Equilíbrio parte1

EQUILÍBRIO QUÍMICO

SQM 0405 – Química Geral e Experimental: Teórica e Prática

Engenharia Elétrica e Engenharia de Computação

quimicageralemais.blogspot.com.br

Principais tópicos

• Noções de equilíbrio químico

• Constante de equilíbrio

• Equilíbrio iônico em solução aquosa

• Equilíbrio ácido-base

• Solução tampão

Referencial Bibliográfico

• Mahan, Bruce M. Química: um curso universitário. Bruce M. Mahan, Rollie J. Myers; coordenador Henrique Eisi Toma; tradução de Koiti Araki, Denise de Oliveira Silva, Flávio Massao Matsumoto. São Paulo: Edgard Blücher, 2003.

• Atkins, Peter. Princípios de química: questionando a vida moderna e o meio ambiente. Peter Atkins, Loretta Jones; tradução Ricardo Bicca de Alencastro. Porto Alegre: Bookman, 2006.

Equilíbrio Químico: é importante?

• Rendimento dos produtos em processos industriais

• Síntese da amônia

• Importância biológica

Fritz Haber (1868-1934)


Fritz Haber (1868-1934)

Esquema do aparelho de Haber e Le Roussignol para a síntese da amônia a 200 atm a partir de nitrogênio e hidrogênio na proporção de 1:3,

respectivamente


• Transporte de oxigênio: processo biológico homeostático

𝑯𝒃 𝒂𝒒 + 𝑶𝟐 𝒂𝒒 ⇌ 𝑯𝒃𝑶𝟐 (𝒂𝒒)

Homeostase: manutenção das condições internas constantes

Estado de equilíbrio

• REAGENTES e PRODUTOS – coexistirão em equilíbrio em determinadas condições de concentração e temperatura

CaCO3 (s) → CaO (s) + CO2 (g)

CaO (s) + CO2 (g) → CaCO3 (s)

CaCO3 (s) ⇌ CaO (s) + CO2 (g)

Estado de equilíbrio

ESTADO DE EQUILÍBRIO: As velocidades da reação de decomposição e da reação inversa tornam-se iguais, e a pressão do dióxido de carbono permanece constante!


Reversibilidade das Reações 2 NH3 (g) → N2 (g) + 3 H2 (g)

N2 (g) + 3 H2 (g) ⇌ 2 NH3 (g)

As reações químicas atingem um estado de equilíbrio dinâmico no qual a velocidade das reações direta e inversa são iguais e

não há mudança de composição.

N2 (g) + 3 H2 (g) → 2 NH3 (g)

Quociente de reação Q

H2 (g) + I2 (g) ⇌ 2HI (g) 𝑄 = 𝑃𝐻𝐼2

𝑃𝐻2𝑃𝐼2

• Q assume qualquer valor dependendo da mistura de HI, H2 e I2. • Quando o equilíbrio é atingido, existirá um único valor de Q –

dependente da temperatura

Constante de equilíbrio

aA + bB ⇌ cC + dD

𝐾 = 𝐶 𝑐 𝐷 𝑑

𝐴 𝑎 𝐵 𝑏

DEPENDENTE DA TEMPERATURA

• Concentração molar se a espécie for um soluto dissolvido.

• Pressão parcial se a espécie for um gás.

• Válida para substâncias que sejam gases ideais ou solutos que obedecem à teoria das soluções ideais.

PRODUTOS


aA + bB ⇌ cC + dD


𝐴 𝑎 𝐵 𝑏

DEPENDENTE DA TEMPERATURA

• Concentração molar se a espécie for um soluto dissolvido.

• Pressão parcial se a espécie for um gás.

• Válida para substâncias que sejam gases ideais ou solutos que obedecem à teoria das soluções ideais.

REAGENTES


aA + bB ⇌ cC + dD


𝐴 𝑎 𝐵 𝑏

Não aparecem na expressão da constante

de equilíbrio:

• Líquido puro • Sólido puro

• Solvente presente em excesso



𝐾 = 𝐶𝑎𝑂 𝐶𝑂2𝐶𝑎𝐶𝑂3

𝐶𝑂2 = [𝐶𝑎𝐶𝑂3]

[𝐶𝑎𝑂]𝐾′ ≡ 𝐾

𝐶𝑂2 = 𝐾

Constante de equilíbrio Cu2+ (aq) + Zn (s) ⇌ Cu (s) + Zn2+ (aq)

𝐾 = 𝐶𝑢 𝑍𝑛2+

𝐶𝑢2+ [𝑍𝑛]

[𝑍𝑛2+]

[𝐶𝑢2+]=

[𝐶𝑢]

[𝑍𝑛]𝐾′ ≡ 𝐾

[𝑍𝑛2+]

[𝐶𝑢2+]= 𝐾


2H2 (g) + O2 (g) ⇌ 2H2O (g)

H2 (g) + 𝟏

𝟐O2 (g) ⇌ H2O (g)

𝐾1 = [𝐻2𝑂]

2

[𝐻2]2[𝑂2]

𝐾2 = [𝐻2𝑂]

[𝐻2][𝑂2]1 2

𝐾2 = 𝐾11 2


2NO (g) + O2 (g) ⇌ 2NO2 (g)

2NO2 (g) ⇌ 2NO (g) + O2 (g)

𝐾1 = [𝑁𝑂2]

2

[𝑁𝑂]2[𝑂2]

𝐾2 = [𝑁𝑂]2[𝑂2]

[𝑁𝑂2]2

𝐾2 = 1

𝐾1


2NO (g) + O2 (g) ⇌ 2NO2 (g)

2NO2 (g) ⇌ N2O4 (g)

𝐾1 = [𝑁𝑂2]

2

[𝑁𝑂]2[𝑂2]

𝐾2 = [𝑁2𝑂4]

[𝑁𝑂2]2

𝐾3 = 𝐾1𝐾2

2NO (g) + O2 (g) ⇌ N2O4 (g)

𝐾3 = [𝑁2𝑂4]

[𝑁𝑂]2[𝑂2]=

[𝑁𝑂2]2

[𝑁𝑂]2[𝑂2] [𝑁2𝑂4]

[𝑁𝑂2]2


aA + bB ⇌ cC + dD 𝑄 = 𝐶 𝑐 𝐷 𝑑

𝐴 𝑎 𝐵 𝑏

O sistema estará em equilíbrio



𝐴 𝑎 𝐵 𝑏

Reagentes em excesso em relação ao equilíbrio – Reação prosseguirá até o equilíbrio da esquerda para a direita



𝐴 𝑎 𝐵 𝑏

Produtos em excesso em relação ao equilíbrio – Reação prosseguirá até o equilíbrio da direita para a esquerda

Princípio de Le Chatelier

“Quando uma perturbação exterior é aplicada a um sistema em equilíbrio dinâmico, ele tende a se ajustar no sentido de minimizar o efeito da perturbação.”

Efeito da concentração sobre o equilíbrio

I2 (s) ⇌ I2 (em solução) 𝑄 = 𝐼2 = 𝐾

Adicionando solvente...



Após adição do solvente:

𝑄 = 𝐼2 < 𝐾

I2 (s) ⟶ I2 (em solução)

Para atingir o equilíbrio novamente:



Adicionando I2 (s)...


BaSO4 (s) ⇌ Ba2+ (aq) + SO42- (aq)

Qual será o efeito da adição de uma pequena quantidade de uma solução concentrada de

Na2SO4?

Efeito da pressão sobre o equilíbrio

A compressão de uma mistura de reação em equilíbrio tende a deslocar a reação na direção que reduz o número de moléculas em fase gás. O aumento da pressão pela introdução de um

gás inerte não afeta a composição em equilíbrio.


I2 (g) ⇌ 2I (g) 1 mol de moléculas do

reagente na fase gás produz 2 mols de produto na fase gás!

COMPRESSÃO – a composição de equilíbrio tende a se deslocar na direção do reagente, I2 – reduz ao mínimo o efeito

do aumento da pressão

EXPANSÃO – a composição de equilíbrio tende a se deslocar na direção do produto, I – reduz ao mínimo o efeito da

diminuição da pressão


2NO2 (g) ⇌ N2O4 (g) 𝐾 =

𝑃𝑁2𝑂4(𝑃𝑁𝑂2)

2

𝑃𝑁𝑂2 = 𝑛𝑁𝑂2𝑅𝑇

𝑉 𝑃𝑁2𝑂4 =

𝑛𝑁2𝑂4𝑅𝑇

𝑉

𝐾 = 𝑛𝑁2𝑂4𝑅𝑇 𝑉

(𝑛𝑁𝑂2𝑅𝑇 𝑉 )2=

𝑛𝑁2𝑂4(𝑛𝑁𝑂2)

2 𝑥

𝑉

𝑅𝑇


2NO2 (g) ⇌ N2O4 (g)

𝐾 = 𝑛𝑁2𝑂4𝑅𝑇 𝑉

(𝑛𝑁𝑂2𝑅𝑇 𝑉 )2=

𝑛𝑁2𝑂4(𝑛𝑁𝑂2)

2 𝑥

𝑉

𝑅𝑇

V 𝐧𝐍𝟐𝐎𝟒

(𝐧𝐍𝐎𝟐)𝟐

Para K constante – aumento de pressão:

𝐧𝐍𝟐𝐎𝟒 𝐧𝐍𝐎𝟐

Efeito da temperatura sobre o equilíbrio

O aumento da temperatura de uma reação exotérmica favorece a formação de reagentes.

O aumento da temperatura de uma reação endotérmica favorece a formação de

produtos.


O aumento da temperatura de uma mistura de reação desloca o equilíbrio na direção endotérmica.

2SO2 (g) + O2 (g) ⇌ 2SO3 (g)

𝚫𝐇𝐫𝟎 = −𝟏𝟗𝟕, 𝟕𝟖 𝐤𝐉 𝐦𝐨𝐥−𝟏

O aumento da temperatura da mistura no equilíbrio favorece a decomposição de SO3 em SO2 e O2!!!


Qual será o efeito do aumento de temperatura?

N2 (g) + O2 (g) ⇌ 2NO (g)

𝚫𝐇𝐫𝟎 = 𝟏𝟖𝟏 𝐤𝐉 𝐦𝐨𝐥−𝟏

Galo do tempo

[𝑪𝒐𝑪𝒍𝟒]𝟐−

(𝒂𝒒)+ 𝟔𝑯𝟐𝑶 (𝒍) ⇌ [𝑪𝒐(𝑯𝟐𝑶)𝟔]

𝟐+(𝒂𝒒)

+ 𝟒𝑪𝒍−(𝒂𝒒)

AZUL ROSA

Catalisador

• Não afeta a composição de equilíbrio de uma mistura de reação.

• Fornece um caminho mais rápido para o mesmo destino. • Aumenta igualmente a velocidade em ambos os sentidos da

reação. Logo, o equilíbrio dinâmico não é afetado.

Substância que aumenta a velocidade de uma reação química sem ser consumido

durante a reação.

Trabalhando na indústria...

N2 (g) + 3H2 (g) ⇌ 2NH3 (g)

𝚫𝐇 < 𝟎

OBJETIVO: aumentar a produção de amônia!!!

O QUE FAZER????

Como montar e usar uma tabela de equilíbrio 1) Em um recipiente de 500 mL foram adicionados 3,12 g de PCl5. A amostra atingiu o equilíbrio com os produtos de decomposição PCl3 e Cl2 em 250°C, em que K = 78,3. Nessa temperatura, as três substâncias são gases. Determinar a composição da mistura no equilíbrio.

𝑷𝑪𝒍𝟓 𝒈 ⇌ 𝑷𝑪𝒍𝟑 𝒈 + 𝑪𝒍𝟐 𝒈

𝑷𝑷𝑪𝒍𝟓 = 𝒏𝑷𝑪𝒍𝟓𝑹𝑻

𝑽 =

𝟑, 𝟏𝟐 𝒈

𝟐𝟎𝟖, 𝟐𝟒 𝒈 𝒎𝒐𝒍−𝟏 𝒙

𝟖, 𝟑𝟏𝟒𝟓 𝑱 𝑲−𝟏 𝒎𝒐𝒍−𝟏 . (𝟓𝟐𝟑 𝑲)

𝟓, 𝟎𝟎 𝒙 𝟏𝟎−𝟒 𝒎𝟑 =

= 𝟏, 𝟑𝟎 𝒙 𝟏𝟎𝟓 𝑷𝒂 = 𝟏, 𝟑𝟎 𝒃𝒂𝒓

Como montar e usar uma tabela de equilíbrio

𝑷𝑪𝒍𝟓 𝒈 ⇌ 𝑷𝑪𝒍𝟑 𝒈 + 𝑪𝒍𝟐 𝒈 𝑷𝑷𝑪𝒍𝟓(𝒊𝒏𝒊𝒄𝒊𝒂𝒍) = 𝟏, 𝟑𝟎 𝒃𝒂𝒓

𝑷𝑪𝒍𝟓 𝑷𝑪𝒍𝟑 𝑪𝒍𝟐

Etapa 1 – Pressão parcial inicial 1,30 0 0

Etapa 2 – Mudança na pressão parcial -x +x +x

Etapa 3 – Pressão parcial final 1,30 - x x x

𝐾 = 𝑃𝑃𝐶𝑙3𝑃𝐶𝑙2𝑃𝑃𝐶𝑙5

= 𝑥 . 𝑥

1,30 − 𝑥=

𝑥2

1,30 − 𝑥= 78,3 𝒙 = −𝟕𝟗, 𝟔 𝐨𝐮 𝟏, 𝟐𝟖

𝑷𝑷𝑪𝒍𝟓 = 𝟏, 𝟑𝟎 − 𝒙 = 𝟏, 𝟑𝟎 − 𝟏, 𝟐𝟖 = 𝟎, 𝟎𝟐 𝒃𝒂𝒓

𝑷𝑷𝑪𝒍𝟑 = 𝒙 = 𝟏, 𝟐𝟖 𝒃𝒂𝒓

𝑷𝑪𝒍𝟐 = 𝒙 = 𝟏, 𝟐𝟖 𝒃𝒂𝒓


2) Suponha que a mistura em equilíbrio mostrada anteriormente seja perturbada pela adição de 0,0100 mol de Cl2 (g) ao balão (de volume 500 mL) e que o sistema atinja novamente o equilíbrio. Calcular a nova composição de equilíbrio.

𝑷𝑪𝒍𝟓 𝒈 ⇌ 𝑷𝑪𝒍𝟑 𝒈 + 𝑪𝒍𝟐 𝒈


3) Sob certas condições, nitrogênio e oxigênio reagem para formar óxido de dinitrogênio, N2O. Imagine que uma mistura de 0,482 mol N2 e 0,933 mol O2 é colocada em um balão de reação de volume 10,0 L e que se forme N2O em 800 K, temperatura em que K = 3,2 x 10-28. Calcule as pressões parciais dos gases na mistura em equilíbrio.

𝟐𝑵𝟐 𝒈 + 𝑶𝟐 𝒈 ⇌ 𝟐𝑵𝟐𝑶 𝒈

Equilíbrio iônico em solução aquosa

Sais pouco solúveis

Ácidos e bases Equilíbrio ácido-base Ka, Kb e Kw

pH e pOH Solução Tampão


AgCl (s) ⇌ Ag+ (aq) + Cl- (aq)

𝐾 = 𝐴𝑔+ 𝐶𝑙−

[𝐴𝑔𝐶𝑙(𝑠)] 𝐾𝑝𝑠 = 𝐴𝑔+ 𝐶𝑙−

PRODUTO DE SOLUBILIDADE



𝐴𝑔+ 𝐶𝑙− = 𝐾𝑝𝑠 = 1,8 𝑥 10−10

Qual a solubilidade do AgCl em

água?

𝐴𝑔+ 𝐶𝑙− = [𝐴𝑔+]2 = 1,8 𝑥 10−10

[𝐴𝑔+] = 1,3 𝑥 10−5 𝑀

𝑆𝑜𝑙𝑢𝑏𝑖𝑙𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒 𝑑𝑜 𝐴𝑔𝐶𝑙 = 1,3 𝑥 10−5 𝑀


CaF2 (s) ⇌ Ca2+ (aq) + 2F- (aq)

𝐾𝑝𝑠 = 3,9 𝑥 10−11

𝑆𝑜𝑙𝑢𝑏𝑖𝑙𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒 𝑑𝑜 𝐶𝑎𝐹2 = ? ? ?

Solubilidade na presença de íon comum

Qual a solubilidade do AgCl em uma solução 𝟏, 𝟎 𝒙 𝟏𝟎−𝟐 𝑴 de AgNO3?

𝐾𝑝𝑠 = 𝐴𝑔+ 𝐶𝑙−

𝐴𝑔+ = 𝐴𝑔+𝑑𝑜 𝐴𝑔𝑁𝑂3

+ 𝐴𝑔+𝑑𝑜 𝐴𝑔𝐶𝑙

1,0 𝑥 10−2 𝑀

< 1,3 𝑥 10−5 𝑀


𝐴𝑔+ = 𝐴𝑔+𝑑𝑜 𝐴𝑔𝑁𝑂3

+ 𝐴𝑔+𝑑𝑜 𝐴𝑔𝐶𝑙

1,0 𝑥 10−2 𝑀

< 1,3 𝑥 10−5 𝑀

𝐴𝑔+ ≅ 1,0 𝑥 10−2 𝑀

𝐶𝑙− = 𝐾𝑝𝑠

𝐴𝑔+ ≅

1,8 𝑥 10−10

1,0 𝑥 10−2= 1,8 𝑥 10−8 𝑀


𝐶𝑙− = 1,8 𝑥 10−8 𝑀


A solubilidade do AgCl em uma solução 1,0 x 10-2 M de AgNO3 é 1,8 x 10-8 M!!!


Qual a solubilidade do CaF2 em uma solução 𝟏, 𝟎 𝒙 𝟏𝟎−𝟐 𝑴 de Ca(NO3)2?

Predição da Precipitação

Ocorrerá precipitação quando:

𝑸𝒑𝒔 ≥ 𝑲𝒑𝒔

Haverá formação de precipitado de PbI2 quando volumes iguais de soluções 0,2 M de nitrato de chumbo (II) e iodeto de potássio são misturadas?

Pb(NO3)2 (aq) + 2KI (aq) → 2KNO3 (aq) + PbI2 (s)

Pb2+ (aq) + 2I- (aq)→ PbI2 (s)

PbI2 (s) ⇌ Pb2+ (aq) + 2I- (aq) 𝐾𝑝𝑠 = 𝑃𝑏2+ 𝐼− 2 = 1,4 𝑥 10−8


PbI2 (s) ⇌ Pb2+ (aq) + 2I- (aq) 𝐾𝑝𝑠 = 𝑃𝑏2+ 𝐼− 2 = 1,4 𝑥 10−8

• Volumes iguais de soluções 0,2 M de nitrato de chumbo (II) e iodeto de potássio são misturadas.

• O volume final será duas vezes maior, logo as novas molaridades serão: 0,1 M em Pb2+ (aq) e 0,1 M em I- (aq):

𝑄𝑝𝑠 = 𝑃𝑏2+ 𝐼− 2 = 0,1 𝑥(0,1)2= 1 𝑥 10−3

𝑄𝑝𝑠 > 𝐾𝑝𝑠 Haverá precipitação!


𝑄𝑝𝑠 < 𝐾𝑝𝑠 Sal dissolve

𝑄𝑝𝑠 = 𝐾𝑝𝑠 Equilíbrio

𝑄𝑝𝑠 > 𝐾𝑝𝑠 Sal precipita

Precipitação Seletiva

Uma amostra de água de mar contém, entre outros solutos, as seguintes concentrações de cátions solúveis: 0,050 M de Mg2+ (aq) e 0,010 M de Ca2+ (aq) . Determine a ordem com que cada íon precipita com a adição progressiva de NaOH sólido. Dê a concentração de OH- quando a precipitação de cada um deles começar e suponha que não há mudança de volume com a adição de NaOH.

Ca(OH)2 Mg(OH)2


Ca(OH)2

Ca(OH)2 (s) ⇌ Ca2+ (aq) + 2OH- (aq)

𝐾𝑝𝑠 = 𝐶𝑎2+ 𝑂𝐻− 2

5,5 𝑥 10−6 = 0,01 𝑥 ( 𝑂𝐻− 2)

𝑂𝐻− = 0,023


Mg(OH)2

Mg(OH)2 (s) ⇌ Mg2+ (aq) + 2OH- (aq)

𝐾𝑝𝑠 = 𝑀𝑔2+ 𝑂𝐻− 2

1,1 𝑥 10−11 = 0,05 𝑥 ( 𝑂𝐻− 2)

𝑂𝐻− = 1,5 𝑥 10−5


Mg(OH)2 𝑂𝐻− = 1,5 𝑥 10−5 𝑀

Ca(OH)2 𝑂𝐻− = 0,023 𝑀

Portanto, os hidróxidos precipitam na ordem Mg(OH)2, em 1,5 x 10-5 M OH-(aq) e Ca(OH)2, em 0,023 M OH-(aq).

Equilíbrio iônico em solução aquosa


Ácidos e bases Equilíbrio ácido-base Ka, Kb e Kw

pH e pOH Solução Tampão

PRÓXIMA AULA!!!

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