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É uma situação especial que ocorre com algumas reações químicas.

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Apresentação em tema: "É uma situação especial que ocorre com algumas reações químicas."— Transcrição da apresentação:

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2 É uma situação especial que ocorre com algumas reações químicas

3 São reações ou processos que reagentes e produtos são consumidos e produzidos ao mesmo tempo Os reagentes e produtos das reações reversíveis são separados por uma dupla seta N 2 O 4(g) 2 NO 2(g) REAÇÃO DIRETA REAÇÃO INVERSA

4 velocidade tempo E, a velocidade da reação inversa é nula, pois não temos, ainda, um produto No início da reação a velocidade direta é máxima, pois temos uma maior concentração do reagente v1v1 v2v2 À medida que a reação se processa a velocidade da reação direta diminui e da reação inversa aumenta No momento em que as duas velocidades se igualam dizemos que a reação química atingiu o v1v1 v2v2 = tete velocidade constante

5 No momento em que a reação química atinge o EQUILÍBRIO QUÍMICO as concentrações dos seus participantes permanecem constantes

6 concentração tempo tete N 2 O 4(g) NO 2(g) N 2 O 4(g) 2 NO 2(g)

7 Vamos considerar uma reação reversível genérica a A + b Bc C + d D 1 2 No equilíbrio teremos: V 1 = V 2 a b K 1 [ A ] [ B ] c d K 2 [ C ] [ D ] Isolando-se as constantes a b [ A ] [ B ] c d [ C ] [ D ] = K1K1 K2K2 KcKc CONSTANTE DE EQUILÍBRIO

8 O valor de K C depende da reação considerada e da temperatura, e independe das concentrações iniciais dos reagentes A constante de equilíbrio é tratada como um número puro, isto é, sem unidades Líquidos e sólidos puros, que não fazem parte da solução, não constam da expressão da constante de equilíbrio

9 N 2( g ) + 3 H 2( g ) 2 NH 3( g ) = [ N 2 ][ H 2 ] 3 [ NH 3 ] 2 KCKC 2 H 2( g ) + O 2( g ) 2 H 2 O ( g ) = [ O 2 ][ H 2 ] 2 [ H 2 O ] 2 KCKC

10 01) Sobre equilíbrio químico: 0 0 Uma reação é reversível quando se processa simultaneamente nos dois sentidos. 1 1 Uma reação reversível atinge o equilíbrio quando as velocidades das reações direta e inversa se igualam. 2 2 O equilíbrio das reações é dinâmico 3 3 Ao atingir o estado de equilíbrio, a concentração de cada substância do sistema permanece constante. 4 4 Todas as reações reversíveis caminham espontaneamente para o estado de equilíbrio.

11 02) Na equação abaixo, após atingir o equilíbrio químico, podemos concluir a respeito da constante de equilíbrio que: a A + b Bc C + d D 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 K 2 = 0. d) Kc depende das molaridades iniciais dos reagentes. e) Quanto maior for o valor de Kc, maior será a concentração dos produtos. 1 2

12 03) (Covest – 98) Medidas de concentração para o sistema abaixo, em equilíbrio, a uma certa temperatura forneceram os seguintes resultados: Determine a constante de equilíbrio da reação nestas condições. [ H 2 ] = 0,10 mol/L [ I 2 ] = 0,20 mol/L [ HI ] = 1,0 mol/L H 2 ( g ) + I 2 ( g ) 2 HI ( g )

13 [ H 2 ] = 0,10 mol/L [ I 2 ] = 0,20 mol/L [ HI ] = 1,0 mol/L H 2 ( g ) + I 2 ( g ) 2 HI ( g ) = [ H 2 ][ I 2 ] [ HI ] 2 KCKC x ( 0,10 )( 0,20 ) ( 1,0 ) = 1,0 0,02 = KCKC 50

14 04) Temos representado no gráfico abaixo as concentrações dos reagentes e dos produtos de uma mesma reação do tipo: A + BC + D Ocorrendo no sentido à direita a partir do zero [ ] caminho da reação

15 Tem-se sempre [A] = [B] e [C] = [D], estando estes valores representados no gráfico. A constante de equilíbrio da reação será igual a: A constante de equilíbrio da reação será igual a: [ ] = [ C ] KCKC 8 x [ D ] [ A ] x [ B ] 8 44 = KCKC = KCKC 4 a) 16. b) 1/4. c) 4. d) 5. e) 1/16.

16 05) Foram colocados em um recipiente fechado, de capacidade 2,0 L, 6,5 mol de CO e 5 mol de NO 2. À 200°C o equilíbrio foi atingido e e verificou-se que haviam sido formados 3,5 mol de CO 2. Podemos dizer que o valor de Kc para o equilíbrio dessa reação é: CO + NO 2 CO 2 + NO início reage / produz equilíbrio 6,55,00,0 3,5 3,01,5 [ NO ] = = 3,5 2,0 =1,75 M KCKC [ CO 2 ] [ NO ] [ CO ][ NO 2 ] x x 3,0625 1,125 2,72 [ CO ] = 3,0 2,0 =1,50 M [ NO 2 ] = 1,5 2,0 =0,75 M [ CO 2 ] = 3,5 2,0 =1,75 M 1,75 1,500,75 1,75 = KCKC = KCKC a) 4,23. b) 3,84. c) 2,72. d) 1,96. e) 3,72.

17 06) Em um recipiente de 400 mL são colocados 2 mols de PCl 5 gasoso a uma determinada temperatura. Esse gás se decompõem segundo a reação abaixo, e, o equilíbrio foi alcançado quando 20% do pentacloreto de fósforo reagiram ( % em mols ). A constante de equilíbrio, Kc, nessas condições, vale: PCl 5 PCl 3 + Cl 2 início reage / produz equilíbrio 2,00,0 0,4 1,6 0,4 Reage :n = 0,202 x = 0,40 mol [ PCl 5 ] [ PCl 3 ] [ Cl 2 ] = 0,4 = 1,0 M = KCKC x 0,25 = 0,4 = 1,0 M = 1,6 0,4 = 4,0 M [ PCl 5 ] [ PCl 3 ][ Cl 2 ]1,0 4,0 =KCKC 1,0 =K C a) 4,0. b) 1,0. c) 0,5. d) 0,25. e) 0,025.

18 Consideremos um sistema em equilíbrio químico, com as substâncias A, B, C e D A + BC + D v1v1 v2v2 No equilíbrio, as velocidades v 1 e v 2 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

19 Esta modificação em uma das velocidades ocasiona o que denominamos de DESLOCAMENTO DO EQUILÍBRIO, que será no sentido da maior velocidade

20 A + BC + D v1v1 v2v2 Equilíbrio inicial Aumentando v 1, o deslocamento é para a direita A + BC + D v1v1 v2v2 Aumentando v 2, o deslocamento é para a esquerda A + BC + D v1v1 v2v2

21 Porém, após certo tempo, a reação volta a estabelecer um novo equilíbrio químico, mas com valores de concentrações e velocidades diferentes das iniciais

22 O químico 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”

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

24 Observando a reação Castanho avermelhado incolor H < 0 N 2 O 4(g) 2 NO 2(g) Balão a 100°C Cor interna é CASTANHO-AVERMELHADO EXOTÉRMICA ENDOTÉRMICA Balão a 0°C : Cor interna é INCOLOR

25 Podemos observar que o aumento da temperatura favorece a reação que é ENDOTÉRMICA, e a redução da temperatura favorece a reação que é EXOTÉRMICA

26 Podemos generalizar dizendo que um(a) AUMENTO DE TEMPERATURA desloca o equilíbrio no SENTIDO ENDOTÉRMICO DIMINUIÇÃO DE TEMPERATURA desloca o equilíbrio no SENTIDO EXOTÉRMICO

27 Vamos analisar o equilíbrio abaixo: Cr 2 O H 2 – + H2OH2O 2 CrO 4 2 – + + alaranjada amarela O acréscimo de uma base deixa a solução amarela, deslocando o equilíbrio para a direita O acréscimo de um ácido deixa a solução alaranjada, deslocando o equilíbrio para a esquerda

28 Podemos generalizar afirmando que um(a) AUMENTO DE CONCENTRAÇÃO desloca o equilíbrio no SENTIDO OPOSTO da espécie química adicionada DIMINUIÇÃO DE CONCENTRAÇÃO desloca o equilíbrio no mesmo MESMO SENTIDO da espécie espécie retirada

29 Alterações de pressão influenciam em equilíbrios que possuem espécies químicas no estado gasoso Considere a reação química em equilíbrio abaixo N 2( g ) + 3 H 2( g ) 2 NH 3( g ) 4 volumes2 volumes o AUMENTO DE PRESSÃO sobre o sistema desloca o equilíbrio químico no sentido do MENOR VOLUME na fase gasosa a DIMINUIÇÃO DE PRESSÃO sobre o sistema desloca o equilíbrio químico no sentido do MAIOR VOLUME na fase gasosa

30 01) Considere a reação em equilíbrio químico: N 2( g ) + O 2( g ) 2 NO ( g ) É possível deslocá-lo para a direita: a) Retirando o N 2 existente. b) Removendo o NO formado. c) Introduzindo um catalisador. d) Diminuindo a pressão, à temperatura constante. e) Aumentando a pressão, à temperatura constante.

31 02) Temos o equilíbrio: Queremos aumentar a concentração de CO 2(g) nesse equilíbrio. Para isso ocorrer, devemos: a) Aumentar a pressão sobre o sistema. b) Diminuir a pressão sobre o sistema. c) Adicionar H 2(g) ao sistema. d) Retirar H 2 O (g) do sistema. e) Adicionar CO (g) ao sistema. CO ( g ) + H 2 O ( g ) CO 2( g ) + H 2( g )

32 03) O equilíbrio gasoso representado pela equação : N 2( g ) + O 2( g ) 2 NO ( g ) – 88 kj É deslocado no sentido de formação de NO(g), se : a) a pressão for abaixada. A pressão não desloca o equilíbrio, pois não há variação de volume b) N 2 for retirado. A retirada do N 2 desloca o equilíbrio no mesmo sentido do N 2, isto é, para a esquerda. c) a temperatura for aumentada. A reação é ENDOTÉRMICA no sentido DIRETO, sendo favorecida com o aumento da temperatura d) for adicionado um catalisador sólido ao sistema O CATALISADOR não desloca o equilíbrio, apenas diminui a energia de ativação da reação, nos dois sentidos. e) o volume do recipiente for diminuído

33 04) Nitrogênio e hidrogênio reagem para formar amônia segundo a equação: Se a mistura dos três gases estiver em equilíbrio, qual o efeito, em cada situação, sobre a quantidade de amônia, se provocar N 2( g ) + 3 H 2( g ) 2 NH 3( g ) + 22 kcal

34 N 2( g ) + 3 H 2( g ) 2 NH 3( g ) + 22 kcal I. Compressão da mistura. 4 volumes2 volumes aumenta II. Aumento de temperatura. EXO ENDO diminui III. Introdução de hidrogênio. aumenta a) aumenta, aumenta, aumenta. b) diminui, aumenta, diminui. c) aumenta, aumenta, diminui. d) diminui, diminui, aumenta. e) aumenta, diminui, aumenta.

35 É o caso especial de equilíbrio químico em que aparecem íons Cr 2 O 7 2 H 2 – + H2OH2O 2 CrO 4 2 – + +

36 Nos equilíbrios iônicos, também são definidos um grau de ionização (  ) e uma constante de equilíbrio ( Ki ) Onde : ni é o número de mols dissociados n é o número de mols inicial  n i n =

37 Para a reação: HCN (aq) H + + CN – =Ki [ H ][ CN ] [ HCN ] + –

38 01) X, Y e Z representam genericamente três ácidos que, quando dissolvidos em um mesmo volume de água, à temperatura constante, comportam-se de acordo com a tabela: mols dissolvidos mols ionizados X Y Z Analise as afirmações, considerando os três ácidos: I. X representa o mais forte II. Z representa o mais fraco III. Y apresenta o maior grau de ionização

39 X = 2 20 = 0,10 = 10 %    YZ = 7 10 = 0,70 = 70 %    = 1 5 = 0,20 = 20 %    mols dissolvidos mols ionizados X Y Z  nini n = grau de ionização

40 Está(ao) correta(s): a) Apenas I. b) Apenas II. c) Apenas III. d) Apenas I e II. e) I, II e III. I. X representa o mais forte II. Z representa o mais fraco III. Y apresenta o maior grau de ionização = 10 %  = 70 %  = 20 %  XYZ

41 02) (FUVEST-SP) A reação H 3 C – COOH H + + H 3 C – COO temKa = 1,8 x 10 Dada amostra de vinagre foi diluída com água até se obter uma solução de [H+] = 1,0 x 10 mol/L – 5 – 3 Nesta solução as concentrações em mol/L de CH 3 COO e de CH 3 COOH são, respectivamente, da ordem de: – – a) 3 x 10 e 5 x 10. – 1– 10 b) 3 x 10 e 5 x 10. – 1– 2 c) 1 x 10 e 5 x 10. – 3– 5 d) 1 x 10 e 5 x 10. – 3– 12 e) 1 x 10 e 5 x 10. – 3– 2 [ H ] = 1,0 x 10 + – 3 [ CH 3 COO ] = 1,0 x 10 – 3 – = KiKi [ H ] + [ CH 3 COO ] – [ CH 3 COOH ] 1,8 x 10 – 5 = 1,0 x 10 – 3 1,0 x 10 – 3 x [ CH 3 COOH ] = 1,0 x 10 – 3 1,0 x 10 – 3 x 1,8 x 10 – 5 = 5,0 x 10 – 2

42 LEI DA DILUIÇÃO DE OSTWALD É uma lei que relaciona o grau de ionização com o volume (diluição) da solução Para a reação: HA (aq) H + + A – = KiKi [ H ][ A ] [ HCN ] +– início reage / produz equilíbrio [ ] 0,0  nini n = n  n  n n–  n  n  n  V  n  n VV =  n  n VV x n ( 1 – )  V =  n  n VV x  V x KiKi = m  2 1 –  para solução de grau de ionização pequeno KiKi = m  2

43 É uma lei que relaciona o grau de ionização com o volume (diluição) da solução Ki= m  2 1 –  para solução de grau de ionização pequeno Ki = m  2

44 Para a reação: HA (aq) H + + A – = KiKi [ H ][ A ] [ HCN ] +– início reage / produz equilíbrio [ ] 0,0  nini n = n  n  n n–  n  n  n  V  n  n VV =  n  n VV x n ( 1 – )  V =  n  n VV x  V x KiKi = m  2 1 –  para solução de grau de ionização pequeno KiKi = m  2 DEMONSTRAÇÃO DA FÓRMULA

45 01) Uma solução 0,01 mol / L de um monoácido está 4,0% ionizada. A constante de ionização desse ácido é: m =0,01 mol/L  =4 %=0,04=4,0. 10 =1,0. 10 mol/L – 2 Ki= m  2 = 2 1,0. 10 – 2 x ( 4 x 10 ) – 2 Ki= 1,0. 10 – 2 x 16 x 10 – 4 Ki= 16 x 10 – 6 = 1,6 x 10 – 5 a) 1,6 x 10 b) 1,6 x 10 c) 3,32 x 10 d) 4,0 x 10 e) 3,0 x 10 – 3 – 5 – 6 – 5

46 02) A constante de ionização de um ácido HX, que se encontra 0,001% dissociado, vale 10. A molaridade desse ácido, nessas condições é : – 11 Ki m  = 2 m  = =0,001 % =0,00001 = – ? 1,0. 10 – 5 = 2– 11 10= m x – 5 ( 10 ) – m = – – m = – 1 10 = 0,10 M a) 10 b) 0,001 c) 10 d) 0,10. e) 1,00. – 11 – 5

47 03) O grau de dissociação iônica do hidróxido de amônio em solução 2 mol/L é 0,283% a 20°C. A constante de ionização da base, nesta temperatura, é igual a: m = 2,0 mol/L  = 0,283 %= 0,00283 =2, – 3 Ki = m  2 = 2 2,0 x( 2,83 x 10 ) – 3 Ki=2x8 x 10 – 6 Ki= 16 x 10 – 6 =1,6 x 10 – 5 a) 1,6 x 10 b) 1,0 x 10 c) 4,0 x 10 d) 4,0 x 10 e) 1,6 x 10 – 5 – 3 – 2 – 1

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49 Medidas experimentais de condutibilidade de corrente elétrica mostram que a água, pura ou quando usada como solvente, se ioniza fracamente, formando o equilíbrio iônico: H H2OH2O ( l ) + (aq) + OH –

50 H H2OH2O ( l ) + (aq) + OH – A constante de equilíbrio será: =Ki [ H ][ OH ] [ H 2 O ] + – como a concentração da água é praticamente constante, teremos: =Ki[ H ][ OH ] [ H 2 O ] + – PRODUTO IÔNICO DA ÁGUA ( Kw ) Kw – 14 A 25°C a constante “Kw” vale 10 mol/L = – 14 [ H ][ OH ] + – então 10

51 = – 14 [H ] [OH ] + – 10 01) Um alvejante de roupas, do tipo “ água de lavadeira “, apresenta [ OH ] aproximadamente igual a 1,0 x 10 mol/L. Nessas condições, condições, a concentração de H será da ordem de: – + – 4 [ H ] + = = [ OH ] – 10 M – 4 KwKw = 10 M – 14 ? x – 4 10 [H ] + = – – 4 10 [H ] + = – mol/L a) 10 b) 10 c) 10 d) 10 e) zero. – 14 – 10 – 2 – 3

52 Em água pura a concentração hidrogeniônica [H ] é igual à concentração hidroxiliônica [OH ], isto é, a 25°C, observa-se que: + – = – 7 [H ] [OH ] + – 10 = Nestas condições dizemos que a solução é “ NEUTRA “

53 As soluções em que [H ] > [OH ] terão características ÁCIDAS +– 10 mol/L < [ H ] [ OH ] + – > – 7 10 mol/L – 7 nestas soluções teremos

54 As soluções em que [H ] < [OH ] terão características BÁSICAS +– 10 mol/L > [ H ] [ OH ] + – < – 7 10 mol/L – 7 nestas soluções teremos

55 01) Observando a tabela abaixo, podemos afirmar que entre os líquidos citados tem(êm) caráter ácido apenas: Líquido Leite Água do mar Coca-cola Café preparado Lágrima Água de lavadeira 10 – 7 10 – 7 10 – 8 10 – 3 10 – 5 10 – 12 [ H ] [ OH ] + – 10 – 7 10 – 7 10 – 6 10 – – 9 10 – 2 a) O leite e a lágrima. b) A água de lavadeira. c) O café preparado e a coca-cola. d) A água do mar e a água de lavadeira. e) A coca-cola.

56 Como os valores das concentrações hidrogeniônica e oxidriliônica são pequenos, é comum representá-las na forma de logaritmos e, surgiram os conceitos de pH e pOH pH pOH = = – log [ H ] – log [ OH ] + –

57 Na temperatura de 25°C Em soluções neutras pH pOH = = 7 Em soluções ácidas pH < 7 pOH > 7 e Em soluções básicas pH > 7 pOH < 7 e

58 Podemos demonstrar que, a 25°C, e em uma mesma solução pH + pOH = 14

59 01) A concentração dos íons H de uma solução é igual a 0,0001. O pH desta solução é: a) 1. b) 2. c) 4. d) 10. e) 14. pH= – log [ H ] + + [ H ] + =0,0001 mol/L 10 mol/L – 4 – log 10 – 4 x – ( – 4 ) log 10 x pH= = = =

60 02) A concentração hidrogeniônica de uma solução é de 3,45 x 10 íons – g/L. O pH desta solução vale: – 11 Dado: log 3,45 = 0,54 a) 11. b) 3. c) 3,54. d) 5,4. e) 10,46. [ H ] + = 3,45 x 10 – 11 pH – log + pH= – log 3,45 – 11 + log 10 [] 0,54 – 11 = [ H ] (3,45 x 10 ) – 11 pH= – [] 11 – 0,54 pH= 10,46

61 03) Considere os sistemas numerados (25°C) pH = 6,0 Saliva 5 pH = 8,5 Sal de frutas 4 pH = 8,0 Clara de ovos 3 pH = 6,8 Leite 2 pH = 3,0 Vinagre 1 A respeito desses sistemas, NÃO podemos afirmar: a) São de caráter básico os sistemas 3 e 4. Verdadeiro pois, possuem pH > 7 b) O de maior acidez é o número 1. Verdadeiro pois, possui o menor pH c) O de número 5 é mais ácido que o de número 2. Verdadeiro pois, o 5 possui pH menor que 2 d) O de número 1 é duas vezes mais ácido que o de número 5. 1 tem pH = 3 5 tem pH = 6 10 = [ H ] + = – 6 10 – 3 = o 3 é 1000 vezes mais ácido do que 5, então é FALSO + 10 – 6 10 – e) O de menor acidez é o sal de frutas. Verdadeiro pois, possui o maior pH

62 12) (UPE-2004-Q1) Na tabela, há alguns sistemas aquosos com os respectivos valores aproximados de pH, a 25°C. pH = 3,0vinagre saliva limpa - forno pH = 8,0 pH = 13,0 pH = 9,0 pH = 1,0 água do mar suco gástrico Considerando os sistemas aquosos da tabela, é correto afirmar que:

63 a) O vinagre é três vezes mais ácido que o suco gástrico. [H ] + = 10 – 3 = o vinagre é 100 vezes menos ácido do que suco gástrico pH = 3,0vinagre pH = 1,0 suco gástrico [H ] + = 10 – 1 vinagre suco gástrico 10 – 3 10 – 1 10 – 2

64 b) No vinagre, a concentração de íons H 3 O é cem mil vezes maior que a da saliva. + pH = 3,0vinagre saliva pH = 8,0 [H ] + = 10 – 3 [H ] + = 10 – 8 = vinagre saliva 10 – 3 10 – o vinagre é vezes mais ácido do que a saliva, VERDADEIRO

65 e) O suco gástrico constitui um sistema aquoso fracamente ácido. c) A água do mar é menos alcalina que a saliva e mais ácida que o vinagre. d) O sistema aquoso limpa-forno é o que contém o menor número de mols de oxidrila por litro. saliva pH = 8,0 pH = 3,0vinagre pH = 9,0água do mar limpa - fornopH = 13,0 pH = 1,0 suco gástrico


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