EQUILÍBRIOS.

Apresentação em tema: "EQUILÍBRIOS."— Transcrição da apresentação:

1 EQUILÍBRIOS

2 Equilíbrio Químico V1=V2 P R

3 Reações completas ou irreversíveis
São reações nas quais os reagentes são totalmente convertidos em produtos, não havendo “sobra” de reagente, ao final da reação ! EQUILÍBRIO QUÍMICO Exemplo: HCl(aq) + NaOH(aq)  NaCl(aq) + H2O(l) Essas reações tem rendimento 100 % !

4 Reações incompletas ou reversíveis
São reações nas quais os reagentes não são totalmente convertidos em produtos, havendo “sobra” de reagente, ao final da reação ! EQUILÍBRIO QUÍMICO Exemplo: - reações de esterificação CH3COOH + C2H5OH CH3COOC2H5 + H2O Essas reações tem rendimento < 100 % !

5 Para a reação gasosa (com baixo rendimento) :
A reversibilidade de uma reação pode ser relacionada com o seu rendimento ! Para a reação gasosa (com baixo rendimento) : CO + H2O CO2 + H2 EQUILÍBRIO QUÍMICO

6 A mesma reação, com alto rendimento
CO + H2O CO2 + H2 EQUILÍBRIO QUÍMICO

7 Outro tipo de representação:

8 Sob o ponto de vista da cinética química, as reações reversíveis podem ocorrer em dois sentidos (direto e inverso) representados por R P com uma velocidade direta (vdireta ou v1) e uma velocidade inversa (vinversa ou v2). EQUILÍBRIO QUÍMICO

9 Considerando-se uma reação química genérica: aA + bB xX + yY
A velocidade direta será: v1 = k1 [A]a[B]b a qual diminui com o passar do tempo. A velocidade inversa será: v2 = k2 [X]x[Y]y que no início é nula e vai aumentanto ! EQUILÍBRIO QUÍMICO

10 v1 = k1 [A]a[B]b e v2 = k2 [X]x[Y]y
A medida que a reação avança a velocidade direta vai diminuindo e a inversa aumentando, até o momento em que as duas tornam-se iguais e a velocidade global nula ! vdireta = vinversa v1 = k1 [A]a[B]b e v2 = k2 [X]x[Y]y Esse momento é chamado de Equilíbrio Químico. EQUILÍBRIO QUÍMICO

11 equilíbrio químico EQUILÍBRIO QUÍMICO

12 Varia com a temperatura
Constante de Equilíbrio Kc ou Kp Varia com a temperatura [produtos] [reagentes] coef Kc ou Kp = coef Sentido direto Kc Kc Sentido inverso

13 Valores de Kc K = 1 equilíbrio perfeito
K > 1 desloca no sentido dos produtos K < 1 desloca no sentido dos reagentes

14 CAa , CBb ,... = concentrações molares de A, B,...
Se as duas velocidades (direta e inversa) são iguais ao atingir o equilíbrio, então: v1 = v2 k1[A]a[B]b = k2[X]x[Y]y isolando os termos semelhantes resulta: EQUILÍBRIO QUÍMICO CAa = [A]a , ... CAa , CBb ,... = concentrações molares de A, B,... Kc = constante de equilíbrio (concentrações)

15 Algumas reações e as constantes Kc
(em função de concentrações) Reação Constantes N2 + 3H NH Kc = [NH3]2 / [N2].[H2]3 PCl PCl3 + Cl Kc = [PCl3].[Cl2] / [PCl5] SO3 + 1/2 O SO Kc = [SO3] / [SO2].[O2]1/2 2H2 + S H2S Kc = [H2S]2 / [H2]2.[S2] EQUILÍBRIO QUÍMICO Generalizando Kc = [Produtos]p / [Reagentes]r

16 Equilíbrio químico em reações gasosas
Considere a formação da amônia, que ocorre em fase gasosa, num balão de volume V, em certa temperatura T sendo que cada gás exerce uma pressão parcial Px N2(g) + 3H2(g) NH3(g) EQUILÍBRIO QUÍMICO A pressão de cada gás pode ser calculada a partir da expressão: P = nx R T / V onde: nx / V = [X] logo: P = [X] R T [X] = molaridade ; R = constante dos gases e T = temperatura absoluta (K)

17 Se a reação ocorrer em fase gasosa a constante de equilíbrio pode ser expressa em função das pressões parciais exercidas pelos componentes gasosos: lembre que: EQUILÍBRIO QUÍMICO P = pressão ; V = volume ; n = número de mols ; T = temperatura (K) R = constante universal dos gases = 0,082 atm.L/mol.K

18 Cálculo da constante Kc - exemplo
O PCl5 se decompõe, segundo a equação: PCl PCl3 + Cl2 Ao iniciar havia 3,0 mols/L de PCl5 e ao ser alcançado o equilíbrio restou 0,5 mol/L do reagente não transformado. Calcular Kc. EQUILÍBRIO QUÍMICO A constante de equilíbrio será: Kc = [PCl3].[Cl2] / [PCl5] = [2,5].[2,5] / [0,5] Kc = 12,5 mol/L

19 Equilíbrios em reações heterogêneas
Há certas reações, nas quais se estabelece equilíbrio, em que reagentes e/ou produtos encontram-se em estados físicos distintos, como por exemplo: I - CaCO3(s) CaO(s) + CO2(g) II - NH4Cl(s) NH3(g) + HCl(g) Nesses casos, como a concentração dos componentes sólidos não variam, as constantes não incluem tais componentes. I - Kc = [CO2] e Kp = PCO2 II - Kc = [NH3].[HCl] e Kp = PHCl . PNH3 EQUILÍBRIO QUÍMICO

20 Deslocamento do equilíbrio químico (Princípio de Le Chatelier ou equilíbrio móvel)
“Quando um agente externo atua sobre uma reação em equilíbrio, o mesmo se deslocará no sentido de diminuir os efeitos causados pelo agente externo”. EQUILÍBRIO QUÍMICO Os agentes externos que podem deslocar o estado de equilíbrio são: 1. variações nas concentrações de reagentes ou produtos; 2. variações na temperatura; 3. variações na pressão total.

21 1 - Influência das variações nas concentrações
* A adição de um componente (reagente ou produto) irá deslocar o equilíbrio no sentido de consumí-lo. * A remoção de um componente (reagente ou produto) irá deslocar o equilíbrio no sentido de regenerá-lo. EQUILÍBRIO QUÍMICO As variações nas concentrações de reagentes e/ou produtos não modificam a constante Kc ou Kp.

22 N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g) Exemplo Na reação de síntese da amônia
1 - Influência das variações nas concentrações Exemplo Na reação de síntese da amônia N2(g) H2(g) NH3(g) I - adicionando N2 ou H2 o equilíbrio desloca-se no sentido de formar NH3 ( ) ; EQUILÍBRIO QUÍMICO

23 Na reação de síntese da amônia
Exemplo Na reação de síntese da amônia N2(g) H2(g) NH3(g) II - removendo-se NH3 o equilíbrio desloca-se no sentido de regenerá-la ( ).

24 2 - Influência das variações na temperatura
Um aumento na temperatura (incremento de energia) favorece a reação no sentido endotérmico. Uma diminuição na temperatura (remoção de energia) favorece a reação no sentido exotérmico. EQUILÍBRIO QUÍMICO Endo = ΔH + Exo = ΔH -

25 - para reações exotérmicas: T  Kc 
A mudança na temperatura é o único fator que altera o valor da constante de equilíbrio (Kc ou Kp). - para reações exotérmicas: T  Kc  - para reações endotérmicas: T  Kc 

26 2 - Influência das variações na temperatura
Exemplo A síntese da amônia é exotérmica: N2 + 3 H NH3 H = - 17 kcal/mol I - um aumento na temperatura favorece o sentido endotérmico ( ); II - um resfriamento (diminuição na temperatura favorece a síntese da amônia, ou seja, o sentido direto ( ). EQUILÍBRIO QUÍMICO Portanto, na produção de amônia o reator deve estar permanentemente resfriado !

27 3 - Influência das variações na pressão total
Um aumento na pressão total (redução de volume) desloca o equilíbrio no sentido do menor número de mols gasosos. EQUILÍBRIO QUÍMICO Uma diminuição na pressão total (aumento de volume) desloca o equilíbrio no sentido do maior número de mols gasosos.

28 N2 + 3 H NH3 = 4V V Pressão Volume Pressão Volume

29 3 - Influência das variações na pressão total
Exemplo Na síntese da amônia ocorre diminuição no número de mols gasosos (ngases = - 2) N2(g) + 3 H2(g) NH3(g) I - um aumento na pressão desloca o equilíbrio no sentido direto, menor no de mols( ); II - uma redução de pressão desloca o equilíbrio no sentido inverso, maior no de mols ( ). EQUILÍBRIO QUÍMICO Se a diferença de mols gasosos for nula as variações de pressão não deslocam o equilíbrio.

30 - efeito da pressão total
Síntese da amônia - efeito da pressão total EQUILÍBRIO QUÍMICO

31 EQUILÍBRIO QUÍMICO CoCl2. 6 H2O CoCl2 + 6 H2O

32 Solo básico Solo ácido

33 EQUILÍBRIO IÔNICO EQUILÍBRIO IÔNICO

34 Ocorre particularmente nos processos de dissociação de:
É o caso particular de equilíbrio no qual, além de moléculas, estão presentes íons. Ocorre particularmente nos processos de dissociação de: I - ácidos fracos II - bases fracas III - água EQUILÍBRIO IÔNICO Nos ácidos e bases fortes a dissociação é quase completa, não ocorrendo, pois, um estado de equilíbrio ! Ácidos fortes: HCl, HBr, HI, HNO3, H2SO4 . Bases fortes: alcalinas e alcalino-terrosas.

35 Dissociação de ácidos fracos
Nesse caso, ao ser dissolvido em água, haverá um predomínio de moléculas, ao contrário do que ocorreria para um ácido forte. Exemplos: I - ácido forte: HCl(aq) H Cl- (predominam espécies iônicas) II - ácido fraco: HCN H+ + CN- (predominam moléculas) EQUILÍBRIO IÔNICO

36 Constante de ionização (Ki)
Ácido fraco HCN H+ + CN- Ki = Kácido = [H+].[CN-] / [HCN] = 4, * O baixo valor de Ki indica um ácido muito fraco ! EQUILÍBRIO IÔNICO Base fraca NH4OH NH OH- Ki = Kbase = [NH4+].[OH-] / [NH4OH] = 4,0.10-4 * O baixo valor de Ki indica uma base muito fraca !

37 Auto-dissociação da água
A água dissocia-se fracamente de acordo com H2O H+ + OH- Sua constante de dissociação será: Kágua = [H+].[OH-] / [H2O] = 1, • O baixo valor de K indica fraquíssima dissociação !!! Dessa constante resulta: [H+].[OH-] = = Kw = Produto iônico da água Como a dissociação origina igual quantidade de íons H+ e OH-, então: [H+] = [OH-] = 10-7 mol/litro EQUILÍBRIO IÔNICO

38 Se adicionarmos um ácido na água: [H+] > [OH-]
Ex: [H+] = ; [OH-] = 10-8 [H+] = ; [OH-] = 10-11 * Lembre-se: [H+].[OH-] = constante = = Kw Se adicionarmos uma base na água [H+] < [OH-] Ex: [OH-] = ; [H+] = 10-13 [OH-] = ; [H+] = 10-14 [OH-] = 2, ; [H+] = 4, EQUILÍBRIO IÔNICO

39 pOH = potencial Hidroxiliônico (OH-)
Conceitos de pH e pOH Em 1909, o químico Sörenson estabeleceu escalas arbitrárias que permitiam comparar a acidez ou alcalinidade de soluções aquosas diluídas, às quais designou de pH = potencial Hidrogeniônico (H+) pOH = potencial Hidroxiliônico (OH-) onde pH = - log10 [H+] pOH = - log10 [OH-] EQUILÍBRIO IÔNICO

40 a) para água pura: [H+] = [OH-] = 10-7
Assim: a) para água pura: [H+] = [OH-] = 10-7 pH = pOH = - log10(10-7) = - (-7) log 10 = 7 b) para solução ácida: [H+] = [OH-] = 10-11 pH = - log10 (10-3) = - (-3) log 10 = 3 pOH = 11 c) para solução básica: [OH-] = [H+] = 10-13 pOH = - log10 (10-1) = - (-1) log 10 = 1 pH = 13 EQUILÍBRIO IÔNICO Note que: [H+].[OH-] = ; pH + pOH = 14

41 Exemplo Qual o pH de uma solução que apresenta 0,0365 gramas de HCl dissolvidas em 10 L de solução final ? Solução Para ácidos fortes [H+] = [ácido] . Logo: [H+] = m1 / M1 . V = 0,0365 / 36,5.10 = 10-4 pH = - log [H+] = - log 10-4 = - (-4) log. 10 = 4 EQUILÍBRIO IÔNICO Resposta: pH = 4

42 Hidrólise de sais A hidrólise pode ser considerada como o processo inverso ao da neutralização, ocorrendo com sais derivados de: ácido forte com base fraca ou ácido fraco com base forte. ÁCIDO + BASE SAL + H2O Na realidade a hidrólise ocorre apenas com o íon (cátion ou ânion) proveniente do eletrólito fraco. Assim, um sal como o NaCl não sofrerá hidrólise pois origina-se de ácido e base fortes (HCl e NaOH). EQUILÍBRIO IÔNICO

43 Exemplo (1) Hidrólise do NH4Cl NH4+ + H2O NH4OH + H+
(sal derivado do NH4OH e HCl base fraca e ácido forte) A reação de hidrólise ocorrerá com o íon NH4+. NH H2O NH4OH + H+ EQUILÍBRIO IÔNICO base fraca - tendência de formar moléculas ! torna o meio ácido, diminui o pH !

44 Exemplo (2) Hidrólise do NaHCO3 HCO3- + H2O H2CO3 + OH-
(sal derivado do NaOH e H2CO base forte e ácido fraco) A hidrólise ocorrerá com o íon HCO3-. HCO H2O H2CO OH- EQUILÍBRIO IÔNICO ácido fraco - tendência de formar moléculas ! H2O + CO2 torna o meio básico, aumenta o pH ! NaHCO3 = principal constituinte do sal de frutas !

45 Conclusão ! Através de reações de hidrólise o pH (ou pOH) de uma solução pode ser modificado sem que se adicione à mesma um ácido ou uma base e sim um sal derivado de ácido ou base fraca !!! EQUILÍBRIO IÔNICO

46 Ácidos e bases (Teoria de Bronsted e Löwry)
Nos equilíbrios iônicos, comparando-se reagentes e produtos, é possível propor uma nova teoria para ácidos e bases. EQUILÍBRIO IÔNICO Segundo Bronsted e Löwry: - Ácidos são espécies químicas doadoras de prótons (H+). - Bases são espécies químicas receptoras de prótons (H+).

47 Exemplos HCN + H2O H3O+ + CN- NH3 + H2O NH4+ + OH-
ácido base ácido base 2 NH3 + H2O NH OH- base ácido ácido base 2 HCO H2O H2CO3 + OH- EQUILÍBRIO IÔNICO A água comporta-se como ácido ou base, dependendo da reação. Tais substâncias são ditas ANFIPRÓTICAS !!