Equilíbrios Químicos
Conceito de equilíbrio químico
Primeira experiência
N2O4(g)
incolor
→
2NO2(g)
castanho
Análise microscópica
N2O4(g)
incolor
→
2NO2(g)
castanho
Pela reação: 1 mol de N2O4 → 2 mols de NO2
Experimentalmente:
N2O4 = 0,74 mol/L
NO2 = 0,52 mol/L
Segunda experiência
2NO2(g) →
castanho
N2O4(g) )
incolor
Análise microscópica
2NO2(g) →
castanho
N2O4(g) )
incolor
Inicialmente a coloração castanha intensa vai
diminuindo gradualmente,
gradualmente sem,
sem no entanto,
entanto
desaparecer por completo (incolor), como se esperava
já que a reação produz N2O4 que é incolor.
incolor
A partir de um determinado tempo, verifica-se que a
coloração permanece constante, comprovado através
de análise experimental que ainda restam NO2, com
uma concentração = 0,52 mol/L e existe também como
produto o N2O4 com concentração = 0,74 mol/L
Análise gráfica das Experiências
Experiência 1
Experiência 2
Se compararmos os resultados das duas experiências, vamos
chegar a conclusão de que, à temperatura de 100 ºC, tanto o
sistema contendo 1 mol de N2O4 (experiência 1), quanto
aquele formado por 2 mol de NO2 (experiência 2) caminham
espontaneamente para uma situação final em que existem
, mol/L de N2O4 e 0,52
, mol/L de NO2.
0,74
Em outras palavras nem a reação direta N2O4 → 2NO2,
nem a reação inversa, 2NO2 → N2O4, se processam
completamente. Ambas parecem estar num ponto
intermediário, que é denominado situação de
EQUILÍBRIO QUÍMICO
Definição de Equilíbrio Químico
“ Equilíbrio
químico é a situação na
qual as concentrações
q
ç
dos p
participantes
p
da reação não se alteram, pois as
reações direita e inversa estão
processando com velocidades iguais. É
uma situação de equilíbrio dinâmico
dinâmico.
V1
aA
A + bB
N2O4
V2
V1
V2
cD
D + dD
2NO2
Tipos de Equilíbrio Químico:
“ Físico
Fí i
e Químico:
Q í i
Físico → Processos físico
V1
Ex: H O
HO
2 (l)
V2
2 (g)
Químico → Processos químicos
V1
Ex: N2O4
2NO2
V2
Tipos de Equilíbrio Químico:
“ Homogêneo
H
ê
eH
Heterogêneo:
t
ê
Homogêneo
g
→ numa única fase
V1
Ex: H
+ I
2HI
2(g)
2(g)
V2
(g)
Heterogêneo
g
→V1 em fases diferentes
Ex: AgCl(s)
Ag+(aq) + Cl-(aq)
V2
Tipos de Equilíbrio Químico:
“ Molecular
M l
l
e Iônico:
Iô i
Molecular → apenas
p
moléculas
V1
Ex: H
+ I
2HI
2(g)
2(g)
(g)
V2
Iônico → ao menos uma espécie iônica
V1
Ex: NH3(g) + H2O(l)
NH4+(aq) + OH-(aq)
V2
Equacionando matematicamente o
V1
equilíbrio químico
reação direta: v1 = K1 · [N2O4]
N2O4
V2
reação inversa: v2 = k2 · [NO2]2
igualando v1 e v2
k1 · [N2O4] = k2 · [NO2]² ∴
k1 = [NO2]²
[N2O4]
k2
Constante
d equilíbrio
de
ilíb i
Kc
2NO2
N2O4 ↔ 2NO2
Kc = [NO
[ 2]]²
[N2O4]
K é a constante
Kc
t t de
d equilíbrio
ilíb i
Lei de Guldberg e Waage
Início
[N2 O4 ]i
No equilíbrio
[NO2 ]²eq
(mol)/L [NO2 ]i (mol)/L [N2 O4 ]eq (mol)/L [NO2 ]eq (mol)/L [N2 O4 ]eq
1
2
3
0
0
0
1
1
2
0
0
0
1
2
3
1
2
2
0,74
1 62
1,62
2,52
0,33
0,74
1,18
1 18
1,18
1,62
2,52
0,52
0 76
0,76
0,96
0,34
0,52
0,65
0 65
0,65
0,76
0,96
Dados para equilíbrio N2O4 ↔ 2NO2 à
temperatura fixa de 100 ºC
0,36
0 36
0,36
0,36
0,36
0,36
0,36
0 36
0,36
0,36
0,36
A constante de equilíbrio para uma
reação, numa certa temperatura, não
depende das concentrações iniciais de
reagentes e produtos
produtos.
“ A expressão da constante de equilíbrio em
função das concentrações é definida
como sendo a multiplicação das
concentrações molares dos produtos
divida pela dos reagentes,
reagentes, todas elevadas
aos respectivos
p
coeficientes
estequiométricos.
“
aA + bB ↔ cC + dD
Reagentes
Produtos
Kc = [C]c · [D]d
[A]a · [B]b
H2(g) + I2(g) ↔ 2HI(g)
Kc = __[HI]²
[H2] . [I2]
2NH3(g) ↔ N2(g) + 3H2(g)
Kc = [N2] . [H2]3
[NH3(g)]2
Quando no equilíbrio há participantes sólidos,
sólidos estes não
aparecem na expressão da constante de equilíbrio.
CO2(g) + C(s) ↔ 2CO(g)
Kc = [CO]2
[CO2]
3Fe(s) + 4H2O(g) ↔ Fe3O4(s) + 4H2(g)
Kc = [H2]4
[H2O]4
Espontaneidade
p
de uma reação
ç
“ Vamos
tomar dois exemplos de equilíbrio
químico e suas constantes de equilíbrio a
25 ºC
H2 + Cl2 ↔ 2HCl
Kc = 3,8 · 10³³ =
[HCl]²
[H2]· [Cl2]
N2 + O2 ↔ 2NO
Kc = 1,0 · 10-30
= [NO]²
[N2] · [O2]
Equilíbrio em termos de pressão parcial dos gases
N2 (g) + 3H2 (g) ↔ 2NH3 (g)
Kp = [pNH3 ]2
[pN2].[pH
] [pH2]3
P = n.R.T
V
Uma reação é tanto mais favorecida
favorecida,
mais COMPLETA (mais espontânea) a
uma certa temperatura quanto maior
for o valor da sua constante de
equilíbrio nessa temperatura, ou seja,
existirá mais produto que reagente
reagente.
Quanto maior ao valor de Kc,, mais completa
p
é
a reação no sentido reagentes → produtos e
vice--versa
vice
Grau de equilíbrio (α)
(α)
N2O4(g)
incolor
1,00 mol de N2O4
Início
“
→
2NO2(g)
castanho
0,74 mol de N2O4
Equilíbrio
α = número de mols que reagiram até atingir o equilíbrio
número de mols iniciais de reagentes
No exemplo em questão
α = número de mols que reagiram = 0,26
0 26 = 0,26
0 26 x 100 = 26%
número de mols iniciais
1,00
D l
Deslocamento
t do
d Equilíbrio
E ilíb i
Princípio de Le Chatelier:
Quando um sistema em equilíbrio sofre uma pertubação,
ele
l se reajusta
j t (d
(desloca)
l
) espontaneamente
t
t no sentido
tid
que tende a minimizar os efeitos desta força.
Fatores externos:
“Concentração
ç
das substâncias.
“Pressão.
“Temperatura.
Temperatura
(único que alterará o valor do Kc).
)
POR QUE o rendimento físico inicial
do atleta diminui em locais onde a
altitude é mais elevada?
POR Q
QUE
E ap
após cerca
c rca de duas
ua semanas
mana
de treinamento na nova altitude, o
rendimento do atleta retorna ao normal?
EFEITO DA CONCENTRAÇÃO
Ex: HEMOGLOBINA + O2
Pulmão
OXIHEMOGLOBINA
Tecidos
Hb ou O2
OXIHEMOGLOBINA
O
OG O
Hb ou O2
OXIHEMOGLOBINA
Compostos nitrogenados são utilizados
para aumentar a produtividade de
alimentos.
Antigamente:
nt gam nt n
nitrogênio
tr g n orgânico
rgân c (a
(adubo).
u ).
Século XIX: NaNO3 (Chile).
1908: Fritz Haber.
Processo de Haber
N2(g) + 3H2(g)
2NH3(g) ΔH = -94,4KJ
94 4KJ
Como aumentar a síntese de amônia,
amônia num
menor tempo possível, aumentando a
velocidade da reação?
EFEITO DA TEMPERATURA
Processo de Haber
N2(g)
2( ) + 3H2(g)
2( )
Exot.
2NH3(g)
94 4KJ
3( ) ΔH = -94,4KJ
Endot.
Temperatura
Endotérmico
Temperatura
Exotérmico
EFEITO DA PRESSÃO
(
(somente
t para gases))
Processo de Haber
N2(g) + 3H2(g)
4V ((1 + 3))
Contr.
Co
t
Exp.
2NH3(g) ΔH = -94,4KJ
94 4KJ
2V
Pressão
C t ã de
Contração
d volume
l
Pressão
Expansão de volume
CATALISADORES
Processo de Haber
N2(g)
2( ) + 3H2(g)
2( )
C t li d
Catalisador
2NH3(g)
94 4KJ
3( ) ΔH = -94,4KJ
Di i i a energia
Diminui
i d
de ativação
ativa
ti ção
ã
Aumenta a velocidade tanto da
Reação direta como da inversa
NÃO DESLOCA EQUILÍBRIO
Como aumentar a síntese
í
de
d amônia,
ô
num
menor tempo possível, aumentando a
velocidade da reação?
HABER:
“ Pressão
de 200 a 600 atm;
“ 450oC
“ Catalisadores:
Fe, K2O e Al2O3
D l
Deslocamento
t do
d Equilíbrio
E ilíb i
ALTERAÇÕES
DESLOCAMENTO DE EQUILÍBRIO
NO SENTIDO DA
A mento da concentração
Aumento
Reação em q
que
eas
subst.
bst
adicionada é consumida.
Diminuição da concentração
Reação em que a subst. retirada
é produzida.
Aumento da temperatura
Reação endotérmica.
Diminuição
u ção da temperatura
te pe atu a
Reação
eação e
exotérmica
oté
ca
Aumento da pressão
Contração volumétrica (gases).
Diminuição da pressão
Expansão volumétrica (gases).