CURSINHO ETWB 2012 Componente Curricular: Química Professor: Ricardo Honda

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1 CURSINHO ETWB 2012 Componente Curricular: Química Professor: Ricardo Honda Data: Terça-feira, 11/09/2012 Tema da aula: Deslocamento de equilíbrios químicos (Princípios de Le Chatelier) Quando um sistema está em equilíbrio, a velocidade da reação direta é igual à velocidade da inversa, e as concentrações em mol/l de todos os participantes permanecem constantes. Se, sobre esse equilíbrio, não ocorrer a ação de nenhum agente externo, ele tende a permanecer nessa situação indefinidamente. Porém, se for exercida uma ação externa sobre esse equilíbrio, ele tende a reagir de maneira a minimizar os efeitos dessa ação. Princípios de Le Chatelier O Princípio de Le Chatelier, publicado em 1884, estabelece que: Princípio de Le Chatelier: Quando se aplica uma força em um sistema em equilíbrio, ele tende a se reajustar no sentido de diminuir os efeitos dessa força. Os fatores que podem afetar a condição de equilíbrio de um sistema são: concentração, pressão, temperatura. O Princípio de Le Chatelier é fácil de ser entendido quando se considera que a constante de equilíbrio depende somente da temperatura. A seguir vamos analisar a influência de cada um dos fatores que podem afetar o equilíbrio. Concentração Considere o seguinte equilíbrio: Ele servirá de exemplo para nosso estudo. Iremos analisar seu comportamento em três situações. 1ª situação adição de CO 2 (g) Quando adicionamos CO 2 (g) ao equilíbrio, imediatamente ocorre um aumento na concentração do composto, que irá acarretar aumento do número de choques entre o C (s) e o CO 2 (g). Isso favorece a formação de CO (g), ou seja, o equilíbrio se desloca para o lado direito. Observação: Outra maneira de entender o deslocamento desse equilíbrio seria por meio de uma análise da expressão do Kc. Ao introduzirmos CO 2 (g) no equilíbrio, estamos aumentando sua concentração ([CO 2 ]); como a constante Kc não varia, a concentração do CO também deverá aumentar ([CO]) para manter a igualdade matemática. Se tivéssemos adicionado C (s) ao equilíbrio, não haveria alteração, pois a concentração de um sólido é constante. 2ª situação adição de CO (g) Quando adicionamos CO (g) ao equilíbrio, imediatamente ocorre um aumento na concentração do composto, transformando-o parcialmente em CO 2 (g) e em C (s). Nesse caso, o equilíbrio se desloca para a esquerda. 3ª situação remoção de CO (g) Quando retiramos parte do CO (g) presente no equilíbrio, imediatamente ocorre uma diminuição na concentração do composto e, como consequência, a velocidade da reação inversa diminui. Logo, a velocidade da reação direta será maior, favorecendo a formação de CO (g), ou seja, o equilíbrio se desloca para a direita. Aula 46 Página 1

2 Pressão Quando aumentamos a pressão sobre um equilíbrio gasoso, à temperatura constante, ele se desloca no sentido da reação capaz de diminuir esse aumento da pressão e vice-versa. A fim de verificarmos os efeitos da variação de pressão em um equilíbrio, vamos considerar o equilíbrio seguinte, a uma temperatura constante: Se aumentamos a pressão, o equilíbrio se desloca para a direita, favorecendo a formação do SO 3 (g), porque nesse sentido há uma diminuição do número de mol de gás e, consequentemente, uma diminuição da pressão. Outra maneira, mais simples, de analisarmos o efeito produzido pela variação de pressão em um equilíbrio é associar o número de mol ao volume. Assim, nas mesmas condições, temos: 1 mol = 1 volume (1 V) 2 mol = 2 volumes (2 V) Logo: No exemplo dado, temos: Observações: 1. Para ser possível analisar a influência da variação da pressão sobre um equilíbrio, pelo menos um dos seus constituintes deve ser um gás. 2. Em equilíbrios do tipo: temos volumes iguais (2 V = 2 V), os quais não são afetados por variações de pressão. 3. Se adicionarmos a um sistema em equilíbrio um gás inerte, ou seja, um gás que não reage, ocorre um aumento da pressão total do sistema. No entanto, como não há variação da concentração nem das pressões parciais de cada gás componente do equilíbrio, a adição do gás inerte não desloca o equilíbrio. Temperatura A temperatura, além de provocar deslocamento do equilíbrio, é o único fator responsável por alterações na constante de equilíbrio (Kc). Num sistema em equilíbrio, sempre temos duas reações: a endotérmica, que absorve calor, e a exotérmica, que libera calor. Quando aumentamos a temperatura, favorecemos a reação que absorve calor. Por outro lado, quando há diminuição da temperatura, favorecemos a reação que libera calor. Observe o que ocorre com os dois equilíbrios dados como exemplos: aumento da temperatura desloca o equilíbrio no sentido da reação endotérmica (para a esquerda); diminuição da temperatura desloca o equilíbrio no sentido da reação exotérmica (para a direita). Se também desejamos relacionar a variação da temperatura com a constante de equilíbrio (Kc), devemos considerar que uma elevação da temperatura favorece a reação endotérmica. Então, [N 2 ] e [H 2 ] aumentam e [NH 3 ] diminui: Aula 46 Página 2

3 aumento da temperatura desloca o equilíbrio no sentido da reação endotérmica (para a direita); diminuição da temperatura desloca o equilíbrio no sentido da reação exotérmica (para a esquerda). Em relação à constante de equilíbrio (Kc), temos um aumento da temperatura, favorecendo a reação endotérmica. Então, [NO] aumenta e [N 2 ] e [O 2 ] diminuem: Efeito dos catalisadores sobre o equilíbrio Catalisadores são substâncias que aumentam a velocidade das reações químicas pela diminuição da energia de ativação. Numa situação de equilíbrio, a diminuição da energia de ativação, produzida pelo catalisador, tem o mesmo valor para a reação direta e para a inversa. Como o aumento de velocidade da reação produzido pelo catalisador é o mesmo, tanto para a reação direta como para a inversa, ele não altera o equilíbrio. Catalisadores não deslocam equilíbrio. Se o catalisador aumenta a velocidade das reações direta e inversa, o único efeito que ele provoca num equilíbrio é a diminuição do tempo necessário para que esse equilíbrio seja atingido. EXERCÍCIOS DE CLASSE 1. (FUVEST) Em determinado processo industrial, ocorre uma transformação química, que pode ser representada pela equação genérica x A(g) + y B(g) z C(g) em que x, y e z são, respectivamente, os coeficientes estequiométricos das substâncias A, B e C. O gráfico representa a porcentagem, em mols, de C na mistura, sob várias condições de pressão e temperatura. Com base nesses dados, pode-se afirmar que essa reação é a) exotérmica, sendo x + y = z d) endotérmica, sendo x + y = z b) endotérmica, sendo x + y < z e) endotérmica, sendo x + y > z c) exotérmica, sendo x + y > z 2. (FGV 2010) A reação da amônia com a água é representada na equação: NH 3 (aq) + H 2 O (l) NH 4 + (aq) + OH (aq) A constante de equilíbrio a 5 ºC é 1,45 x 10 5 e a 25 ºC é 1,8 x Considere as seguintes afirmações sobre o sistema em equilíbrio: I. a reação química é classificada como reação exotérmica; II. o aumento da temperatura resulta em um aumento da concentração de íons hidroxila; III. a adição de íons amônio resulta numa redução do ph do sistema. São corretas as afirmações a) I, II e III. b) I e II, apenas. c) I e III, apenas. d) II e III, apenas. e) III, apenas. Aula 46 Página 3

4 3. (FUVEST) Galinhas não transpiram e, no verão, a frequência de sua respiração aumenta para resfriar seu corpo. A maior eliminação de gás carbônico, através da respiração, faz com que as cascas de seus ovos, constituídas principalmente de carbonato de cálcio, se tornem mais finas. Para entender tal fenômeno, considere os seguintes equilíbrios químicos: Ca (aq) + CO 3 (aq) CaCO 3 (s) HCO - 3 (aq) + H 2 O (l) H 2 CO 3 (aq) + OH - (aq) CO 2-3 (aq) + H 2 O (l) HCO - 3 (aq) + OH - (aq) H 2 CO 3 (aq) CO 2 (g) + H 2 O (l) Para que as cascas dos ovos das galinhas não diminuam de espessura no verão, as galinhas devem ser alimentadas a) com água que contenha sal de cozinha. d) com água que contenha vinagre. b) com ração de baixo teor de cálcio. e) em atmosfera que contenha apenas gás carbônico. c) com água enriquecida de gás carbônico. 4. (MACKENZIE 2010/2) O processo de Haber-Bosch para obtenção de amônia recebeu esse nome devido aos seus criadores: Fritz Haber ( ) e William Carl Bosch ( ). Foi usado pela primeira vez, em escala industrial, na Alemanha, durante a Primeira Guerra Mundial, com o objetivo de obtenção de matéria-prima para produção de explosivos, associado ao processo Ostwald. A equação termoquímica do processo Haber-Bosch é abaixo apresentada. Com o intuito de favorecer a produção de amônia, foram feitas, no sistema, as intervenções de I a V. I. Aumento da pressão total do sistema. IV. Aumento da concentração do gás nitrogênio. II. Aumento da pressão parcial do gás amônia. V. Utilização de um catalisador de ferro metálico. III. Diminuição da concentração do gás hidrogênio. São eficientes, para esse propósito, apenas as intervenções a) I e IV. b) II e IV. c) III e V. d) I e II. e) III e IV. EXERCÍCIOS COMPLEMENTARES 1. (FUVEST) No sistema em equilíbrio 2 NO (g) + O 2 (g) 2 NO 2 (g) H = - 27 kcal a quantidade de NO 2 aumenta com a: a) adição de um catalisador. d) diminuição da pressão. b) diminuição da concentração de O 2. e) introdução de um gás inerte. c) diminuição da temperatura. 2. (ENEM 2009) Sabões são sais de ácidos carboxílicos de cadeia longa utilizados com a finalidade de facilitar, durante processos de lavagem, a remoção de substâncias de baixa solubilidade em água, por exemplo, óleos e gorduras. A figura a seguir representa a estrutura de uma molécula de sabão. Em solução, os ânions do sabão podem hidrolisar a água e, desse modo, formar o ácido carboxílico correspondente. Por exemplo, para o estearato de sódio, é estabelecido o seguinte equilíbrio: CH 3 (CH 2 ) 16 COO + H 2 O CH 3 (CH 2 ) 16 COOH + OH Uma vez que o ácido carboxílico formado é pouco solúvel em água e menos eficiente na remoção de gorduras, o ph do meio deve ser controlado de maneira a evitar que o equilíbrio acima seja deslocado para a direita. Com base nas informações do texto, é correto concluir que os sabões atuam de maneira a) mais eficiente em ph básico. d) eficiente em qualquer faixa de ph. b) mais eficiente em ph ácido. e) mais eficiente em ph ácido ou neutro. c) mais eficiente em ph neutro. 3. (FUVEST) Em solução aquosa, íons cromato (CrO 4 2- ), de cor amarela, coexistem em equilíbrio com íons dicromato (Cr 2 O 7 2- ), de cor alaranjada, segundo a reação: 2 CrO H + Cr 2 O H 2 O A coloração alaranjada torna-se mais intensa quando se: a) adiciona OH -. d) acrescenta mais água. b) diminui o ph. e) acrescenta um catalisador. c) aumenta a pressão. Aula 46 Página 4

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