Departamento de Física e Química Química Básica Rodrigo Vieira Rodrigues

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Renato Canela Nunes
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1 Departamento de Física e Química Química Básica Rodrigo Vieira Rodrigues

2 Equilíbrio Químico Todas as reações tendem alcançar o equilíbrio químico Quando as velocidades das reações directa e inversa forem iguais e as concentrações dos reagentes e dos produtos não variarem com o tempo, atinge-se o equilíbrio químico. O equilíbrio químico não é alcançado instantaneamente. Segundo o Princípio de Le Châtelier, o equilíbrio químico pode ser perturbado (deslocado).

3 Reações e Equilíbrio Algumas reações parecem gastar todos os reagentes: 2 2 H 2( g) O2 ( g) 2H O( g) No entanto permanecem pequenas quantidades, sendo mais correcto escrever: 2 2 H2( g) O2 ( g) 2H O( g)

4 O equilíbrio de uma reação hipotética Reação lenta, hipotética: A+B C+D reagentes produtos

5 t 0 : A+B Equilíbrio e tempo t 1 : A+B C+D t 2 : A+B C+D A B C ou D t0 t1 t2

6 A estequiometria e o equilíbrio Consideremos a seguinte reação reversível: aa + bb cc + dd Onde a, b, c e d são os coeficientes estequiométricos das espécies A, B, C e D. A constante de equilíbrio da reação a uma determinada temperatura é:

7 Kc : constante de equilíbrio Consideremos o seguinte sistema em equilíbrio. N 2 O 4 (g) 2 NO 2 (g) A constante de equilíbrio é dada por: K c constante de equilíbrio Concentrações das espécies reagentes são expressas em mol/l.

8 Kp : Constante de equilíbrio gasoso Nas reações em fase gasosa, as concentrações dos reagentes e dos produtos também podem ser expressas em termos das suas pressões parciais Para seguinte sistema em equilíbrio. N 2 O 4 (g) 2 NO 2 (g) Podemos escrever K P P P 2 NO N 2 O 2 4 Onde P NO e P 2 N são respectivamente, as pressões parciais (em 2O4 atm) de NO 2 e N 2 O 4 no equilíbrio. K P significa que as concentrações de equilíbrio estão expressas em termos de pressão.

9 Fases e equilíbrio Equilíbrios podem ser: homogêneos (só uma fase) heterogêneos (várias fases)» simplifica-se considerando só uma fase

10 Equilíbrio heterogéneo Sistemas fechados CaCO 3 (s) CaO (s) + CO 2 (g) K c = [CO 2 ] K P = P CO 2 A pressão de CO 2 no equilíbrio é a mesma independentemente das quantidades da fase sólida (neste caso, de CaCO 3 e CO 2 ) à mesma temperatura.

11 Princípio Le Châtelier Perturbação do equilíbrio Quando o equilíbrio é perturbado, desloca-se para compensar: adição de reagentes: resulta na formação de produtos remoção de produtos: resulta no consumo de reagentes adição de produtos: resulta na formação de reagentes remoção de reagentes: resulta no consumo de produtos

12 Ex. 1 Em determinadas condições de temperatura e pressão existe 0,5 mol/l de N 2 O 4 com 2 mols/lde NO 2, de acordo com a equação a seguir: N 2 O 4 (g) NO 2 (g) Sendo assim, a constante de equilíbrio deve ser: Kc = (2) 2 /0,5 Kc = 8

13 Ex. 2 A reação de íons ferro III com íons tiocianato pode ser representada pela equação: Fe +3 (aq) + SCN -1 (aq) FeSCN +2 (aq) Nesta reação a concentração dos íons varia segundo o gráfico abaixo sendo a curva I correspondente ao íon Fe +3 (aq). A partir de que instante podemos afirmar que o sistema entrou em equilíbrio? Explique. Calcule a constante de equilíbrio para a reação de formação do FeSCN +2 (aq).

14 Ex. 3 O pentacloreto de fósforo é um reagente muito importante em Química Orgânica. Ele é preparado em fase gasosa pela reação PCl 3(g) + Cl 2(g) PCl 5(g) Um frasco de 3 L contém as seguintes quantidades no equilíbrio, a 200 ºC: 0,120 mol de PCl 5 ; 0,600 mol de PCl 3 ; e 0,0120 mol de Cl 2. Calcule o valor da constante de equilíbrio, a essa temperatura.

15 Ex. 4 Qual deve ser o valor da constante de equilíbrio para o HCN com concentração de 0,10 mol/l, sabendo que este ácido encontra-se dissociado a 0,006%. Ka =Kc (ácidos) Para sais insolúveis Kc = Ks ou Kps.

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