Equilíbrio Químico. Estágio da reação química em que não existe mais tendência a mudar a composição da mistura de uma reação

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Sofia Igrejas Peralta
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1 Equilíbrio Químico 1 Equilíbrio Químico Estágio da reação química em que não existe mais tendência a mudar a composição da mistura de uma reação Equilíbrio dinâmico: as reações direta e inversa ocorrem com a mesma velocidade A B

2 Equilíbrio Químico

3 Equilíbrio Químico N 2 O 4 (g) 2NO 2 (g) N 2 O 4 (g): castanho claro NO 2 (g): marrom escuro

4 Equilíbrio Químico a) Reações reversíveis Reação entre nitrogênio e oxigênio aquecido e sob pressão, na presença de ósmio: N 2 (g) + 3H 2 (g) 2NH 3 (g) Início: produção rápida de amônia Com o passar do tempo, essa produção parece parar a reação atingiu o equilíbrio Esse equilíbrio dinâmico resulta do aumento da velocidade da reação inversa à medida que mais amônia se forma 2NH 3 (g) N 2 (g) + 3H 2 (g) Logo: N 2 (g) + 3H 2 (g) 2NH 3 (g)

5 Equilíbrio Químico b) Lei da ação das massas: relação matemática que resume a composição de uma mistura de reação em equilíbrio Reação entre dióxido de enxofre e oxigênio Tabela: Dados de equilíbrio e a constante de equilíbrio da reação 2SO 2 (g) + O 2 (g) 2SO 3 (g) em 1000 K. ( PSO3 /P ) 2 O valor da quantidade K = (P SO2 /P ) 2 (P O2 /P ) é praticamente o mesmo, independentemente das composições iniciais P J é a pressão parcial do gás e P = 1 bar (pressão padrão) K é adimensional e depende da temperatura da reação

6 Equilíbrio Químico c) Constante de equilíbrio em termos das concentrações molares aa + bb + cc + dd + K c = [C/c ] c [D/c ] d [A/c ] a [B/c ] b [J] é a concentração molar da substância e c = 1 mol/l (molaridade padrão) Líquidos puros ou sólidos não aparecem em K CaCO 3 (s) CaO(s) + CO 2 (g) K = P CO2 /P

7 Equilíbrio Químico d) Íons Complexos Íon cloreto pode se combinar com mercúrio para formar vários complexos: [ HgCl + ] Hg 2+ + Cl HgCl + K 1 = [Hg 2+ ] [Cl = 5, ] HgCl + + Cl HgCl 2 [HgCl 2 ] K 2 = [HgCl + ] [Cl = 3, [ ] ] HgCl 2 + Cl HgCl3 HgCl3 K 3 = [HgCl 2 ] [Cl ] = 10 [ ] HgCl3 + Cl HgCl4 2 HgCl4 2 K 4 = [ ] = 9, 33 HgCl3 [Cl ]

8 Equilíbrio Químico Outras moléculas ou íons podem atuar como ligantes para formar complexos com metais como o mercúrio, por exemplo H +, OH, CO3 2, NH 3, F, CN, S 2 O3 2 e muitas outras espécies orgânicas e inorgânicas [ ] Ag (NH 3 ) + Ag + +2NH 3 Ag (NH 3 ) K = [Ag + 2 = 1, ] [NH 3 ]

9 Equilíbrio Químico Esse complexo prata-amônia pode ser destruído adicionando uma fonte de íons hidrogênio, em decorrência da formação de NH 4 +, um íon complexo mais estável: [ ] NH NH 3 + H + NH K = [NH 3 ] [H + 2 = 1, ]

10 Atividade 2 Atividade Em uma solução ideal diluída o soluto obedece à lei de Henry: s = k H P, com s a solubilidade, k H a constante de Henry e P a pressão de vapor do soluto Usando a notação P B para a pressão de vapor do soluto (B), podemos escrever essa lei como P B = k H x B Ou: x B = P B/k B

11 Atividade Para um soluto real, ou seja, em uma solução com desvio do comportamento de uma solução ideal diluída, a relação entre a pressão de vapor do soluto e constante de Henry é dada por a B = P B /k B, onde a B é a atividade do soluto. Como o soluto obedece à lei de Henry quando sua concentração tende à zero: x B 0 quando a B x B Coeficiente de atividade, γ a B = γ B x b e γ B 1 quando x B 0

12 Atividade Exemplo Com base nas informações abaixo, calcule a atividade e o coeficiente de atividade do triclorometano (clorofórmio, C) em propanona (acetona, A) em 25 C, considerando primeiramente como solvente, depois como soluto. x C 0 0,20 0,40 0,60 0,80 1 P C /kpa 0 4, ,9 26,7 36,4 P A /kpa 46,3 33,3 23,3 12,3 4,9 0 Use k C = 22, 0 kpa

13 Atividade a) Clorofórmio como solvente: Lei de Raoult a C = P C /P o C e γ C = a C /x C b) Clorofórmio como soluto: Lei de Henry a C = P C /k C e γ C = a C /x C c) De acordo com a tabela fornecida, P o C = 36, 4 kpa. Já k C vale 22,0 kpa: x C 0 0,20 0,40 0,60 0,80 1 P C /kpa 0 4, ,9 26,7 36,4 P A /kpa 46,3 33,3 23,3 12,3 4,9 0 d) Para x C = 0, 20 usando a lei de Raoult, a C = 4, 7/36, 4 = 0, 13 e γ C = 0, 13/0, 20 = 0, 65 e) Para x C = 0, 20 usando a lei de Henry, a C = 4, 7/22, 0 = 0, 21 e γ C = 0, 21/0, 20 = 1, 05

14 Atividade f) Usando a Lei de Raoult (clorofórmio como solvente) x C 0 0,20 0,40 0,60 0,80 1 P C /kpa 0 4, ,9 26,7 36,4 P A /kpa 46,3 33,3 23,3 12,3 4,9 0 a C 0 0,13 0,30 0,52 0,73 1 γ C 0,65 0,75 0,87 0,91 1 g) Usando a Lei de Henry (clorofórmio como soluto) x C 0 0,20 0,40 0,60 0,80 1 P C /kpa 0 4, ,9 26,7 36,4 P A /kpa 46,3 33,3 23,3 12,3 4,9 0 a C 0 0,21 0,50 0,86 1,21 1,65 γ C 1 1,05 1,25 1,43 1,51 1,65

15 Atividade Variação da atividade e do coeficiente de atividade para uma solução clorofórmio/acetona em função da composição de acordo com: a) Lei de Raoult: γc 1 quando xc 1 b) Lei de Henry: γc 1 quando xc 0

16 Atividade Em cálculos mais precisos, a atividade, ou concentração efetiva, deve ser empregada aa + bb + cc + dd + K = [a C] c [a D ] d [a A ] a [a B ] b Como as atividades são adimensionais, K tb é. Em termos das molalidades, a atividade é representada por a B = γ B b B b onde γ B 1 quando b B 0, e b = 1 mol/kg

17 Atividade De um modo geral: Para íons e moléculas em solução: a B = γ B b B Em soluções diluídas γ B 1 e a B b B Para o solvente em uma solução ou mistura de líquidos: a A = γ A x A Para água: a H2O = b H2O = 1, 0 Mas para a água do mar, que contêm muitos sais dissolvidos: γ 0, 98 Para sólidos ou líquidos puros em equilíbrio em uma solução aquosa: a = b = 1, 0 Para gases em equilíbrio com uma solução aquosa: a A = γ A P A, com P A a pressão parcial.

18 Equilíbrios Homogêneos e Heterogêneos 3 Equilíbrios Homogêneos e Heterogêneos Homogêneo: todos os reagentes e produtos estão na mesma fase H 2 O(l) H 2 O(g) Heterogêneo: sistemas com mais de uma fase Ca(OH) 2 (s) Ca 2+ (aq) + 2OH (aq) Ou: K = a Ca 2+ (a OH )2 a Ca(OH)2 = [ Ca 2+] [ OH ] 2 Ni(s) + 4CO(g) Ni(CO) 4 (g) K = a Ni(CO) 4 a Ni (a CO ) 4 = P Ni(CO) 4 (P CO ) 4

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