N 2 O 4(g) 2NO 2(g) incolor castanho

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1 Equilíbrios Químicos

2 Conceito de equilíbrio químico Primeira experiência N 2 O 4(g) 2NO 2(g) incolor castanho

3 Análise microscópica N 2 O 4(g) 2NO 2(g) incolor castanho Pela reação: 1 mol de N 2 O 4 2 mols de NO 2 Experimentalmente: N 2 O 4 = 0,74 mol/l NO 2 = 0,52 mol/l

4 Segunda experiência 2NO 2(g) N 2 O 4(g) ) castanho incolor

5 Análise microscópica 2NO 2(g) N 2 O 4(g) ) castanho incolor Inicialmente a coloração castanha intensa vai diminuindo gradualmente, sem, no entanto, desaparecer por completo (incolor), como se esperava já que a reação produz N 2 O 4 que é incolor. A partir de um determinado tempo, verifica-se que a coloração permanece constante, comprovado através de análise experimental que ainda restam NO 2, com uma concentração = 0,52 mol/l e existe também como produto o N 2 O 4 com concentração = 0,74 mol/l

6 Análise gráfica das Experiências Experiência 1 Experiência 2

7 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 N 2 O 4 (experiência 1), quanto aquele formado por 2 mol de NO 2 (experiência 2) caminham espontaneamente para uma situação final em que existem 0,74 mol/l de N 2O 4 e 0,52 mol/l de NO 2. Em outras palavras nem a reação direta N 2 O 4 2NO 2, nem a reação inversa, 2NO 2 N 2 O 4, se processam completamente. Ambas parecem estar num ponto intermediário, que é denominado situação de EQUILÍBRIO QUÍMICO

8 Definição de Equilíbrio Químico Equilíbrio químico é a situação na qual as concentrações dos participantes p da reação não se alteram, pois as reações direita e inversa estão processando com velocidades iguais. É uma situação de equilíbrio dinâmico. V1 aa + bb cd + dd V1 V2 N 2 O 4 2NO V2 2

9 Tipos de Equilíbrio Químico: Físico e Químico: Físico Processos físico V1 Ex: H 2 O (l) V2 H 2 O (g) Químico Processos químicos Ex: V1 N 2 O 4 2NO 2 V2

10 Tipos de Equilíbrio Químico: Homogêneo e Heterogêneo: Homogêneo numa única fase Ex: H 2(g) + I 2(g) V1 V1 V2 2HI (g) Heterogêneo em fases diferentes Ex: AgCl (s) V2 Ag + (aq) + Cl - (aq)

11 Tipos de Equilíbrio Químico: Molecular l e Iônico: Molecular apenas moléculas Ex: H 2(g) + I 2(g) V1 V2 2HI (g) Iônico ao menos uma espécie iônica Ex: NH 3(g) + H 2 O (l) V1 V2 NH 4 + (aq) + OH - (aq)

12 Equacionando matematicamente o equilíbrio químico V1 N2 O 4 2NO 2 reação direta: v1 = K1 [N2O4] reação inversa: v2 = k2 [NO2] 2 igualando v1 e v2 k1 [N2O4] = k2 [NO2]² k1 = [NO2]² k2 [N2O4] V2 Constante de equilíbrio i Kc

13 N O 2NO Kc = [NO 2 2] ]² Kc é a constante t de equilíbrio i Lei de Guldberg e Waage [N 2 O 4 ]

14 Início No equilíbrio [NO2]²eq [N2O4]i (mol)/l [NO2]i (mol)/l [N2O4]eq (mol)/l [NO2]eq (mol)/l [N2O4]eq 1 0 0,74 0,52 0, , , , ,52 0,96 0, ,33 0,34 0, ,74 0,52 0, ,18 0,65 0, , , , ,62 0,76 0, ,52 0,96 0,36 Dados para equilíbrio N2O4 2NO2 à Dados para equilíbrio N2O4 2NO2 à temperatura fixa de 100 ºC

15 A constante de equilíbrio para uma reação, numa certa temperatura, não depende das concentrações iniciais de reagentes e 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, todas elevadas aos respectivos coeficientes estequiométricos. aa + bb cc + dd Kc = [C] c Reagentes Produtos [A] a [D] d [B] b

16 H 2(g) + I 2(g) 2HI (g) Kc = [HI]² [H 2 ]. [I 2 ] 2NH 3(g) N 2(g) + 3H 2(g) Kc = [N 2 ]. [H 2 ] 3 [NH 3(g) ] 2

17 Quando no equilíbrio há participantes sólidos, estes não aparecem na expressão da constante de equilíbrio. CO 2(g) + C (s) 2CO (g) Kc = [CO] 2 [CO 2 ] 3Fe (s) + 4H 2 O (g) Fe 3 O 4(s) + 4H 2(g) Kc = [H 2 ] 4 [H 2 O] 4

18 Espontaneidade de uma reação 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] N 2 + O 2 2NO 2 2 Kc = 1, = [NO]² [N 2 ] [O 2 ]

19 Equilíbrio em termos de pressão parcial dos gases N 2 (g) + 3H 2 (g) 2NH 3 (g) Kp = [pnh 3 ] 2 [pn ][ph] 2 ].[ph 2 ] 3 P = n.r.t V

20 Uma reação é tanto mais 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. Quanto maior ao valor de Kc, mais completa é a reação no sentido reagentes produtos e vice-versa versa

21 Grau de equilíbrio (α) N 2 O 4(g) 2NO 2(g) incolor castanho 1,00 mol de N2O4 0,74 mol de N2O4 Início 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 = 026= 0,26 0,26 x 100 = 26% número de mols iniciais 1,00

22 Deslocamento do Equilíbrio i Princípio de Le Chatelier: Quando um sistema em equilíbrio sofre uma pertubação, ele se reajusta (desloca) espontaneamente t no sentido que tende a minimizar os efeitos desta força. Fatores externos: Concentração ç das substâncias. Pressão. Temperatura. (único que alterará o valor do K c ).

23 POR QUE o rendimento físico inicial do atleta diminui em locais onde a altitude é mais elevada? POR QUE após cerca de duas semanas de treinamento na nova altitude, o rendimento do atleta retorna ao normal?

24 EFEITO DA CONCENTRAÇÃO Ex: HEMOGLOBINA + O 2 Pulmão Tecidos OXIHEMOGLOBINA Hb ou O 2 Hb ou O 2 OXIHEMOGLOBINA OG O OXIHEMOGLOBINA

25 Compostos nitrogenados são utilizados para aumentar a produtividade de alimentos. Antigamente: nitrogênio n orgânico (adubo). Século XIX: NaNO 3 (Chile). 1908: Fritz Haber.

26 Processo de Haber N 2(g) + 3H 2(g) 2NH 3(g) ΔH H = -94,4KJ 4KJ Como aumentar a síntese de amônia, num menor tempo possível, aumentando a velocidade da reação?

27 EFEITO DA TEMPERATURA Processo de Haber N 2(g) 2(g) + 3H 2(g) Exot. 2( ) 2NH 3(g) Endot. 3(g) ΔH H = ,4KJ 4KJ Temperatura Endotérmico Temperatura Exotérmico

28 EFEITO DA PRESSÃO (somente para gases) Processo de Haber N 2(g) + 3H 2(g) 4V (1 + 3) Contr. Exp. 2NH 3(g) ΔH H = -94,4KJ 4KJ 2V Pressão Contração de volume Pressão Expansão de volume

29 CATALISADORES Processo de Haber N 2(g) 2(g) + 3H 2(g) 2( ) 2NH 3(g) 3(g) ΔH H = ,4KJ 4KJ Ctli Catalisador Diminui i i a energia de ativação Aumenta a velocidade tanto da Reação direta como da inversa NÃO DESLOCA EQUILÍBRIO

30 Como aumentar a síntese de amônia, num menor tempo possível, aumentando a velocidade da reação?

31 HABER: Pressão de 200 a 600 atm; 450 o C Catalisadores: Fe, K 2 O e Al 2 O 3

32 Deslocamento do Equilíbrio i ALTERAÇÕES DESLOCAMENTO DE EQUILÍBRIO NO SENTIDO DA Aumento da concentração Reação em que a subst. adicionada é consumida. Diminuição da concentração Reação em que a subst. retirada é produzida. Aumento da temperatura Reação endotérmica. Diminuição da temperatura a Reação exotérmica Aumento da pressão Contração volumétrica (gases). Diminuição da pressão Expansão volumétrica (gases).

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