) CaCO3 (s)
Kc = [CO2]
Kp = p
CO2
b)
Kp = pH2
CaO(s) + CO2 (g)
5. Deslocamento de Equilíbrio
Já sabemos que toda reação química reversível tende a um equilíbrio em que as
velocidades da reação direta e inversa são iguais:
Reagentes
Produtos
onde: V1=V2
Em conseqüência, as concentrações de cada substância presente no equilíbrio
permanecem inalteradas. Qualquer fator que altere esta condição (v 1 = v2) desequilibra a
reação, até se atingir um novo equilíbrio, no qual as concentrações dos reagentes e produtos
se modificaram em relação aos valores originais.
Em resumo, podemos dizer que deslocar o equilíbrio significa provocar diferença
nas velocidades das reações direta e inversa, e, conseqüentemente, modificações nas
concentrações das substâncias, até que um novo estado de equilíbrio seja atingido.
Se, no novo equilíbrio, a concentração dos produtos for maior que a concentração
original, dizemos que houve deslocamento para a direita (sentido de formação dos
produtos), já que v1 foi maior que v2:
Reagentes
Produtos
No entanto, se a concentração dos reagentes for maior do que na situação anterior de
equilíbrio, dizemos que houve deslocamento para a esquerda (sentido de formação dos
reagentes), já que v2 foi maior que v1:
Reagentes
Produtos
Em 1884, Le Chatelier enunciou o princípio geral que trata dos deslocamentos dos
estados de equilíbrio, que ficou conhecido como Princípio de Le Chatelier.
“Quando uma força externa age sobre um sistema em equilíbrio, este se desloca,
procurando anular a ação da força aplicada.”
As forças capazes de deslocar o equilíbrio químico são:
a) pressão sobre o sistema;
b) temperatura;
c) concentração dos reagentes ou produtos.
5.1. Concentração dos Participantes do Equilíbrio
Um aumento na concentração de qualquer substância (reagentes ou produtos)
desloca o equilíbrio no sentido de consumir a substância adicionada. O aumento na
concentração provoca aumento na velocidade, fazendo com que a reação ocorra em maior
escala no sentido direto ou inverso.
Diminuindo a concentração de qualquer substância (reagentes ou produtos)
desloca-se o equilíbrio no sentido de refazer a substância retirada. A diminuição na
concentração provoca uma queda na velocidade da reação direta ou inversa, fazendo com
que a reação ocorra em menor escala nesse sentido.
Exemplos
1o) 2 CO(g) + O2(g)
2 CO(g)
O aumento na concentração de CO ou O2 provoca aumento em v1, fazendo com que
v1 > v2; portanto, o equilíbrio desloca-se para a direita.
A diminuição na concentração de CO ou O2 provoca queda em v1, fazendo com que
v1 < v2; portanto, o equilíbrio desloca-se para a esquerda.
2o) C(s) + CO2(g)
2 CO(g)
Para equilíbrio em sistema heterogêneo, a adição de sólido (C (s)) não altera o estado
de equilíbrio, pois a concentração do sólido é constante e não depende da quantidade.
Observação
Tudo o que foi discutido para a concentração também é válido para as pressões parciais em
sistemas gasosos.
Por exemplo: H2(g) + I2(g)
2 HI(g)
- Aumento na pressão parcial de H2 ou I2, o equilíbrio desloca-se para a direita.
- Diminuindo a pressão parcial de H2 ou I2, o equilíbrio desloca-se para a esquerda.
5.2. Pressão Total sobre o Sistema
Um aumento na pressão desloca o equilíbrio no sentido do menor volume gasoso.
Uma diminuição na pressão desloca o equilíbrio no sentido do maior volume gasoso.
Exemplo:
• Aumento de pressão desloca o equilíbrio para a direita (menor volume).
• Diminuindo a pressão, desloca-se o equilíbrio para a esquerda (maior volume).
Existem equilíbrios que não são afetados pela pressão:
• não é observada variação de volume:
• não encontramos reagentes e nem produto no estado gasoso
CH3 – COOH(l) + CH3 – CH2OH(l)
CH3COOC2H5(l) + H2O(l)
5.3.
Temperatura
Um aumento na temperatura desloca o equilíbrio no sentido endotérmico. Uma diminuição
na temperatura desloca o equilíbrio no sentido exotérmico.
Exemplo:
N2 + 3 H2
2 NH3
ΔH = – 26,2 kcal
•. Um aumento na temperatura desloca o equilíbrio para a esquerda (endotérmico).
•. Diminuindo a temperatura, desloca-se o equilíbrio para a direita (exotérmico).
A temperatura é o único fator que desloca o equilíbrio e altera o valor da constante
de equilíbrio. Por exemplo, um aumento na temperatura provoca aumento do valor da
constante de equilíbrio para reações endotérmicas (ΔH >0) e diminuição para exotérmicas
(ΔH < 0).
Observação
O catalisador não desloca o equilíbrio porque aumenta a velocidade da reação direta e
inversa na mesma proporção. O catalisador apenas diminui o tempo necessário para que o
estado de equilíbrio seja atingido.
6. Equilíbrio Iônico
Considere o eletrólito AB em solução aquosa:
AB
A+ + B–
Sua ionização (se AB for molecular) ou sua dissociação (se AB for iônico) também
é um fenômeno reversível e, assim sendo, atingirá, após determinado tempo, o equilíbrio
químico. Este equilíbrio será agora chamado de equilíbrio iônico porque aparecem íons.
Importante ressaltar que, no caso de bases fortes e sais solúveis, não podemos falar em
equilíbrio iônico, já que a reação inversa não se processa (a dissociação não é reversível).
Exemplos
(não reversível)
(não reversível)
Se considerarmos a ionização do HNO2:
A exemplo de equilíbrios anteriores, podemos escrever que sua constante de equilíbrio é:
Esta constante de equilíbrio, Kc, recebe agora o nome particular de constante de ionização
ou constante de dissociação iônica e é representada por Ki, Ka (no caso de ácidos) ou Kb (no
caso de bases).
Observações
a) Ki varia com a temperatura.
b) Quando a ionização de um eletrólito apresentar várias etapas, temos para cada etapa uma
constante de ionização:
Observe que a primeira constante de ionização de ácido fosfórico é maior que a segunda,
que, por sua vez, é maior que a terceira, indicando que a primeira ionização de um eletrólito
ocorre mais intensamente que as outras subseqüentes.
c) Valores altos de Ki indicam eletrólitos fortes que são, portanto, muito dissociados ou
ionizados; enquanto valores baixos indicam que o eletrólito é fraco.
Na tabela seguinte, temos valores de Ka de alguns ácidos:
7. Equilíbrio Iônico da Água (Kw)
A água é um eletrólito extremamente fraco, que se ioniza segundo a equação:
H2O + H2O
H3O+ + OH–
Ou simplesmente:
H2O
H+ + OH–
Como toda ionização, a da água também atinge um equilíbrio, chamado equilíbrio
iônico da água. Um litro de água a 25 ºC tem massa igual a 1.000 g, portanto, em 1 litro,
temos aproximadamente 55,5 mols de água:
Destes 55,5 mols, constata-se experimentalmente que apenas 10–7 mols sofrem
ionização.
A constante de ionização da água pode ser determinada pela equação:
No entanto, a 25 ºC, a quantidade de água que fica sem se ionizar assume o valor de
(55,5 – 10–7) mols/L, que é praticamente o valor inicial de 55,5 mols/L. Podemos então
concluir que a concentração de água ([H2O]) é praticamente constante e, portanto,
O produto iônico da água, Kw, tem valor igual a 10–14 a 25 ºC. Kw é uma constante
de equilíbrio e como tal não é afetada pela variação na concentração de H + ou OH–, mas
varia com a temperatura.
– Para soluções ácidas: [H+] > [OH-]
– Para soluções básicas: [H+] < [OH-]
– Para soluções neutras (ou água pura): [H+] = [OH-]
A 25 °C podemos afirmar que:
Soluções ácidas
[H+] > 10-7 mol/L
[OH-] < 10-7 mol/L
Soluções Básicas ou alcalinas
[H+] < 10-7 mol/L
[OH-] > 10-7 mol/L
Soluções neutras
[H+] = [OH-]
8. pH e pOH
Para não se trabalhar com potências negativas, como, por exemplo,
Peter L. Sörensen propôs uma nova escala para as medidas de acidez e basicidade das
soluções, utilizando logaritmo segundo as definições:
A letra p, minúscula, significa potencial; portanto:
– pH é o potencial hidrogeniônico da solução;
– pOH é o potencial hidroxiliônico da solução.
8.1. Para soluções ácidas
Exemplo
Qual o pH de uma solução de concentração hidrogeniônica igual a 10–5 ?
8.2. Para Soluções Básicas
Exemplo
Portanto, a 25°C:
8.3. Relação entre pH e pOH
Portanto:
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1)
2)
3)
4)
(Fuvest-SP) Ao abastecer um automóvel com
gasolina, é possível sentir o odor do combustível a
certa distância da bomba. Isso significa que, no ar,
existem moléculas dos componentes da gasolina,
que são percebidas pelo olfato. Mesmo havendo,
no ar, moléculas de combustível e de oxigênio, não
há combustão nesse caso. Três explicações
diferentes foram propostas para isso:
I. As moléculas dos componentes da gasolina e as
do oxigênio estão em equilíbrio químico e, por
isso, não reagem.
II. À temperatura ambiente, as moléculas dos
componentes da gasolina e as do oxigênio não têm
energia suficiente para iniciar a combustão.
III. As moléculas dos componentes da gasolina e
as do oxigênio encontram-se tão separadas que não
há colisão entre elas.
Dentre as explicações, está correto apenas o que se
propõe em
a) I.
b) II.
c) III.
d) I e II.
e) II e III.
(Fuvest-SP) A altas temperaturas, N2 reage com
O2 produzindo NO, um poluente atmosférico:
N2(g) + O2(g) = 2 NO
À temperatura de 2000 kelvins, a constante do
equilíbrio acima é igual a 4,0 x 10 -4. Nesta
temperatura, se as concentrações de equilíbrio de
N2 e O2 forem, respectivamente, 4,0 x 10-3 e 1,0 x
10-3 mol/L, qual será a de NO?
(Fuvest-SP) O equilíbrio de dissociação do H2S
gasoso é representado pela equação
2H2S(g) = 2 H2(g) + S2(g)
Em um recipiente de 2,0 dm3 estão em equilíbrio
1,0 mol de H2S, 0,20 mol de H2 e 0,80 mol de S2.
Qual o valor da constante de equilíbrio Kc?
a) 0,016.
b) 0,032.
c) 0,080.
d) 12,5.
e) 62,5.
(Fuvest-SP) A reação reversível
CO + H2O ⇌ CO2 + H2,
em fase gasosa, admite os seguintes valores para a
constante de equilíbrio K:
Partindo-se de uma mistura equimolar de CO e
H2O:
a) quais os compostos predominantes no equilíbrio,
a 225°C?
b) em qual das temperaturas acima mencionadas as
concentrações dos reagentes e dos produtos, no
equilíbrio, são aproximadamente iguais?
5)
(Unicamp-SP) Em um recipiente de 1,0 dm3,
introduziu-se 0,10 mol de butano gasoso que, em
presença de um catalisador, isomerizou-se em
isobutano:
butano(g) ⇌isobutano(g)
A constante desse equilíbrio é 2,5 nas condições do
experimento.
a) Qual a concentração em mol/dm3 do
isobutano no equilíbrio?
b) Calcule o grau de equilíbrio.
c) Construa um gráfico mostrando a variação das
concentrações de butano e isobutano com o
passar do tempo.
6)
(Fuvest-SP) Um recipiente fechado de 1 litro
contendo inicialmente, à temperatura ambiente, 1
mol de I2 e 1 mol de H2 é aquecido a 300ºC. Com
isto estabelece-se o equilíbrio
H2 + I2 ⇌ 2 HI,
cuja constante é igual a 1,0 x 102.
Qual a concentração em mol/L, de cada uma das
espécies H2, I2 e HI, nessas condições?
7)
(Fuvest-SP) A isomerização catalítica de parafinas
de cadeia não ramificada, produzindo seus
isômeros ramificados, é um processo importante na
indústria petroquímica. A uma determinada
temperatura e pressão, na presença de um
catalisador, o equilíbrio
n-butano(g) ⇌ isobutano(g)
é atingido após certo tempo, sendo a constante de
equilíbrio igual a 2,5. Nesse processo, partindo
exclusivamente de 70,0 g de n-butano, ao se atingir
a situação de equilíbrio, x gramas de n-butano
terão sido convertidos em isobutano. O valor de x
é
a) 10,0. b) 20,0. c) 25,0. d) 40,0. e) 50,0.
8)
(Unesp-SP) O equilíbrio gasoso
N2O4 ⇌ 2 NO2
apresenta, a uma dada temperatura, constante de
equilíbrio Kc = 2. Nessa temperatura foram feitas
duas misturas, A e B, cada uma acondicionada em
recipiente fechado, isolado e distinto. As condições
iniciais são mostradas na tabela.
a)
b)
Efetue os cálculos necessários e conclua se a
mistura A se encontra ou não em situação de
equilíbrio.
Efetue os cálculos necessários e conclua se a
mistura B se encontra ou não em situação de
equilíbrio.
9)
(Unesp-SP) O hidrogênio pode ser obtido do
metano, de acordo com a equação química em
equilíbrio:
CH4(g) + H2O(g) ⇌ CO(g)+3H2(g)
A constante de equilíbrio dessa reação é igual a
0,20 a 900 K, as pressões parciais de CH4(g) e de
H2O(g) são ambas iguais a 0,40 atm e a pressão
parcial de H2(g) é de 0,30 atm.
a) Dê a expressão da constante de equilíbrio.
b) Calcule a pressão parcial de CO(g) no
equilíbrio.
10) (Fuvest-SP) Certas quantidades de água comum
(H2O) e de água deuterada (D2O) — água que
contém átomos de deutério em lugar de átomos de
hidrogênio — foram misturadas. Ocorreu a troca
de átomos de hidrogênio e de deutério, formandose moléculas de HDO e estabelecendo-se o
equilíbrio (estado I)
H2O + D2O ⇌ 2 HDO
As quatidades, em mols, de cada composto no
estado I estão indicadas pelos patamares, à
esquerda, no diagrama. Depois de certo tempo,
mantendo-se a temperatura constante, acrescentouse mais água deuterada, de modo que a quantidade
de D2O, no novo estado de equilíbrio (estado II),
fosse o triplo daquela antes da adição. As
quantidades, em mols, de cada composto
envolvido no estado II estão indicadas pelos
patamares, à direita, no diagrama.
A constante de equilíbrio, nos estados I e II, tem,
respectivamente, os valores
a) 0,080 e 0,25. b) 4,0 e 4,0. c) 6,6 e 4,0.
d) 4,0 e 12. e) 6,6 e 6,6.
11) Preveja o que deve acontecer com o seguinte
equilíbrio
N2(g) + 3 H2(g) ⇌ 2 NH3(g)
se for submetido a:
a) um aumento de pressão.
b) uma diminuição de pressão.
12) O que deve acontecer com o equilíbrio químico
2 NO(g) + O2(g) ⇌ 2 NO2 (g) ΔH = -113 kJ
a) quando a temperatura aumenta?
b) quando a temperatura diminui?
13) (Enem-MEC) Uma dona de casa acidentalmente
deixou cair na geladeira a água proveniente do degelo
de um peixe, o que deixou um cheiro forte e
desagradável dentro do eletrodoméstico. Sabe-se que o
odor característico de peixe se deve às aminas e que
esses compostos se comportam como bases. Na tabela
são listadas as concentrações hidrogeniônicas de alguns
materiais encontrados na cozinha, que a dona de casa
pensa em utilizar na limpeza da geladeira.
Dentre os materiais listados, quais são os apropriados
para amenizar esse odor?
a) Álcool ou sabão.
b) Suco de limão ou álcool.
c) Suco de limão ou vinagre.
d) Suco de limão, leite ou sabão.
e) Sabão ou carbonato de sódio/barrilha.
14) (Enem-MEC) Numa rodovia pavimentada,
ocorreu o tombamento de um caminhão que
transportava ácido sulfúrico concentrado. Parte da
sua carga fluiu para um curso d'água não poluído
que deve ter sofrido, como consequência,
I. mortandade de peixes acima do normal no
local do derrame de ácido e em suas
proximidades.
II. variação do pH em função da distância e da
direção
da
corrente
de
água.
III. danos permanentes na qualidade de suas
águas.
IV. aumento momentâneo da temperatura da
água no local do derrame.
É correto afirmar que, dessas consequências,
apenas podem ocorrer
a) I e II. b) II e III. c) II e IV.
d) I, II e IV. e) II, III e IV.
15) (Fuvest-SP) Um estudante misturou todo o
conteúdo de dois frascos, A e B, que continham:
- frasco A: 25 mL de uma solução aquosa de HCl
0,80 mol/L
- frasco B: 25 mL de solução aquosa de KOH 0,60
mol/L.
a) Calcule o pH da solução resultante.
b) A solução resultante é ácida, básica ou neutra?
Justifique utilizando o produto iônico da água.