EQUILÍBRIO QUÍMICO INTRODUÇÃO CARACTERÍSTICAS DO EQUILÍBRIO

Apresentação em tema: "EQUILÍBRIO QUÍMICO INTRODUÇÃO CARACTERÍSTICAS DO EQUILÍBRIO"— Transcrição da apresentação:

1 EQUILÍBRIO QUÍMICO INTRODUÇÃO CARACTERÍSTICAS DO EQUILÍBRIO
ANÁLISE GRÁFICA DO EQUILÍBRIO CONSTANTE DE EQUILÍBRIO PRINCÍPIO DE LE CHATELIER DESLOCAMENTO DO EQUILÍBRIO EXERCÍCIOS

2 A + B C + D

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5 V1 = V2 O que existe, na verdade, são duas reações opostas que ocorrem com a mesma velocidade.

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13 (c) [Produtos] X Tempo

14 (c) [Produtos] X Tempo

15 [P]>[R]

16 [R]>[P]

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18 [R]>[P] [P]>[R]

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21 A B KEq = [ B ] [ A ] KEq > 1 = [ B ] > [ A ] KEq < 1 = [ A ] > [ B ]

22 1.888

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24 Consideremos o efeito da variação de concentração na mistura em equilíbrio cloro e água. A equação de equilíbrio é: Cl2 + 2 H2O HOCl + H3O+ + Cl- Esquerda Direita Esquerda Direita Esquerda

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26 Exemplo: N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g) 1mol 3 mols 2 mols Exemplo:
O lado esquerdo da reação representa 4 mols de gás combinando-se para dar 2 mols no lado direito. Um aumento na pressão total do sistema desloca o equilíbrio para a direita. Exemplo: N2(g) O2(g) NO(g) 1mol mol mols

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28 O calor pode ser considerado um reagente em reações endotérmicas ou um produto em reações exotérmicas. Portanto, a temperatura é análoga à concentração, ao se aplicar o Princípio de Le Chatelier aos efeitos do calor em uma reação química. Exemplo1: C(s) + CO2(g) + calor CO(g) A reação é endotérmica e, como pode ser visto, o equilíbrio desloca-se para a direita em temperaturas mais elevadas. Exemplo2: PCl3(l) + Cl2(g) PCl5(s) + 88 kJ Neste caso a reação é exotérmica. O calor fará com que o produto PCl5, se decomponha, regenerando o PCl3 e o Cl2. Portanto, o calor desloca o equilíbrio para a esquerda.

29 Keq varia com a temperatura
Exemplos: N2 + 3H NH3 t°C Keq ,4

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31 Kp : Constante de equilíbrio gasoso
Nas reações em fase gasosa, as concentrações dos reagentes e dos produtos também podem ser expressas em termos das suas pressões parciais Para seguinte sistema em equilíbrio. N2O4 (g)  2 NO2 (g) Podemos escrever Onde PNO2 e PN2O4 são respectivamente, as pressões parciais (em atm) de NO2 e N2O4 no equilíbrio. KP significa que as concentrações de equilíbrio estão expressas em termos de pressão.

32 Relação entre KC e KP Em que : R = 0,0821 L.atm/K. mol
∆n = moles de produtos no estado gasoso – moles de reagentes no estado gasoso

33 1) Escrever a expressão da constante de equilíbrio (Keq) para as seguintes reações genéricas de equilíbrios homogêneos: 2A + 3B C + 4D X Y + M

34 2) Em determinadas condições de pressão e temperatura, um frasco fechado contém 0,4 mol/L de O3(g) em equilíbrio com 0,2 mol/L de O2(g), de acordo com a seguinte equação: 3 O O3 Determine o valor de Keq.

35 3- Sabendo-se que no equilíbrio H2(g) + I2(g)  2 HI(g) a pressão parcial do hidrogênio é 0,22 atm, a do iôdo é 0,22 atm e a do gás iodídrico é 1,56 atm, qual o valor da constante de equilíbrio Kp? Solução Como temos um sistema envolvendo gases podemos trabalhar direto em função de pressões parciais

36 4- Quais sãos os valores de Kp e Kc para a reação H2O(l)  H2O(g), a 25ºC, considerando que a pressão do vapor-d´agua é igual a3,17kp. Solução Kp = pH2O = 3,17 kPa

37 05 – Suponha que, para o sistema representado pela equação abaixo, as concentrações no equilíbrio são: [SO2] =[O2]=0,10 mol/L e [SO3] = 0,20. Calcule Kc. Solução

38 Solução: 2HI(g)  H2(g) + I2(g)
6- Considere o equilíbrio representado pela equação abaixo. Suponha que comecemos com HI puro a uma concentração de 0,100 M. A concentração no equilíbrio é 0,010 M. Calcule: a) [I2] ; b [H2] c) Kc para a reação. Reação: 2HI(g)  H2(g) + I2(g) Solução: 2HI(g)  H2(g) + I2(g) [ ] inicial , Variação x x x Equilíbrio , x x Cálculo de x  0,100 – 2x = 0,01; x = 0,045 [H2] = x = 0,045 M [I2] = x = 0,045M

39 Equilíbrio Iônico da água
Objetivos: Demonstrar o produto iônico da água pH Estudar Indicadores

40 Equilíbrio Iônico da água
Água como ácido: NH3 + H2O  NH4+ + OH- ácido Água como base: HCl + H2O  H3O+ + Cl- base

41 H2O + H2O  H3O+ + OH- H2O  H+ + OH- base ácido
E o que a água tem com isso? Por comportar-se como ácido e base, existe um equilíbrio mesmo na água pura: H2O + H2O  H3O+ + OH- H2O  H+ + OH- base ácido

42 Equilíbrio Iônico da água
Constante de equilíbrio: H2O  H+ + OH- [H+] . [OH-] Ki = [H2O] [H2O] é constante Ki . [H2O] = [H+] . [OH-] Kw = [H+] . [OH-]

43 Equilíbrio Iônico da água
Constante de equilíbrio é influenciada pela temperatura Kw = [H+] . [OH-] Temperatura (ºC) Kw 10 0,3x10-14 20 0,7x10-14 25 1,0x10-14 30 1,5x10-14 40 2,9x10-14 Usaremos Kw a 25 ºC

44 Equilíbrio Iônico da água
As concentrações de H+ e OH- são iguais: H2O  H+ + OH- Kw = [H+] . [OH-] Kw = [H+]2 1,0x10-14 = [H+]2 [H+] = 10-7 [OH-] = 10-7

45 Medidas de pH Na água pura a [H+] é igual a [OH-], portanto a solução é neutra Soluções ácidas: [H+] > [OH-] Soluções básicas: [H+] < [OH-]

46 Medidas de pH Transformar as concentrações em uma escala tornaria mais fácil classificar um meio em ácido ou básico Escala de pH ácido básico 14 7 neutro [H+] [OH-] Meio 100 mol/L 10-14 mol/L 10-6 mol/L 10-8 mol/L 10-7 mol/L 10-9 mol/L 10-5 mol/L ácido ácido Neutro básico básico

47 Medidas de pH [H+] [OH-] Meio 100 mol/L 10-14 mol/L 10-6 mol/L 10-8 mol/L 10-7 mol/L 10-9 mol/L 10-5 mol/L ácido ácido Neutro básico básico

48 Medidas de pH pH = potencial hidrogeniônico pH = -log [H+] pOH = -log [OH-] pH + pOH = 14 Qual o pH de uma solução de [H+] = 10-4 mol/L pH = -log 10-4 pH = -(-4) log 10 pH = 4

49 Medidas de pH [H+] [OH-] Meio pH pOH 100 mol/L 10-14 mol/L ácido 14 10-6 mol/L 10-8 mol/L ácido 6 8 10-7 mol/L 10-7 mol/L Neutro 7 7 10-9 mol/L 10-5 mol/L básico 9 5 10-14 mol/L 100 mol/L básico 14 Propriedades: pH = -log 100 log a = b  a = 10b log (a.b) = log a + log b log (a/b) = log a - log b log ab = b . log a pH = -(0) log 10 pH = 0 0 + pOH = 14  14

50 Indicadores Substâncias que tem cores diferentes em meio ácido ou básico. Um dos mais usados é a fenolftaleína meio ácido  Incolor meio básico  Vermelha Azul de Bromotimol meio ácido  Laranja meio básico  Azul

51 Peagâmetro medidor de pH acoplado a um eletrodo de pH. O medidor de pH é um milivoltímetro com uma escala que converte o valor de tensão do eletrodo de pH em unidades de pH. Este tipo de eletrodo é chamado "íon seletivo"

52 Grau de Ionização e Lei de Ostwald
Força de um eletrólito  = ni x 100 nd ni – Número de moléculas ionizadas nd – Número de moléculas dissolvidas Ki = M. 2 se   1, Ki = M. 2 e ainda 1 -  [H+] = . [ ]

53 Solução Dados do Exercício Sabemos que: Ka = M.α2 [H+] =M α
6 - O vinagre pode ser considerado uma solução de concentração 0,72 M em relação ao ácido acético. Esse ácido é fraco e possui constante de ionização Ka igual a 1, , a 250C. Determine: a) o grau de ionização do ácido nesta temperatura; b) a concentração molar de íons H+ do vinagre. Solução Dados do Exercício Sabemos que: Ka = M.α2 [H+] =M α

54  = a) = = 5.10-3 = 0,5% [H+] = M = 0,72 . 0,005 = 3,6 .10-3 mol/L
b) [H+] = M = 0,72 . 0,005 = 3, mol/L Observação muito importante: Repare que não foi usada a expressão completa da constante de ionização. Como a constante tem um valor muito pequeno da ordem de 10-5, desprezamos 1- . Se o exercício trazer um grau de ionização > ou = 5%, devemos fazer uso da expressão completa. ou Ki = M 2

55 OH-8.10-5  pOH = -log OH-
7- (PUC-Campinas) Uma área agrícola foi adubada com amônia, nitrato e fosfato de amônio. Na amostra das água residuais da irrigação dessa área verifica-se que a concentração de íons OH- é igual a mol/L. Qual o pH da amostra? (dados: log 8 =0,9) OH-  pOH = -log OH- pOH = -log pOH = 5 – log 8 pOH =4,1 pH + pOH = 14  pH = 14 – 4,1 pH = 9,9 Atenção!Como o exercício deu OH-, mostrando que a solução é básica, calculamos primeiro o pOH, para depois calcularmos o pH