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Letícia Cortês Valgueiro
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1 FCAV/ UNESP Jaboticabal Disciplina: Química Geral Assunto: Equilíbrio Químico Docente: Prof a. Dr a. Luciana M. Saran 1

2 1. Introdução Existem dois tipos de reações: a) aquelas em que, após determinado tempo, pelo menos um dos reagentes foi totalmente consumido; Ex.: Zn(s) + 2HCl(aq) ZnCl 2 (aq) + H 2 (g) EQ. 1 b) aquelas que, após determinado tempo, apresentam quantidades de reagentes que não variam mais; Ex.: H 2 (g) + I 2 (g) 2HI(g) EQ. 2 2

3 No caso da reação 2, após determinado tempo, atingi-se o Equilíbrio Químico, isto é: as quantidades de reagentes deixam de diminuir, permanecendo constantes; as quantidades de produtos deixam de aumentar, também permanecendo constantes. 3

4 2. A Constante de Equilíbrio As quantidades de reagentes e produtos existentes no equilíbrio, a uma dada temperatura, se relacionam através de uma grandeza denominada constante de equilíbrio, K. Para a equação genérica a seguir: aa + bb cc + dd K [C] [A] c a [D] [B] d b 4

5 Para a reação a seguir, a 460 o C: H 2 (g) + I 2 (g) 2HI(g) Inicialmente: 1,00 mol 1,00 mol No equilíbrio: 0,22 mol 0,22 mol 1,56 mols Supondo-se que o recipiente reacional tem um V = 10,0 L, as concentrações de equilíbrio são: [HI]eq = 0,156 mol/l [H 2 ]eq = [I 2 ]eq = 0,022 mol/l 5

6 Para a reação de obtenção do HI a partir da reação do I 2 com H 2, a expressão da constante de equilíbrio é: 2 [HI] K = [I ][H 2 2 ] A 460 o C o valor de K para tal reação pode ser calculado: K = 2 (0,156mol / L) (0,022mol / L)(0,022mol / L) = 50,3 6

7 Cada reação possui uma constante de equilíbrio característica, cujo valor depende da temperatura. O valor de K, depende dos coeficientes estequiométricos da equação química balanceada. Todo valor de constante de equilíbrio deve ser acompanhado da equação química a que se refere. Por exemplo, no caso da reação de obtenção do HI, K = 50,3, para a equação química balanceada escrita como: H 2 (g) + I 2 (g) 2HI(g) 7

8 Se a equação anterior for multiplicada por 2, isto é: 2H 2 (g) + 2I 2 (g) 4HI(g) K = (50,3) 2 = 2,53x10 3 Se a equação for dividida por 2, isto é: (1/2)H 2 (g) + (1/2)I 2 (g) HI(g) K = (50,3) 1/2 = 7,09 8

9 2.1. Expressões da Constante de Equilíbrio para Reações que Envolvem Sólidos e Água Na expressão da constante de equilíbrio não devem ser incluídas substâncias no estado sólido ou líquido. Exemplos: a) C(s) + O 2 (g) CO 2 (g) [CO 2] K = [O ] 2 b) NH 3 (aq) + H 2 O(l) NH 4+ (aq) + OH - (aq) K = + [NH4 ][OH [NH ] 3 ] 9

10 2.2. Expressões da Constante de Equilíbrio: K c e K p É bastante comum que na expressão da constante de equilíbrio se exprimam as concentrações em mol/l, e por isso o símbolo K recebe o índice c (de concentração) e torna-se K c. No caso de reações em fase gasosa, as expressões da constante de equilíbrio podem ser escritas em termos das pressões parciais dos reagentes e produtos. Quando se escrevem as expressões das constantes de equilíbrio em termos das pressões parciais, o símbolo K se transforma em K p. 10

11 Para a reação de formação de HI, H 2 (g) + I 2 (g) 2HI(g) tem-se: K p = p p 2 HI p H 2 I 2 p: pressão parcial 11

12 2.3. Significado da Constante de Equilíbrio O valor da constante de equilíbrio mostra se a reação é favorável aos produtos ou aos reagentes. Quanto maior o valor da constante de equilíbrio, maior o rendimento da reação. K > 1: A reação é favorável aos produtos; as concentrações dos produtos no equilíbrio são maiores do que as dos reagentes. K < 1: A reação é favorável aos reagentes; as concentrações dos reagentes no equilíbrio são maiores do que as dos produtos. 12

13 Exemplos: NO(g) + O 3 (g) NO 2 (g) + O 2 (g) A 25 o C, K [NO ][O C = = 6x10 [NO][O 3] ] (3/2)O 2 (g) O 3 (g) A 25 o C, [O ] KC = = 2,5x10 [O 3 3/ 2 2] 29 13

14 3. Perturbação do Equilíbrio Químico: Princípio de Le Chatelier Se uma perturbação externa for aplicada a um sistema em equilíbrio, o sistema reagirá de modo a reduzir ou contrabalançar o efeito da perturbação 14

15 Tabela 1: Efeito da adição de um reagente ou produto sobre o equilíbrio e sobre o valor de K. Perturbação Alteração quando o Sistema Reacional Retorna ao Equilíbrio Efeito sobre o Equilíbrio Efeito sobre K Adição de reagente Parte do reagente adicionado é consumida Deslocamento para a direita Não há alteração Adição de produto Parte do produto adicionado é consumido Deslocamento para a esquerda Não há alteração 15

16 Tabela 2: Efeito da modificação de temperatura sobre o equilíbrio e sobre K. Perturbação Alteração quando o Sistema Reacional Retorna ao Equilíbrio Efeito sobre o Equilíbrio Efeito sobre K Elevação de temperatura Há consumo de energia térmica Deslocamento no sentido endotérmico Há alteração Abaixamento de temperatura Há desprendimento de energia térmica Deslocamento no sentido exotérmico Há alteração 16

17 4. Equilíbrio de Autoionização da Água Água Pura: eletricidade. considerada, em geral, não condutora de Na realidade, já foi demonstrado por medidas precisas que a água apresenta uma condução pequena de eletricidade, que decorre da sua autoionização, isto é: H 2 O(l) + H 2 O(l) H 3 O + (aq) + OH - (aq) ou H 2 O(l) H + (aq) + OH - (aq) 17

18 4. Equilíbrio de Autoionização da Água A expressão que representa o equilíbrio de autoionização da água é a seguinte: K w = [H + ].[OH - ] ou K w = [H 3 O + ].[OH - ] K w : constante do produto iônico da água A 25ºC, o valor das concentrações dos íons é: [H 3 O + ] = [OH - ] = 1,0x10-7 mol/l e portanto, K w = (1,0x10-7 mol/l) x (1,0x10-7 mol/l) K w = 1,0x

19 A água pura é neutra, pois apresenta concentrações iguais de H 3 O + e OH -. Conforme já visto, a 25ºC, tais concentrações são iguais a 1,0x10-7 mol/l. A equação referente a ionização da água é importante porque se aplica não só à água pura, mas também a qualquer solução aquosa. Condições para que uma solução seja considerada ácida, neutra ou alcalina (básica): se [H 3 O + ] = [OH - ] a solução é neutra; se [H 3 O + ] > [OH - ] a solução é ácida; se [H 3 O + ] < [OH - ] a solução é alcalina ou básica. 19

20 EXERCÍCIO 1: O corpo humano contém aproximadamente 70% de água em massa. Na temperatura normal do corpo humano, 37 C, a concentração do íon H + em água pura é 1,54x10-7 mol/l. Qual o valor de K w nesta temperatura? Resp.: 2,37x

21 EXERCÍCIO 2: A 50 C o produto iônico da água, K w, é 5,5x Calcule [H 3 O + ] e [OH - ] numa solução neutra a 50 C? Resp.: 2,35x10-7 mol/l 21

22 EXERCÍCIO 3: explique como é afetado o equilíbrio de auto-ionização da água, pela adição de HCl. Considere a adição de 0,010 mol de HCl a 1L de água pura e calcule a concentração molar de OH - na solução resultante. 22

23 EXERCÍCIO 4: explique como é afetado o equilíbrio de auto-ionização da água, pela adição de NaOH. Considere a adição de 0,10 mol de NaOH a 1L de água pura e calcule a concentração molar de H 3 O + na solução resultante. 23

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