EQUILÍBRIO QUÍMICO

1. EQUILÍBRIO QUÍMICO

2. EQUILÍBRIO QUÍMICO É uma situação especial que ocorre com algumas reações químicas

3. REAÇÕES OU PROCESSOS REVERSÍVEIS 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 REAÇÃO DIRETA N2O4(g) 2 NO2(g) REAÇÃO INVERSA

4. 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 No início da reação a velocidade direta é máxima, pois temos uma maior concentração do reagente E, a velocidade da reação inversa é nula, pois não temos, ainda, um produto EQUILÍBRIO QUÍMICO velocidade v1 v1 v2 = velocidade constante v2 tempo te

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

6. concentração NO2(g) N2O4(g) te tempo N2O4(g) 2 NO2(g)

7. CONSTANTE DE EQUILÍBRIO EXPRESSA EM TERMOS DE CONCENTRAÇÃO Isolando-se as constantes Vamos considerar uma reação reversível genérica No equilíbrio teremos: a c b d K1 [ A ] [ B ] V 1 V 2 K2 [ C ] [ D ] = c d K1 [ C ] [ D ] CONSTANTE DE EQUILÍBRIO 1 Kc = a b a A + b B c C + d D [ A ] [ B ] K2 2

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

9. 2 H2( g ) + O2( g ) 2 H2O( g ) N2( g ) + 3 H2( g ) 2 NH3( g ) 2 2 [ H2 ] [ O2 ] [ NH3 ] KC KC = = 3 2 [ N2 ] [ H2O ] [ H2 ]

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

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

12. 03) (Covest – 98) Medidas de concentração para o sistema abaixo, em equilíbrio, a uma certa temperatura forneceram os seguintes resultados: [ H2 ] = 0,10 mol/L [ I2 ] = 0,20 mol/L [ HI ] = 1,0 mol/L H2( g ) + I2( g ) 2 HI( g ) Determine a constante de equilíbrio da reação nestas condições.

13. [ H2 ] = 0,10 mol/L [ I2 ] = 0,20 mol/L [ HI ] = 1,0 mol/L H2( g ) + I2( g ) 2 HI( g ) 2 ( 1,0 ) [ HI ] 1,0 KC = = [ H2 ] [ I2 ] ( 0,10 ) ( 0,20 ) 0,02 x KC 50 =

14. 04) Temos representado no gráfico abaixo as concentrações dos reagentes e dos produtos de uma mesma reação do tipo: A + B C + D Ocorrendo no sentido à direita a partir do zero. [ ] 10 8 6 4 caminho da reação 2

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 ] 8 8 [ D ] KC x a) 16. b) 1/4. c) 4. d) 5. e) 1/16. = [ ] [ A ] [ B ] 10 4 4 x 8 64 KC = 16 6 4 KC 4 = 2

16. 05) Foram colocados em um recipiente fechado, de capacidade 2,0 L, 6,5 mol de CO e 5 mol de NO2. À 200°C o equilíbrio foi atingido e e verificou-se que haviam sido formados 3,5 mol de CO2. Podemos dizer que o valor de Kc para o equilíbrio dessa reação é: [ NO ] [ CO2 ] 3,5 1,75 1,75 x = 1,75 M KC [ CO2 ] = = 2,0 [ CO ] 1,50 [ NO2 ] 0,75 a) 4,23. b) 3,84. c) 2,72. d) 1,96. e) 3,72. x 3,5 CO + NO2 CO2 + NO 3,0625 = 1,75 M [ NO ] = KC 2,0 = início 6,5 5,0 0,0 0,0 1,125 3,0 reage / produz 3,5 3,5 3,5 3,5 = 1,50 M [ CO ] = 2,0 KC 2,72 = equilíbrio 3,5 3,5 3,0 1,5 1,5 = 0,75 M [ NO2 ] = 2,0

17. 06) Em um recipiente de 400 mL são colocados 2 mols de PCl5 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: 0,4 a) 4,0. b) 1,0. c) 0,5. d) 0,25. e) 0,025. 1,0 M [ PCl3 ] 1,0 [ Cl2 ] 1,0 [ PCl3 ] = = KC = x PCl5 PCl3 + Cl2 0,4 4,0 [ PCl5 ] início 2,0 0,0 0,0 0,4 1,0 1,0 M [ Cl2 ] = = reage / produz 0,4 0,4 0,4 KC = 0,4 4,0 equilíbrio 0,4 0,4 1,6 1,6 KC = 0,25 [ PCl5 ] 4,0 M = = = = Reage : n 0,20 2 0,40 mol 0,4 x

18. DESLOCAMENTO DO EQULÍBRIO Se, por algum motivo, houver modificação em uma das velocidades, teremos mudanças nas concentrações das substâncias No equilíbrio, as velocidades v1 e v2são iguais e as concentrações das substâncias A, B, C e D são constantes Consideremos um sistema em equilíbrio químico, com as substâncias A, B, C e D v1 A + B C + D v2

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

20. Equilíbrio inicial v1 A + B C + D v2 Aumentando v1, o deslocamento é para a direita Aumentando v2, o deslocamento é para a esquerda v1 v1 A + B C + D A + B C + D v2 v2

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 concentraçãode participantes da reação e pressão total sobre o sistema

24. TEMPERATURA Observando a reação EXOTÉRMICA 2 NO2(g) N2O4(g) H < 0 ENDOTÉRMICA incolor Castanho avermelhado Balão a 100°C Balão a 0°C : Cor interna é CASTANHO-AVERMELHADO 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) DIMINUIÇÃO DE TEMPERATURA desloca o equilíbrio no SENTIDO EXOTÉRMICO AUMENTO DE TEMPERATURA desloca o equilíbrio no SENTIDO ENDOTÉRMICO

27. CONCENTRAÇÃO Vamos analisar o equilíbrio abaixo: 1 2 – 2 – + Cr2O7 2 CrO4 H2O + + 2 H 2 amarela alaranjada O acréscimo de um ácido deixa a solução alaranjada, deslocando o equilíbrio para a esquerda O acréscimo de uma base deixa a solução amarela, deslocando o equilíbrio para a direita

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

29. o AUMENTO DE PRESSÃO sobre o sistema desloca o equilíbrio químico no sentido do MENORVOLUME na fase gasosa a DIMINUIÇÃO DE PRESSÃO sobre o sistema desloca o equilíbrio químico no sentido do MAIORVOLUME na fase gasosa PRESSÃO Alterações de pressão influenciam em equilíbrios que possuem espécies químicas no estado gasoso Considere a reação química em equilíbrio abaixo N2( g ) + 3 H2( g ) 2 NH3( g ) 4 volumes 2 volumes

30. 01) Considere a reação em equilíbrio químico: N2( g ) + O2( g ) 2 NO( g ) É possível deslocá-lo para a direita: • a) Retirando o N2 existente. • b) Removendo o NO formado. • c) Introduzindo um catalisador. • Diminuindo a pressão, à temperatura • constante. • Aumentando a pressão, à temperatura • constante.

31. 02) Temos o equilíbrio: CO2( g ) + H2( g ) CO( g ) + H2O( 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.

32. 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 pressão for abaixada. b) N2 for retirado. c) a temperatura for aumentada. e) o volume do recipiente for diminuído • for adicionado um catalisador sólido • ao sistema A pressão não desloca o equilíbrio, pois não há variação de volume A retirada do N2 desloca o equilíbrio no mesmo sentido do N2, isto é, para a esquerda. A reação é ENDOTÉRMICA no sentido DIRETO, sendo favorecida com o aumento da temperatura O CATALISADOR não desloca o equilíbrio, apenas diminui a energia de ativação da reação, nos dois sentidos.

33. 04) Nitrogênio e hidrogênio reagem para formar amônia segundo a equação: N2( g ) + 3 H2( g ) 2 NH3( g ) + 22 kcal Se a mistura dos três gases estiver em equilíbrio, qual o efeito, em cada situação, sobre a quantidade de amônia, se provocar

34. EXO N2( g ) + 3 H2( g ) 2 NH3( g ) + 22 kcal ENDO 4 volumes 2 volumes aumenta I. Compressão da mistura. diminui II. Aumento de temperatura. aumenta III. Introdução de hidrogênio. a) aumenta, aumenta, aumenta. b) diminui, aumenta, diminui. c) aumenta, aumenta, diminui. d) diminui, diminui, aumenta. e) aumenta, diminui, aumenta.

35. EQUILÍBRIO IÔNICO É o caso especial de equilíbrio químico em que aparecem íons 2 – 2 – + + + Cr2O7 2 CrO4 2 H H2O

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

37. Constante de Ionização Para a reação: + – + HCN H CN (aq) (aq) (aq) – + [ H ] [ CN ] Ki = [ 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 20 2 Y 10 7 Z 5 1 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. ni a grau de ionização = n mols dissolvidos mols ionizados X 20 2 Y 10 7 Z 5 1 X Y Z 7 1 2 a a a = = = 10 5 20 a a a = = = 0,70 0,20 0,10 a a a = = = 70 % 20 % 10 %

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

41. – 02) (FUVEST-SP) A reação H3C – COOH H+ + H3C – COO – 5 tem Ka = 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 – 3 – Nesta solução as concentrações em mol/L de CH3COO e de CH3COOH são, respectivamente, da ordem de: + – 3 – 1 – 10 [ H ] = 1,0 x 10 • 3 x 10 e 5 x 10 . – 1 – 2 b) 3 x 10 e 5 x 10 . – 3 – 3 – 5 – [ CH3COO ] = 1,0 x 10 c) 1 x 10 e 5 x 10 . – 3 – 12 + – d) 1 x 10 e 5 x 10 . [ H ] [ CH3COO ] = Ki – 3 – 2 e) 1 x 10 e 5 x 10 . [ CH3COOH ] – 3 – 3 1,0 x 10 1,0 x 10 – 5 x 1,8 x 10 = [ CH3COOH ] – 3 – 3 1,0 x 10 1,0 x 10 x – 2 [ CH3COOH ] = = 5,0 x 10 – 5 1,8 x 10

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

43. LEI DA DILUIÇÃO DE OSTWALD É uma lei que relaciona o grau de ionização com o volume (diluição) da solução a 2 m 2 a para solução de grau de ionização pequeno m = Ki = Ki a 1 –

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

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

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 a) 10 b) 0,001 c) 10 d) 0,10. e) 1,00. – 11 a – 5 = 0,00001 = 0,001 % = 1,0 . 10 2 a m – 11 Ki = 10 Ki = m m – 5 – 5 – 11 – 10 2 = ? ( 10 ) 10 = 10 x – 11 10 m m – 1 = = 10 0,10 M = – 10 10

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 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 2,0 mol/L = – 3 a – 3 0,00283 0,283 % = = 2,83 . 10 = 2 – 3 a 2 – 3 m 2,0 = x ( 2,83 x 10 ) Ki = – 6 – 2 Ki = 2 x 8 x 10 – 5 – 6 – 1 16 x 10 = 1,6 x 10 Ki =

48. EQUILÍBRIO IÔNICO DA ÁGUA pH e pOH PILHAS ALCALINAS

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: + – H2O OH H + (aq) ( l ) (aq)

50. A constante de equilíbrio será: Kw + – H2O OH H + (aq) ( l ) (aq) A 25°C a constante “Kw” vale 10 mol/L PRODUTO IÔNICO DA ÁGUA ( Kw ) – + – 14 [ H ] [ OH ] Ki = [ H2O ] então como a concentração da água é praticamente constante, teremos: – – 14 + [ H ] [ OH ] = 10 – + Ki = [ H ] [ OH ] [ H2O ]