Equilíbrios Químicos Aulas 44 e 45 Página 52

Conceito de equilíbrio químico Primeira experiência N2O4(g)  2NO2(g) incolor castanho

Análise microscópica N2O4(g)  2NO2(g) incolor castanho Verificamos que 1 mol de N2O4 se decompõe em 2 mols de NO2, porém a reação não se completa, ou seja nem todo N2O4 foi consumido na reação. Isso foi comprovado por uma análise química que verificou que após um determinado tempo restam ainda concentração de N2O4 = 0,74 mol/L além da concentração de NO2 = 0,52 mol/L

Segunda experiência 2NO2(g)  N2O4(g) ) castanho incolor

Análise microscópica 2NO2(g)  N2O4(g) ) castanho incolor Inicialmente a coloração castanha intensa vai diminuindo gradualmente, sem, no entanto, desaparecer por completo (incolor), como se esperava já que a reação produz N2O4 que é incolor. A partir de um determinado tempo, verifica-se que a coloração permanece constante, comprovado através de análise experimental que ainda restam NO2, com uma concentração = 0,52 mol/L e existe também como produto o N2O4 com concentração = 0,74 mol/L

Análise gráfica das Experiências

Se compararmos os resultados das duas experiências, vamos chegar a conclusão de que, à temperatura de 100 ºC, tanto o sistema contendo 1 mol de N2O4 (experiência 1), quanto aquele formado por 2 mol de NO2 (experiência 2) caminham espontaneamente para uma situação final em que existem 0,74 mol/L de N2O4 e 0,52 mol/L de NO2. Em outras palavras nem a reação direta N2O4  2NO2, nem a reação inversa, 2NO2  N2O4, se processam completamente. Ambas parecem estar num ponto intermediário, que é denominado situação de EQUILÍBRIO QUÍMICO

Definição de Equilíbrio Químico Equilíbrio químico é a situação na qual as concentrações dos participantes da reação não se alteram, pois as reações direita e inversa estão processando com velocidades iguais. É uma situação de equilíbrio dinâmico. aA + bB  cD + dD N2O4  2NO2

Equacionando matematicamente o equilíbrio químico N2O4  2NO2 reação direita: v1 = K1 · [N2O4] reação inversa: v2 = k2 · [NO2]2 igualando v1 e v2 k1 · [N2O4] = k2 · [NO2]²  k1 = [NO2]² k2 [N2O4] Constante de equilíbrio Kc

N2O4 ↔ 2NO2 Kc = [NO2]² [N2O4] Kc é a constante de equilíbrio

Dados para equilíbrio N2O4 ↔ 2NO2 à temperatura fixa de 100 ºC

A constante de equilíbrio para uma reação, numa certa temperatura, não depende das concentrações iniciais de reagentes e produtos. A expressão da constante de equilíbrio em função das concentrações é definida como sendo a multiplicação das concentrações molares dos produtos divida pela dos reagentes, todas elevadas aos respectivos coeficientes estequiométricos. Kc = [C]c · [D]d [A]a · [B]b aA + bB ↔ cC + dD Reagentes Produtos

H2(g) + I2(g) ↔ 2HI(g) Kc = __[HI]² [H2] . [I2] 2NH3(g) ↔ N2(g) + 3H2(g) Kc = [N2] . [H2]3 [NH3(g)]2

3Fe(s) + 4H2O(g) ↔ Fe3O4(s) + 4H2(g) Kc = [H2]4 [H2O]4 Quando no equilíbrio há participantes sólidos, estes não aparecem na expressão da constante de equilíbrio. CO2(g) + C(s) ↔ 2CO(g) Kc = [CO]2 [CO2] 3Fe(s) + 4H2O(g) ↔ Fe3O4(s) + 4H2(g) Kc = [H2]4 [H2O]4

Espontaneidade de uma reação Vamos tomar dois exemplos de equilíbrio químico e suas constantes de equilíbrio a 25 ºC H2 + Cl2 ↔ 2HCl Kc = 3,8 · 10³³ = [HCl]² [H2]· [Cl2] N2 + O2 ↔ 2NO Kc = 1,0 · 10-30 = [NO]² [N2] · [O2]

Uma reação é tanto mais favorecida, mais COMPLETA (mais espontânea) a uma certa temperatura quanto maior for o valor da sua constante de equilíbrio nessa temperatura, ou seja, existirá mais produto que reagente. Quanto maior ao valor de Kc, mais completa é a reação no sentido reagentes  produtos e vice-versa

Grau de equilíbrio (α) N2O4(g)  2NO2(g) incolor castanho 1,00 mol de N2O4 0,74 mol de N2O4 Início Equilíbrio α = número de mols que reagiram até atingir o equilíbrio número de mols iniciais de reagentes No exemplo em questão α = número de mols que reagiram = 0,26 = número de mols iniciais 1,00 0,26 x 100 = 26%