IFRN - Campus Apodi Equilíbrio Químico Parte 2

Apresentação em tema: "IFRN - Campus Apodi Equilíbrio Químico Parte 2"— Transcrição da apresentação:

1 IFRN - Campus Apodi Equilíbrio Químico Parte 2
Profa. Karen

2 Relação entre Kc e Kp Embora Kc e Kp representem valores constantes à mesma temperatura, elas não são necessariamente iguais. A relação entre elas é dada considerando-se a equação de estado dos gases : P. V = n. R. T

3 Considere a reação abaixo:
N2O4 (g) ↔ 2NO2 (g) Observe a relação entre Kc e Kp: Kc = [NO2]2 / [N2O4] Kp = (PNO2)2 / PN2O4 Aplicando a equação dos gases para NO2 e para N2O4: PNO2 = n. R.T = [NO2] . R. T V PN2O4 = n. R. T = [N2O4] . R. T

4 Kp = Kc (R . T)1  Kp = Kc . (R . T ) Δn
PNO2 = n. R.T = [NO2] . R. T V PN2O4 = n. R. T = [N2O4] . R. T Kp = (PNO2)2 / PN2O4 Kp = ([NO2] . R. T)2 ([N2O4] . R. T)1 Kp = [NO2]2 . (R . T) 2-1 [N2O4] Kc Kp = Kc (R . T)  Kp = Kc . (R . T ) Δn Onde: R = 0,082 atm.L.K-1.mol e T em K

5 Resumindo: Podemos relacionar Kc e Kp pela relação: Onde:

6 Para a reação de síntese do metanol, CH3OH, a partir de hidrogênio e monóxido de carbono:
2H2(g) + CO (g) ↔CH3OH (g) Kc vale 300, a 425oC. Qual o valor de Kp a essa temperatura?

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8 b) Kc independe da temperatura.
1 Na equação a A + b B c C + d D, após atingir o equilíbrio químico, podemos concluir a respeito da constante de equilíbrio que: a) Quanto maior for o valor de Kc, menor será o rendimento da reação direta. b) Kc independe da temperatura. c) Se as velocidades das reações direta e inversa forem iguais, então K2 = 0. d) Kc depende das molaridades iniciais dos reagentes. e) Quanto maior for o valor de Kc, maior será a concentração dos produtos. 2

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10 Cálculo das constantes de equilíbrio
Quando são conhecidas as pressões parciais no equilíbrio de todos os reagentes e produtos, a constante de equilíbrio pode ser calculada diretamente a partir da expressão de constante de equilíbrio.

11 Uma mistura de hidrogênio e nitrogênio em um recipiente de reação atinge o equilíbrio a 472oC. A mistura de gases em equilíbrio foi analisada e descobriu-se que ela contém 7,38 atm de H2, 2,46 atm de N2 e 0,166 atm de NH3. A partir desses dados calcule a constante de equilíbrio para: N2(g) + 3H2(g)  2NH3 (g)

12 Aplicações das constantes
de equilíbrio Determinando o sentido da reação Suponha que coloquemos uma mistura de 2 mol de H2, 1 mol de N2 e 2mol de NH3 em um recipiente de 1L a 472oC. N2 e H2 reagirão para formar mais NH3. Nessa instância devemos: calcular a pressão parcial inicial de cada espécie, usando a equação de gás ideal. Inserir as pressões parciais de N2, H2 e NH3 na expressão da constante de equilíbrio. Analise o resultado e compare com o Kc calculado anteriormente para a mesma equação na mesma temperatura.

13 Aplicações das constantes
de equilíbrio Quando substituímos as pressões parciais ou concentração dos produtos e reagentes na expressão da constante de equilíbrio, o resultado é conhecido como quociente da reação, representado pela letra Q.

14 Aplicações das constantes Determinando o sentido de reação
de equilíbrio Determinando o sentido de reação Definimos Q, o quociente da reação, para uma reação geral como Sendo que : Q = K somente com o sistema em equilíbrio.

15 Aplicações das constantes Prevendo o sentido da reação
de equilíbrio Prevendo o sentido da reação Se Q > K, então a reação inversa deve ocorrer para atingir o equilíbrio (ex., produtos são consumidos, reagentes são formados, o numerador na expressão da constante de equilíbrio diminui e Q diminui até se igualar a K). Se Q < K, então a reação direta deve ocorrer para atingir o equilíbrio.

16 Aplicações das constantes
de equilíbrio Resumindo:

17 Ex.: A 448oC a constante de equilíbrio , Keq, para a reação: H2 (g) + I2(g)  2HI (g) é 51. Determine como a reação prosseguirá para atingir o equilíbrio a 448oC se começarmos com 2 x10-2mol de HI, 1 x 10-2 mol de H2 e 3x10-2mol de I2 em um recipiente de 2 L.

18 Notas do 4º BIM 1 prova: peso 2
1 atividade extra-classe (sábado letivo): peso 2 Grupo de 5 pessoas: (Seminário individual (70%) + roteiro de prática (30%))

19 Temas: Grupo 1 Gases Grupo 2 Soluções Grupo 3 Soluções Grupo 4 Cinética Química Grupo 5 Termoquímica Grupo 6 Equilíbrio Químico Grupo 7 Eletroquímica

20 Seminário: Objetivo da prática Introdução teórica Reagentes e materiais utilizados Desenvolvimento/procedimento experimental Resultados e discussões Aplicação do tema no cotidiano Conclusão Obs.: Apresentar vídeo e/ou fotos da prática

21 Roteiro da prática Objetivo Introdução teórica Materiais e reagentes utilizados Procedimento experimental Pré-laboratório Referências bibliográficas

22 Cálculo das concentrações em equilíbrio
Para a reação N2(g) + 3 H2 (g)  2NH3 (g), Keq = 1,45x10-5 a 500oC. Em uma mistura em equilíbrio dos três gases a 500oC, a pressão parcial de H2 é 0,928 atm e a pressão parcial de N2 é 0,432 atm. Qual a pressão parcial de NH3 nessa mistura no equilíbrio?

23 Um frasco de 1L é preenchido com 1 mol de H2 e 2 mol de I2 a 448oC
Um frasco de 1L é preenchido com 1 mol de H2 e 2 mol de I2 a 448oC. O valor da constante de equilíbrio, Keq, para a reação: H2(g) + I2(g)  2HI (g) A 448oC é 50,5. Quais são as pressões parciais de H2, I2 e HI no equilíbrio?

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25 A reação reversível abaixo é endotérmica e admite os seguintes valores da constante K:
Partindo-se de uma mistura equimolar de CO(g) e H2O(g), todas afirmativas a seguir estão corretas, exceto: a) Os compostos que predominam, no equilíbrio, a 250°C, são CO (g) e H2O(g). b) Os compostos que predominam, no equilíbrio, a 950°C, são CO2(g) e H2(g). c) Com o aumento da temperatura, a constante de equilíbrio K aumenta. d) À temperatura de 850°C, as concentrações de reagentes e produtos, no equilíbrio, são iguais. e) Aumentando a temperatura, haverá predominância, no equilíbrio, dos compostos CO(g) e H2O(g).

26 Deslocamento de equilíbrio
É possível alterar um equilíbrio químico por meio de algumas ações externas. Tal tipo de ação é chamado pertubação do equilíbrio, e a sua consequência é denominada deslocamento de equilíbrio. Existe um importantíssimo princípio químico que permite prever qual será o efeito de uma pertubação sobre um equilíbrio. Ele é denominado Princípio de Le Chantelier.

27 Deslocamento de equilíbrio
Consideremos um sistema em equilíbrio químico, com as substâncias A, B, C e D. No equilíbrio, as velocidades V1 e V2 são iguais e as concentrações das substâncias A, B, C e D são constantes. Se, por algum motivo, houver modificação em uma das velocidades, teremos mudanças nas concentrações das substâncias. Esta modificação em uma das velocidades ocasiona o que denominamos de deslocamento do equilíbrio, que será no sentido da maior velocidade.

28 - Equilíbrio inicial. - Aumentando v1, o deslocamento é para a direita. - Aumentando v2, o deslocamento é para a esquerda.

29 Princípio de Le Chantelier
Porém, após certo tempo, a reação volta a estabelecer um novo equilíbrio químico, mas com valores de concentrações e velocidades diferentes das iniciais. Princípio de Le Chantelier O químico francês Henri Louis Le Chatelier propôs um princípio que afirma: “Quando um sistema em equilíbrio sofre algum tipo de perturbação externa, ele se deslocará no sentido de minimizar essa perturbação, a fim de atingir novamente uma situação de equilíbrio”.

30 - concentração de participantes da reação e
É possível provocar alteração em um equilíbrio químico por variações de: - temperatura, - concentração de participantes da reação e - pressão total sobre o sistema.

31 EFEITO DA TEMPERATURA Observando a reação:
Colocando-se o gás NO2(g), de coloração castanha, contido em um balão de vidro, em banhos de diferentes temperaturas, observa-se o seguinte:

32 Se a coloração castanha desaparece a 0°C é porque, praticamente, não há mais NO2, isto é, ele foi transformado em N2O4. Podemos observar que o aumento da temperatura favorece a reação (2) que é endotérmica, e a redução da temperatura favorece a reação (1) que é exotérmica. • Um aumento de temperatura desloca o equilíbrio no sentido endotérmico. • Uma diminuição de temperatura desloca o equilíbrio no sentido exotérmico.

33 Calor + N2O4 (g) 2NO2 (g) AH= +57,2 kJ
No exemplo em questão, temos: Calor + N2O4 (g) NO2 (g) AH= +57,2 kJ (Reação direta endot) endo exo Aumento da T desloca o equilíbrio no sentido endo Diminuição da T desloca o equilíbrio no sentido exo

34 N2 (g) + 3H2 (g) 2NH3 (g) + calor AH = - 91,8 kJ
Neste caso, temos: N2 (g) + 3H2 (g) NH3 (g) + calor AH = - 91,8 kJ endo exo Aumento da T desloca o equilíbrio no sentido endo Diminuição da T desloca o equilíbrio no sentido exo

35 Variação de Kc com a temperatura
Por meio de investigações experimentais, verificou-se que o aquecimento pode aumentar ou diminuir o valor da constante de equilíbrio e que isso depende do valor do AH da reação. O aumento da temperatura provoca aumento da constante de equilibrio para reações endotérmicas (AH>0) e diminuição para exotérmicas (AH<0).

36 A reação abaixo é endotérmica no sentido direto. Assim:
aquecimento aumento de Kc desloca o equilíbrio para a direita, fazendo predominar a cor azul. Resfriamento  diminuição de Kc  desloca o equilíbrio para a esquerda, fazendo predominar a cor rosa. [Co(H2O)6]2+ (aq) + 4Cl- (aq)  [CoCl4]2- (aq) H2O (l) Maior Kc Menor Kc

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38 EFEITO DA CONCENTRAÇÃO
Supondo o equilíbrio: N2(g) + 3H2(g) ⇐> 2NH3(g) Se tivermos colocado N2, H2 e NH3 em um recipiente mantido à temperatura constante e que seja esperado até que o sistema atinja o equilíbrio. Será medido em seguida a concentração de equilíbrio de cada uma das três substâncias.

39 N2(g) + 3H2(g) ⇐> 2NH3(g) Seqüencialmente, o equilíbrio será perturbado adicionando H2 no recipiente. A [ ] de cada substância mostra ser cte à esquerda do gráfico: o sistema está em equilíbrio. Repentinamente, a [H2] aumenta, quando maior quantidade é adicionada ao recipiente. A [N2] e de [H2] imediatamente começou a diminuir, ao mesmo tempo a [NH3] começou a aumentar. Estas mudanças ocorrem quando falamos que o equilíbrio "foi deslocado para a direita".

40 Estas mudanças continuam, entretanto a velocidade diminui gradualmente, até que o sistema novamente restabelece um estado de equilíbrio, após o qual a concentração dos elementos permanecem constante.

41 Neste experimento, parte da quantidade de H2 adicionado é consumida no deslocamento do equilíbrio, assim, o efeito da adição (aumento na concentração) é parcialmente compensado. Em outras palavras, o ajuste do sistema tende a minimizar o efeito de adição de H2, como prevê o princípio de Le Châtelier.

42 N2(g) + 3H2(g) ⇐> 2NH3(g) Um aumento na [reagentes] ou uma diminuição na [produtos] desloca o equilíbrio para a direita. - Uma diminuição da [reagentes] ou um aumento da [produtos] desloca o equilíbrio para a esquerda.

43 EFEITO DA PRESSÃO Considere a reação química em equilíbrio abaixo:
Alterações de pressão influenciam em equilíbrios que possuem espécies químicas no estado gasoso. Considere a reação química em equilíbrio abaixo:

44 Conforme a figura indicada verificamos que o aumento da pressão favoreceu a produção da amônia, isto é, deslocou o equilíbrio para a direita, que é aquele que possui menor quantidade de mols na fase gasosa. 4 mols 2 mols

45 Se a pressão fosse diminuída o equilíbrio se deslocaria para a esquerda, favorecendo o consumo de amônia, isto é, no sentido da maior quantidade de mols na fase gasosa Generalizando: • O aumento da P sobre o sistema desloca o equilíbrio químico no sentido do menor número de mols na fase gasosa. • A diminuição da P sobre o sistema desloca o equilíbrio químico no sentido do maior número de mols na fase gasosa.

46 Exercícios: 01)Considere a reação em equilíbrio químico: N2 (g) O2 (g)  NO(g) É possível deslocá-lo para a direita: a) Retirando o N2 existente. b) Removendo o NO formado. c) Introduzindo um catalisador. d) Diminuindo a pressão, à temperatura constante. e) Aumentando a pressão, à temperatura constante.

47 02)Temos o equilíbrio: CO (g) + H2O (g)  CO2 (g) + H2 (g) Queremos aumentar a concentração de CO2(g) nesse equilíbrio. Para isso ocorrer, devemos: a) Aumentar a pressão sobre o sistema. b) Diminuir a pressão sobre o sistema. c) Adicionar H2 (g) ao sistema. d) Retirar H2O (g) do sistema. e) Adicionar CO (g) ao sistema.

48 03)O equilíbrio gasoso representado pela equação:
N2(g) + O2(g)  2 NO(g) – 88 kj É deslocado no sentido de formação de NO(g), se: a) a pressão for abaixada. b) N2 for retirado. c) a temperatura for aumentada. d) for adicionado um catalisador sólido ao sistema. e) o volume do recipiente for diminuído

49 04) O equilíbrio N2 (g) + 3 H2 (g)  2 NH3 (g) é deslocado para os produtos com o aumento da pressão e com a diminuição da temperatura. Pode-se concluir que a reação de formação do gás amoníaco é: a) Exotérmica e ocorre com o aumento de volume. b) Exotérmica e ocorre com a conservação do volume. c) Exotérmica e ocorre com a diminuição do volume. d) Endotérmica e ocorre com aumento de volume. e) Endotérmica e ocorre com diminuição de volume.

50 05)Nitrogênio e hidrogênio reagem para formar amônia segundo a equação:
N2(g) H2(g)  2 NH3(g) kcal Se a mistura dos três gases estiver em equilíbrio e provocarmos: I. Compressão da mistura. II. Aumento de temperatura. III. Introdução de hidrogênio adicional. O efeito sobre a quantidade de amônia, em cada situação, será:

51 EFEITO DO CATALISADOR O catalisador não desloca o equilíbrio
um catalisador faz com que um processo chegue mais rapidamente à situação de equilíbrio. O catalisador reduz a barreira de energia de ativação Ea para a reação.

52 Acontece que o abaixamento na Ea é o mesmo, tanto para a reação direta quanto a inversa (gráfico abaixo). Assim, se ambas as reações têm suas velocidades igualmente aumentadas, o equilíbrio não se deslocará no sentido direto nem no inverso.

53 U.F.R.S) A reação genérica A  B, a 25oC, tem por constante de velocidade, para a reação direta, 6 min –1, e, para a reação inversa, 3 min –1. O valor da constante de equilíbrio naquela temperatura é:

54 (UFAM) A reação química genérica, abaixo representada, possui constante de equilíbrio igual a 120, a 25°C. É correto afirmar que: A(g) + B(g)  C(g) + D(g) K = 120 a) Em 50°C a constante de equilíbrio terá valor igual a 240. b) No equilíbrio haverá maior quantidade de reagentes que de produtos. c) No equilíbrio, as quantidades de reagentes e produtos são iguais. d) No equilíbrio haverá maior quantidade de produto que de reagentes.

55 Considere um sistema em equilíbrio a 25°C e 1 atm representado pela equação:
FeO(s) CO(g)  CO2(g) Fe(s) kj/mol Se K for constante de equilíbrio, qual das seguintes ações poderá aumentar seu valor numérico? a) aumentar a pressão. b) aumentar a temperatura. c) aumentar a concentração do CO. d) triturar mais o óxido de ferro. e) utilizar um catalisador

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57 (Vunesp-SP) Sabendo que a reação representada pela equação:
H2(g) + Br2(g)  2 HBr(g) É exotérmica, é correto afirmar que o equilíbrio: a) se deslocará para a esquerda, no sentido da formação de H2 e do Br2, com o aumento da pressão. b) se deslocará para a direita, no sentido de formação do HBr, com o aumento da pressão. c) se deslocará para a direita, no sentido de formação do HBr, com o aumento da temperatura. d) se deslocará para a direita, no sentido de formação do HBr, com a diminuição da temperatura. e) não é alterado por mudanças apenas na temperatura do sistema.