Equilíbrio Químico. Estágio da reação química em que não existe mais tendência a mudar a composição da mistura de uma reação

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Camila Araújo
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1 Equilíbrio Químico 1 Equilíbrio Químico Estágio da reação química em que não existe mais tendência a mudar a composição da mistura de uma reação Equilíbrio dinâmico: as reações direta e inversa ocorrem com a mesma velocidade A B

2 Equilíbrio Químico

3 Equilíbrio Químico N 2 O 4 (g) 2NO 2 (g) N 2 O 4 (g): castanho claro NO 2 (g): marrom escuro

4 Equilíbrio Químico a) Reações reversíveis Reação entre nitrogênio e oxigênio aquecido e sob pressão, na presença de ósmio: N 2 (g) + 3H 2 (g) 2NH 3 (g) Início: produção rápida de amônia Com o passar do tempo, essa produção parece parar a reação atingiu o equilíbrio Esse equilíbrio dinâmico resulta do aumento da velocidade da reação inversa à medida que mais amônia se forma 2NH 3 (g) N 2 (g) + 3H 2 (g) Logo: N 2 (g) + 3H 2 (g) 2NH 3 (g)

5 Equilíbrio Químico b) Lei da ação das massas: relação matemática que resume a composição de uma mistura de reação em equilíbrio Reação entre dióxido de enxofre e oxigênio Tabela: Dados de equilíbrio e a constante de equilíbrio da reação 2SO 2 (g) + O 2 (g) 2SO 3 (g) em 1000 K. ( PSO3 /P ) 2 O valor da quantidade K = (P SO2 /P ) 2 (P O2 /P ) é praticamente o mesmo, independentemente das composições iniciais P J é a pressão parcial do gás e P = 1 bar (pressão padrão) K é adimensional e depende da temperatura da reação

6 Equilíbrio Químico c) Constante de equilíbrio em termos das concentrações molares aa + bb + cc + dd + K c = [C/c ] c [D/c ] d [A/c ] a [B/c ] b [J] é a concentração molar da substância e c = 1 mol/l (molaridade padrão) Líquidos puros ou sólidos não aparecem em K CaCO 3 (s) CaO(s) + CO 2 (g) K = P CO2 /P

7 Equilíbrio Químico d) Íons Complexos Íon cloreto pode se combinar com mercúrio para formar vários complexos: [ HgCl + ] Hg 2+ + Cl HgCl + K 1 = [Hg 2+ ] [Cl = 5, ] HgCl + + Cl HgCl 2 [HgCl 2 ] K 2 = [HgCl + ] [Cl = 3, [ ] ] HgCl 2 + Cl HgCl3 HgCl3 K 3 = [HgCl 2 ] [Cl ] = 10 [ ] HgCl3 + Cl HgCl4 2 HgCl4 2 K 4 = [ ] = 9, 33 HgCl3 [Cl ]

8 Equilíbrio Químico Outras moléculas ou íons podem atuar como ligantes para formar complexos com metais como o mercúrio, por exemplo H +, OH, CO3 2, NH 3, F, CN, S 2 O3 2 e muitas outras espécies orgânicas e inorgânicas [ ] Ag (NH 3 ) + Ag + +2NH 3 Ag (NH 3 ) K = [Ag + 2 = 1, ] [NH 3 ]

9 Equilíbrio Químico Esse complexo prata-amônia pode ser destruído adicionando uma fonte de íons hidrogênio, em decorrência da formação de NH 4 +, um íon complexo mais estável: [ ] NH NH 3 + H + NH K = [NH 3 ] [H + 2 = 1, ]

10 Atividade 2 Atividade Leva em consideração os desvios do comportamento ideal de gases ou soluções Gás ideal: a J = P J /P o ou a J = P J Solução diluída: aj = [J]/c o ou a J = [J] Sólido ou líquido puros: aj = 1 a A(g) + b B(g)+ c C(g) + d D(g) K = (a C) c (a D ) d (a A ) a (a B ) b

11 Equilíbrios Homogêneos e Heterogêneos 3 Equilíbrios Homogêneos e Heterogêneos Homogêneo: todos os reagentes e produtos estão na mesma fase H 2 O(l) H 2 O(g) Heterogêneo: sistemas com mais de uma fase Ca(OH) 2 (s) Ca 2+ (aq) + 2OH (aq) Ou: K = a Ca 2+ (a OH )2 a Ca(OH)2 = [ Ca 2+] [ OH ] 2 Ni(s) + 4CO(g) Ni(CO) 4 (g) K = a Ni(CO) 4 a Ni (a CO ) 4 = P Ni(CO) 4 (P CO ) 4

12 Termodinâmica e Equilíbrio 4 Direção da Reação Uma reação avança em uma certa direção até o ponto aonde o sistema atinge o estado de equilíbrio

13 Termodinâmica e Equilíbrio Para uma reação qualquer aa + bb cc + dd, a energia livre dessa reação é dada por G r = G o r + RT ln (a C) c (a D ) d (a A ) a (a B ) b Exemplo Substituindo (a C) c (a D ) d (a A ) a por Q, o quociente da reação, fica: (a B ) b G r = G o r + RT lnq Considere a seguinte reação química 2SO 2 (g) + O 2 (g) 2SO 3 (g) G o r = 141, 74 kj/mol a) Qual é a energia livre de Gibbs de reação quando a pressão parcial de cada gás é 100 bar? b) Qual é a direção espontânea dessa reação nessas condições?

14 Termodinâmica e Equilíbrio Exemplo 2SO 2 (g) + O 2 (g) 2SO 3 (g) G o r = 141, 74 kj/mol a) Qual é a energia livre de Gibbs de reação quando a pressão parcial de cada gás é 100 bar? (a SO3 ) 2 Q = (a SO2 ) 2 (a O2 ) = (p SO3 ) 2 (p SO2 ) 2 (p O2 ) = 10 2 G r = G o r + RT lnq G r = 141, 74 kj/mol +8, 314J/(K mol) (273, 15+25) K ln(10 2 ) G r = 153, 16 kj/mol b) Qual é a direção espontânea dessa reação nessas condições? Como G r < 0, a formação dos produtos é espontânea nessas condições

15 Termodinâmica e Equilíbrio A região verde desta figura indica aonde a formação dos produtos é espontânea

16 Termodinâmica e Equilíbrio No equilíbrio: Q = K: as atividades (pressões parciais ou molaridades) não se alteram G r = 0 Substituindo essas informações em G r = G o r + RT lnq, resulta: G o r = RT lnk Essa equação é um dos resultados mais importantes da termodinâmica: representa a relação entre a constante de equilíbrio de uma reação e suas propriedades termodinâmicas Se G o r < 0 lnk > 0 K > 1; os produtos são favorecidos no equilíbrio Se G o r > 0 lnk < 0 K < 1; os reagentes são favorecidos no equilíbrio

17 Termodinâmica e Equilíbrio Exemplo Calcule a constante de equilíbrio em 25 o C da seguinte reação química 2SO 2 (g) + O 2 (g) 2SO 3 (g) G o r = 141, 74 kj/mol

18 Termodinâmica e Equilíbrio Exemplo 2SO 2 (g) + O 2 (g) 2SO 3 (g) G o r = 141, 74 kj/mol G o r = RT lnk K = e Go r/rt K = e ( )/(8, ,15) = e 57,2 K = 6,

19 Termodinâmica e Equilíbrio Para a reação genérica a A + b B c C + d D G r = G o r + R T ln Q onde Q = (a C) c (a D ) d (a A ) a (a B ) b Se Q < K = G < 0 Se Q = K = G = 0 Se Q > K = G > 0

20 Termodinâmica e Equilíbrio

21 Cálculos 5 K c Termodinâmica usa K, mas é comum Kc K = ( c o RT P o ) n K c = K = (RT ) n K c Exemplo A síntese da amônia, representada pela reação: 3 H 2 (g) + N 2 (g) 2 NH 3 (g) tem K = 41 em 127 o C. O K c, nesse caso, vale... n = 2 (3 + 1) = 2 Como P o = 1 bar e c o = 1 mol/l, R é expresso em bar e L: R = 8, L bar K 1 mol 1

22 Cálculos Exemplo A síntese da amônia, representada pela reação: 3 H 2 (g) + N 2 (g) 2 NH 3 (g) tem K = 41 em 127 o C. O K c, nesse caso, vale... n = 2 (3 + 1) = 2 Como P o = 1 bar e c o = 1 mol/l, R é expresso em bar e L: R = 8, L bar K 1 mol 1 K c = K (RT ) n K c = 41 [ 8, ( , 15) ] ( 2) = 4,

23 Cálculos 6 Tabela de Equilíbrio

24 Cálculos Exemplo Suponha a reação de formação de amônia: 3 H 2 (g) + N 2 (g) 2 NH 3 (g) onde 10,8 mols de gás hidrogênio reagem com 2,7 mols de gás nitrogênio em um recipiente de 100 L a 200 o C, com K = Quais serão as pressões parciais dos gases nesse recipiente? H 2 (g) N 2 (g) NH 3 (g) pressão parcial inicial P H2 P N2 0 mudança na pressão parcial -3x x +2x pressão parcial final P H2 3x P N2 x 2x

25 Cálculos P J = n JRT V P H2 = n H 2 RT V P N2 = n N 2 RT V P NH3 = 0 10, 8 0, 082 ( , 15) = = 4, 19 bar 100 2, 7 0, 082 ( , 15) = = 1, 05 bar 100 K = P NH 2 3 (2x) 2 PH 3 = 2 P N2 (1, 05 3x) 3 (4, 19 x) = 10 7 Como K é pequeno, assumimos que x também é pequeno e (2x) 2 K = (1, 05 3x) 3 (4, 19 x) (2x) 2 (1, 05) 3 (4, 19) = 10 7 Logo, x = 3,

26 Cálculos H 2 (g) N 2 (g) NH 3 (g) pressão parcial inicial P H2 P N2 0 mudança na pressão parcial -3x x +2x pressão parcial final P H2 3x P N2 x 2x x = 3, P final 4,25 1,

27 Mudanças no Equilíbrio 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 Perturbações: quantidades de reagentes e produtos, pressão sob o sistema e temperatura do sistema.

28 Mudanças no Equilíbrio 7 Alterando as quantidades de reagentes e produtos Para a reação genérica a A + b B c C + d D Q = (a C) c (a D ) d (a A ) a (a B ) b e no equilíbrio Q = K

Mudanças no Equilíbrio 8 Compressão de uma mistura de reação Para a síntese da amônia 3 H 2 (g) + N 2 (g) 2 NH 3 (g), 2 mols de moléculas de amônia são produzidos à

29 Mudanças no Equilíbrio 8 Compressão de uma mistura de reação Para a síntese da amônia 3 H 2 (g) + N 2 (g) 2 NH 3 (g), 2 mols de moléculas de amônia são produzidos à partir de 4 mols de moléculas. Logo, para que mais amônia se forme, é necessário comprimir o sistema a composição tende a mudar para reduzir o efeito do aumento na pressão.

30 Mudanças no Equilíbrio 9 Alterando a temperatura e a equação de van t Hoff ln K 2 = Ho r K 1 R { 1 T1 1 T2 } Processo endotérmico, H o r > 0: se T 2 > T 1 K 2 > K 1. Logo, o aumento de temperatura favorece a formação dos produtos. Processo exotérmico, H o r < 0: se T 2 > T 1 K 2 < K 1. Logo, o aumento de temperatura desfavorece a formação dos produtos (favorece a formação dos reagentes).

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