FCAV/ UNESP Jaboticabal - UNESP: Câmpus de Jaboticabal · As quantidades de reagentes e produtos ... No caso de reações em fase gasosa, as expressões da constante de equilíbrio

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FCAV/ UNESP Jaboticabal

Disciplina: Química Geral

Assunto: Equilíbrio Químico

Docente: Profa. Dra. Luciana M. Saran

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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) ZnCl2(aq) + H2(g) EQ. 1 b) aquelas que, após determinado tempo, apresentam

quantidades de reagentes que não variam mais; Ex.: H2(g) + I2(g) 2HI(g) EQ. 2

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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.

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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

ba

dc

]B[]A[

]D[]C[K

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Para a reação a seguir, a 460oC:

H2(g) + I2(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 [H2]eq = [I2]eq = 0,022 mol/L

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Para a reação de obtenção do HI a partir da reação do I2 com H2, a expressão da constante de equilíbrio é:

A 460oC o valor de K para tal reação pode ser calculado:

]H][I[

]HI[=K

22

2

3,50=)L/mol022,0)(L/mol022,0(

)L/mol156,0(=K

2

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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:

H2(g) + I2(g) 2HI(g)

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Se a equação anterior for multiplicada por 2, isto é:

2H2(g) + 2I2(g) 4HI(g)

K = (50,3)2 = 2,53x103

Se a equação for dividida por 2, isto é:

(1/2)H2(g) + (1/2)I2(g) HI(g) K = (50,3)1/2 = 7,09

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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) + O2(g) CO2(g)

]O[

]CO[=K

2

2

b) NH3(aq) + H2O(l) NH4+(aq) + OH-(aq)

]NH[

]OH][NH[=K

3

+

4

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2.2. Expressões da Constante de Equilíbrio: Kc e Kp

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 Kc.

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 Kp.

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Para a reação de formação de HI,

H2(g) + I2(g) 2HI(g) tem-se:

p: pressão parcial

22 IH

2

HI

ppp

p=K

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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.

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Exemplos:

NO(g) + O3(g) NO2(g) + O2(g) A 25oC,

34

3

22

C 10x6=]O][NO[

]O][NO[=K

(3/2)O2(g) O3(g) A 25oC,

29

2/3

2

3

C 10x5,2=]O[

]O[=K

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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”

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Perturbação Alteração quando o Sistema Reacional

Retorna ao Equilíbrio

Efeito sobre o Equilíbrio

Efeito sobre K

Adição de reagente

Adição de produto

Parte do reagente adicionado é consumida

Parte do produto adicionado é consumido

Deslocamento para a direita

Deslocamento para a esquerda

Não há alteração

Não há alteração

Tabela 1: Efeito da adição de um reagente ou produto sobre o equilíbrio e sobre o valor de K.

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Perturbação Alteração quando o Sistema Reacional

Retorna ao Equilíbrio

Efeito sobre o Equilíbrio

Efeito sobre K

Elevação de temperatura

Abaixamento de

temperatura

Há consumo de energia térmica

Há desprendimento de energia térmica

Deslocamento no sentido endotérmico

Deslocamento no sentido exotérmico

Há alteração

Há alteração

Tabela 2: Efeito da modificação de temperatura sobre o equilíbrio e sobre K.

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4. Equilíbrio de Autoionização da Água

Água Pura: considerada, em geral, não condutora de eletricidade.

Na realidade, já foi demonstrado por medidas precisas que

a água apresenta uma condução pequena de eletricidade, que decorre da sua autoionização, isto é:

H2O(l) + H2O(l) H3O+(aq) + OH-(aq) ou H2O(l) H+(aq) + OH-(aq)

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A expressão que representa o equilíbrio de autoionização da água é a seguinte:

Kw = [H+].[OH-] ou Kw = [H3O+].[OH-] Kw: constante do produto iônico da água A 25ºC, o valor das concentrações dos íons é: [H3O+] = [OH-] = 1,0x10-7 mol/L e portanto, Kw = (1,0x10-7 mol/L) x (1,0x10-7 mol/L) Kw = 1,0x10-14

4. Equilíbrio de Autoionização da Água

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A água pura é neutra, pois apresenta concentrações iguais de H3O+ 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 [H3O+] = [OH-] a solução é neutra; se [H3O+] > [OH-] a solução é ácida; se [H3O+] < [OH-] a solução é alcalina ou básica.

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

Resp.: 2,37x10-14

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EXERCÍCIO 2: A 50C o produto iônico da água, Kw, é 5,5x10-14. Calcule [H3O

+] e [OH-] numa solução neutra a 50C?

Resp.: 2,35x10-7 mol/L

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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.

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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 H3O

+ na solução resultante.