Universidade Federal do ABC. Disciplina: Transformações Químicas. Equilíbrio Químico. Hueder Paulo M. de Oliveira. Santo André - SP 2018.

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1 Universidade Federal do ABC Disciplina: Transformações Químicas Equilíbrio Químico Hueder Paulo M. de Oliveira Santo André - SP

2 EQUILÍBRIO QUÍMICO Transformação Química: É o processo de mudança ou conversão de uma ou mais substâncias em outras, G (T,P) 0 e baixa energia de ativação, velocidades apreciáveis. Quando uma reação química atinge o equilíbrio? V D = V R. Equilíbrio dinâmico, concentrações não variam com o tempo, G (T,P) = 0 A + B C + D Reação Direta A + B C + D Reação Inversa 1

3 Para uma Reação Global temos que: aa + bb V1 V2 cc + dd V1 = V2 K1. [A].[B] = K2. [C].[D] K1 K2 = [C].[D] [A].[B] K1 = Kc (Constante de Equilíbrio) K2 2

4 Constante de Equilíbrio (Kc) = Multiplicação das concentrações dos produtos dividido pela concentração dos reagentes, elevado nos seus respectivos coeficientes estequiométricos. aa + bb V1 V2 cc + dd Kc = [C] c [D] d [A] a [B] b Quando a Constante de Equilíbrio (Kc) for elevada, o equilíbrio químico estará deslocada para os produtos. Quando a Constante de Equilíbrio (Kc) for baixa, o equilíbrio químico estará deslocada para os reagentes. 3

5 Princípio de Le Châtelier Quando uma perturbação exterior é aplicada a um sistema em equilíbrio, o sistema tende a se ajustar para alcançar um novo equilíbrio. * Influência da Adição e Remoção e Pressão no Equilíbrio Químico: H 2(g) + Cl 2(g) 2HCl (g) Kc = [HCl] 2 [H 2 ].[Cl 2 ] - H 2 O (g) + CH 4(g) CO (g) + 3H 2(g) 4

6 * Influência da Temperatura no Equilíbrio Químico: N 2(g) + 3H 2(g) 2NH 3(g) ΔH = - 92,2 kj A reação de formação da amônia, a partir de seus elementos, é uma reação exotérmica. As reações exotérmicas são aquelas que liberam calor. O valor do ΔH é negativo. As reações endotérmicas são aquelas que absorvem calor. O valor do ΔH é positivo. Para reação acima, que é uma reação exotérmica, ou seja, libera calor, com o aumento da temperatura a reação desloca o equilíbrio para o sentido dos reagentes; Para as reação exotérmica, com a diminuição da temperatura, o equilíbrio da reação se desloca para o sentido de formação dos produtos; 5

7 Equilíbrios heterogêneos As pressões parciais dos gases são substituídas na expressão da constante de equilíbrio. As concentrações molares das espécies dissolvidas são substituídas na expressão da constante de equilíbrio. Os sólidos puros, os líquidos puros e os solventes não são incluídos na expressão da constante de equilíbrio. 6

8 Determinação do sentido para atingir o equilíbrio Quociente da reação (Q) : Resultado obtido pela substituição das pressões parciais ou concentrações dos produtos e reagentes na expressão da K eq. Q > K eq Q < K eq (. dir. esq ) Equilíbrio com mais reagentes (. esq. dir ) Equilíbrio com mais produtos Q = K eq Sistema em equilíbrio. 7

9 Influência dos Catalisadores Aumenta a velocidade para o equilíbrio ser atingido, mas NÃO a composição da mistura no equilíbrio. 8

10 Equilíbrio Químico no Cotidiano Óculos Fotocromáticos: AgCl + energia Ag + Cl AgCl = aparência clara. Ag = aparência escura. Cerveja Supercongelamento 9

11 Processo Haber: Síntese de NH 3 N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g) Condições ótimas: - pressão elevada; - Temperatura baixa. Na indústria : Temperatura + catalisador: velocidade da produção (cinética). 10

12 Energia de Gibbs e Equilíbrio Químico Quando não estamos sob condições padrão, devemos usar G em vez de Gº para prever a direção da reação. A relação entre G e Gº é: Em que: G = Gº + RT ln Q R constante dos gases ideais ( 8,314 J/K. mol) T temperatura absoluta a que ocorre a reação Q quociente reacional No equilíbrio, G = 0 e Q = K 0 = Gº + RT ln K G = - RT ln K 11

13 Energia de Gibbs e Equilíbrio Químico K ln K Gº Comentários > 1 Positivo Negativo A reação é espontânea. Os produtos são favorecidos em relação aos reagentes. = Os produtos e os reagentes são igualmente favorecidos. < 1 Negativo Positivo A reação não é espontânea. Os reagentes são favorecidos em relação aos produtos. 12

14 Algumas Dicas O sistema de funcionamento dos indicadores é o seguinte: geralmente eles são um ácido fraco ou uma base fraca que entra em equilíbrio com a sua base ou ácido conjugado, respectivamente, que apresenta coloração diferente. Veja um exemplo: Indicador ácido + H 2 O H 3 O + + Base conjugada (cor A) (cor B) Quando esse indicador genérico entra em contato com um meio ácido, segundo o Princípio de Le Chatelier, o equilíbrio é deslocado no sentido de formação do ácido fraco, ficando com a cor A. Por outro lado, se o indicador entrar em contato com um meio básico, os íons OH - da solução básica irão reagir com os íons H 3 O + do indicador. Desse modo, o equilíbrio será deslocado no sentido de repor os íons H 3 O +, ou seja, para a direita, que é também o sentido de formação da base conjugada, e o sistema adquire a cor B. Para que a mudança de cor possa ser vista a olho nu, deve haver uma alteração de duas unidades no valor do ph. Existem vários indicadores artificiais usados em laboratório, sendo que os três mais usados são a fenolftaleína, o papel de tornassol e os indicadores universais. Fenolftaleína: é um indicador líquido que fica incolor em meio ácido e rosa intenso em meio básico:

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