Equilíbrio químico. Prof. Leandro Zatta

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1 Equilíbrio químico Prof. Leandro Zatta

2 O que é equilíbrio? Do dic.: e.qui.lí.brio sm (lat aequilibriu) 1 Fís Estado de um corpo que é atraído ou solicitado por forças cuja resultante é nula. Histórico na química] Primeira guerra mundial Compostos de nitrogênio (nitratos) Explosivos Desafio a época: desenvolver um processo econômico para fixar o nitrogênio da atmosfera Fritz Haber Dificuldade: reações de para produzir compostos de N não ocorrem até o fim e parecem parar após consumir certa quantidade de reagentes. Equilíbrio químico

3 Reações no equilíbrio Experimento de Haber N 2 (g) + 3H 2 (g) 2NH 3 (g) sob pressão e temperatura As reações químicas tendem a um equilíbrio dinâmico Por mais que não seja possível verificar mudanças as reações químicas inversa e direta ocorrem no equilíbrio

4 Como representar uma reação em condição de equilíbrio Reação direta: N 2 (g) + 3H 2 (g) 2NH 3 (g) Reação inversa: 2NH 3 (g) N 2 (g) + 3H 2 (g) Se temos uma situação de equilíbrio: N 2 (g) + 3H 2 (g) 2NH 3 (g) Quando aplicamos o símbolo ( ) dizemos que: A reação direta e inversa estão ocorrendo Elas estão fazendo isso na mesma velocidade (logo, não existe mudança aparente) Equilíbrio físico H 2 O (l) H 2 O (g) Equilíbrio químico N 2 O 4 (g) 2NO 2 (g)

5 Lei da ação das massas e constante de equilíbrio Em 1864, Cato Guldberg (matemático) e Peter Waage (químico) descobriram uma relação matemática que resume a composição de uma mistura de reação em equilíbrio. SO 2 (g) + O 2 (g) 2SO 3 (g) P SO2 (bar) P O2 (bar) P SO3 (bar) K* 0,660 0,390 0,0840 0,0415 0,0380 0,220 0, ,0409 0,110 0,110 0, ,0423 0,950 0,880 0,180 0,0408 1,44 1,98 0,410 0,0409 Inicialmente os dados pareciam não fazer nenhum sentido, porém notaram uma relação matemática extraordinária: K = (P SO 3 ) (P SO2 ) 2 P O2 A composição da mistura de reação pode ser expressa em termos de uma constante de equilíbrio (K) aa(g) + bb(g) cc(g) + dd(g) K = (P C) c (P D ) D (P A ) a (P B ) b

6 Lei da ação das massas e constante de equilíbrio N 2 O 4 (g) 2NO 2 (g) constante 6

7 Lei da ação das massas e constante de equilíbrio N 2 O 4 (g) K = [NO 2] 2 [N 2 O 4 ] 2NO 2 (g) = 4.63 x 10-3 aa + bb K = [C]c [D] d [A] a [B] b cc + dd Lei da ação das massas 7

8 Equilíbrios de Fase Gasosa: K p Muitas reações de equilíbrio ocorrem em fase gasosa. 2NH 3 (g) + 2CH 4 (g) + 3O 2 (g) 2HCN(g) + 6H 2 O(g) É mais fácil descrever a quantidade de gases em termos de pressões parciais Para descrever o equilíbrio pressões parciais substituem as concentrações em termos de quantidade de matéria O símbolo K p é usado para indicar tal constante de equilíbrio aa(g) + bb(g) cc(g) + dd(g) Temos o seguinte equilíbrio: K p = (P C) c. (P D ) d (P A ) a. (P B ) b Prof. Leandro Zatta 8

9 Equilíbrios Homogêneos e Heterogêneos Equilíbrio homogêneo se aplica à reações onde todas as espécies reagentes estão na mesma fase. N 2 O 4 (g) 2NO 2 (g) K c = [NO 2] 2 [N 2 O 4 ] K p = P 2 NO 2 P N2 O 4 Na maioria dos casos K c K p aa (g) + bb (g) cc (g) + dd (g) K p = K c (RT) Dn Dn = mols do produto gasoso mols dos reagentes gasosos = (c + d) (a + b) 9

10 Equilíbrios Homogêneos CH 3 COOH (aq) + H 2 O (l) CH 3 COO - (aq) + H 3 O + (aq) K c = [CH 3 COO - ][H 3 O + ] [CH 3 COOH][H 2 O] [H 2 O] = constante Por que dio santo? Em 1 L há 1000 g/18,02 g.mol -1 = 55,5 M K c = [CH 3COO - ][H 3 O + ] [CH 3 COOH] = K c [H 2 O] A concentração de um sólido ou líquido puro não irá variar à medida que a reação prossegue. 10

11 Equilíbrios Heterogêneos Equilíbrio heterogêneo se aplica à reações onde todas as espécies reagentes estão em fases diferentes. CaCO 3 (s) CaO (s) + CO 2 (g) K c = K c = [CO 2 ] = [CaO][CO 2 ] [CaCO 3 ] K c x [CaCO 3 ] [CaO] [CaCO 3 ] = constante [CaO] = constant Por que dio santo? Se eu tiver 1g ou 1t a densidade não muda logo a concentração é constante. K p = P CO2 A concentração de um sólido ou líquido puro não irá variar à medida que a reação prossegue. 11

12 CaCO 3 (s) CaO (s) + CO 2 (g) P CO2 = K p P CO2 Não depende da quantidade de CaCO 3 ou CaO 12

13 Determinando K c ou K p Escreva as expressões de Kc e Kp para as seguintes reações: a) HF(aq) + H 2 O(l) H 3 O + (aq) + F (aq) b) 2NO(g) + O 2 (g) 2NO 2 (g) c) CH 3 COOH(aq) + C 2 H 5 OH(aq) CH 3 COOC 2 H 5 (aq) + H 2 O(l) d) AgCl(s) Ag + (aq) + Cl (aq) 13

14 Calculando K c ou K p O processo de equilíbrio a seguir foi estudado a 23 ºC: 2NO(g) + O 2 (g) 2NO 2 (g) As concentrações de equilíbrio das espécies que participam da reação, determinadas experimentalmente, são [NO] = 0,0542 M, [O 2 ] = 0,127 M e [NO 2 ] = 15,5 M. Calcule a constante de equilíbrio (K c ) da reação a esta temperatura. R: 6,44 X

15 Calculando concentrações a partir de K c ou K p A constante de equilíbrio K p para a decomposição do pentacloreto de fósforo em tricloreto de fósforo e cloro molecular PCl 5 (g) PCl 3 (g) + Cl 2 (g) É 1,05 a 250 ºC. Se as pressões parciais de PCl 5 e PCl 3 no equilíbrio forem 0,875 atm e 0,463 atm, respectivamente, qual é a pressão parcial de Cl 2 no equilíbrio a 250º C? 15

16 Calculando K c ou K p cuidado!!! O metanol (CH3OH) é produzido comercialmente pela reação catalisada de monóxido de carbono e hidrogênio: CO(g) + 2H 2 (g) CH 3 OH(g) Consta que uma mistura em equilíbrio em certo recipiente de 2,00 L contém 0,0406 mol de CH 3 OH, 0,170 mol de CO e 0,302 mol de H 2 a 500 K. Calcule K c a essa temperatura. 16

17 Previsão do sentido da reação a partir das concentrações iniciais A K c para a formação do HI a partir da seguinte reação H 2 (g) + I 2 (g) 2HI(g) é 54,3 a 430 ºC. Supondo que em um experimento colocamos em um recipiente de 1L 0,243 mol de H 2, 0,146 mol de I 2 e 1,98 mol de HI a 430 ºC. O sentido da reação será favorecendo a formação dos produtos ou no sentido dos reagentes? 17

18 Previsão do sentido da reação a partir das concentrações iniciais Como determinar isso? A partir do quociente de reação (Q c ) ao invés da constante de equilíbrio (K c ) Para determinar o Q c substituímos as concentrações no equilíbrio da K c pelas concentrações iniciais!!! A K c para a formação do HI a partir da seguinte reação H 2 (g) + I 2 (g) 2HI(g) é 54,3 a 430 ºC. Supondo que em um experimento colocamos em um recipiente de 1L, 0,243 mol de H 2, 0,146 mol de I 2 e 1,98 mol de HI a 430 ºC. 18

19 Previsão do sentido da reação a partir das concentrações iniciais H 2 (g) + I 2 (g) 2HI(g) Se Q c < K c Sistema evolui da esquerda para a direita para alcançar o equilíbrio Q c = K c o sistema está em equilíbrio Q c > K c Sistema evolui da direita para esquerda para alcançar o equilíbrio 19

20 Previsão do sentido da reação a partir das concentrações iniciais Kc = 1,77 para PCl 5 (g) PCl3(g) + Cl2(g) a 250 ºC Um recipiente de 4,50 litros contém inicialmente 5,22 X 10-3 mol de PCl 5, 0,288 mol de PCl 3 e 0,144 mol de Cl 2 a 250 ºC. O sistema está em equilíbrio? 20

21 Cálculo das concentrações de equilíbrio Se conhecermos a constante de equilíbrio de uma dada reação, podemos calcular as concentrações da mistura no equilíbrio a partir das concentrações iniciais. Consideração: Frequentemente, só são dadas as concentrações iniciais dos reagentes! E agora José? cis-estilbeno trans-estilbeno K c = 24,0 a 200 ºC. Suponhamos que inicialmente só esteja presente cis-estilbeno em uma concentração de 0,850 mol/l. Como calcular a concentração de cis- e trans-estilbeno no equilíbrio? 1) Expresse as concentrações de todas as espécies no equilíbrio em função das concentrações iniciais e de uma única incógnita x, que representa a variação da concentração. cis-estilbeno trans-estilbeno Inicial (M): 0,850 0,000 mudança (M): - x + x Equilíbrio (M): (0,850 - x) (0,000 + x) 21

22 Cálculo das concentrações de equilíbrio 2) Escreva a expressão da constante de equilíbrio em função das concentrações no equilíbrio. Conhecendo o valor da constante de equilíbrio, resolva x. 3) Depois de resolver x, calcule as concentrações de todas as espécies no equilíbrio. cis-estilbeno trans-estilbeno Inicial (M): 0,850 0,000 mudança (M): - + Equilíbrio (M): (0,850 - ) (0,000 + ) 22

23 Fatores que afetam o equilíbrio Principio de Le Châtelier O equilíbrio químico resulta de um balanço entre as reações direta e inversa. Equilíbrio deslocado para a direita: R P Equilíbrio deslocado para a direita: P R As variáveis que geralmente controlamos em uma reação são: Concentração, pressão, volume e temperatura. Regra: Princípio de Le Châtelier se um sistema em equilíbrio for perturbado externamente, o sistema ajusta-se de forma a minimizar a ação perturbador. 23

24 Principio de Le Châtelier Efeito da concentração Alterações na concentração Remover Acionar Adicionar Remover aa + bb cc + dd Alteração Aumento na concentração do(s) produto(s) Diminuição na concentração do(s) produto(s) Aumento na concentração do(s) reagente(s) Diminuição na concentração do(s) reagente(s) Deslocamento do equilíbrio Esquerda Direita Direita Esquerda 24

25 Principio de Le Châtelier Efeito da concentração A constante de equilíbrio Kc para a reação N 2 (g) + 3H 2 (g) 2NH 3 (g) é 2,37 X10-3 a 720 C. Em um dado experimento, as concentrações de equilíbrio são [N2] = 0,683 M, [H2] = 8,80 M e [NH 3 ] = 1,05 M. Suponha que um pouco de NH 3 é adicionado à mistura, de modo que a concentração aumenta para 3,65 M. a) Recorra ao príncipio de Le Châtelier para prever em que sentido se desloca a reação até atingir um novo equilíbrio. b) Confirme a sua previsão calculando o quociente de reação Q c e comparando o seu valor com o de K c.

26 Principio de Le Châtelier Efeito do volume e da pressão Alterações no volume e pressão A (g) + B (g) C (g) Mudança Aumento da pressão Diminuição da presão Aumento do volume Diminuição do volume Deslocamento do equilíbrio Lado com menos mols de gás Lado com maior mols de gás Lado com maior mols de gás Lado com menor mols de gás 26

27 Principio de Le Châtelier Efeito do volume e da pressão Considere a reação que envolve o equilíbrio entre o cloreto de nitrosila, o óxido nítrico e o cloro molecular. 2NOCl(g) 2NO(g) + Cl 2 (g) Preveja o sentido da reação global em consequência de uma diminuição da pressão (aumento de volume) no sistema à temperatura constante. 27

28 Principio de Le Châtelier Efeito da temperatura Mudanças na temperatura Mudança Aumento de temperatura Diminuição da temperatura Exotérmica K diminui K aumenta Endotérmica K aumenta K diminui N 2 O 4 (g) 2NO 2 (g) frio quente 28

29 Principio de Le Châtelier Efeito do catalisador Adicionando um catalisador não altera K não desloca a posição de um sistema em equilíbrio o Sistema atinjirá o equilíbrio mais rapidamente O catalisador diminui E a para as reações direta e inversa O Catalisador não muda o valor da constante de equilíbrio ou desloca o equilíbrio. 29

30 Ácidos e bases de Brönsted Um ácido de Brönsted é um doador de próton Uma base de Brönsted é um aceitador de próton base ácido ácido base base ácido Ácido conjugado Base conjugada 30

31 Ácidos e bases de Brönsted Identifique os pares ácido-base conjugados na reação entre a amônia e ácido fluorídrico em solução aquosa. NH 3 (aq) + HF(aq) ƒ + NH 4 (aq) + F - (aq) 31

32 Propriedades ácido-base da água H 2 O (l) H + (aq) + OH - (aq) autoionização da água H O + H O + [ ] + H O H H O - H H H base Ácido conjugado H 2 O + H 2 O H 3 O + + OH - ácido Base conjugada 32

33 Produto iônico da água A concentração do íon hidrogênio é fundamental, pois seu valor indica a cidez ou basicidade de uma solução. H 2 O (l) H + (aq) + OH - (aq) K c = [H+ ][OH - ] [H 2 O] [H 2 O] = constante K c [H 2 O] = K w = [H + ][OH - ] A constante do produto iônico (K w ) é o produto molar das concentrações de H+ e OHa uma temperatura particular. At 25 0 C K w = [H + ][OH - ] = 1.0 x [H + ] = [OH - ] [H + ] > [OH - ] [H + ] < [OH - ] Solução é neutra ácida básica 33

34 Conversão entre [H + ] e [OH - ] Supondo que ajustamos a concentração de H + para 1,0 X 10-6 M, qual será a concentração de OH -? K w = [H + ][OH - ] A concentração de íons OH - em uma certa solução de amônia de limpeza doméstica é 0,0025 M. Calcule a concentração de íons H +. 34

35 ph uma medida de acidez ph = -log [H + ] Solução é a 25 0 C neutral [H + ] = [OH - ] [H + ] = 1,0 x 10-7 ph = 7 ácida [H + ] > [OH - ] [H + ] > 1,0 x 10-7 ph < 7 básica [H + ] < [OH - ] [H + ] < 1,0 x 10-7 ph > 7 ph [H + ] 35

36 ph uma medida de acidez Other important relationships poh = -log [OH - ] [H + ][OH - ] = K w = 1.0 x log [H + ] log [OH - ] = ph + poh = phmetro 36

37 Calculando ph A concentração de íons H+ em uma garrafa de vinho de mesa era 3,2 X 10-4 M logo depois de remover a rolha. Somente metade do vinho foi consumida. A outra metade, depois de ter sido guardada em contato com o ar durante meses, tinha uma concentração de íons hidrogênio igual a 1,0 X 10-3 M. Calcule o ph do vinho nestas duas ocasiões. 37

38 Calculando concentração a partir de ph O ph da água da chuva recolhida em uma certa região do Nordeste dos EUA em um dado dia era 4,82. Calcule a concentração do íons H + da água da chuva. ph = -log [H + ] = 4,82 (-1) log [H + ] = - 4,82 (antilogaritmo) [H+] = 10 -ph = [H+] = 10-4,82 = 1,5 X 10-5 M 38