Aula 10 Equilíbrio Químico
Universidade Tecnológica Federal do Paraná
Departamento Acadêmico de Química e Biologia
Dr. Tiago P. Camargo
Introdução...
Segunda Guerra Mundial (sec. XX) → compostos nitrogenados
• Apenas produzidos a partir de jazidas no Chile;
• Logística de suprimentos;
• Fritz Haber – Capaptação do nitrogênio do ar
Reações ocorriam até certo ponto.. Como interpretar isto..?
• Para uma reação em equilíbrio as reações inversa e direta continuam a ocorrer, mas a quantidade dos reagentes/produtos permanece a mesma.
Equilíbrio Químico
Reversibilidade das reações – Algumas reações ocorrem totalmente, enquanto outras até certo ponto. Veremos o exemplo de Haber.
2( )g
3
2( )g Fe2
3( )gN + H ⎯⎯→ NH
3( ) 2( ) 2( )
2 NH
g⎯⎯→
FeN
g+ 3 H
gCom o aumento de [NH3] → A velocidade da reação inversa aumenta
No momento em que as quantidades dos reagentes/prod.
permanecem inalteradas a velocidade da reação direta e inversa são iguais.
2( )g
3
2( )g2
3( )gN + H ⎯ ⎯⎯ ⎯ → NH
Equilíbrio Químico
Todos equilíbrios são dinâmicos – As reações continuam ocorrendo ainda que não seja visível nenhuma mudança aparente
Equilíbrios são sujeitos a mudanças de temperatura e pressão.
2 4( )S
2
2( )gN O ⎯ ⎯⎯ ⎯ → NO
Equilíbrio Químico
Guldberg (Math) Waage (Chem) – Executaram experimentos com a reação entre SO2 e O2.
2( )g 2( )g
2
3( )gSO + O ⎯ ⎯⎯ ⎯ → SO
05 Experimentos → Diferentes quantidades dos 3 gases. E após algum tempo foram determinadas as pressões parciais a 1000 K.
Resultados não faziam sentido..!!
Equilíbrio Químico
Guldberg (Math) Waage (Chem) – Executaram experimentos com a reação entre SO2 e O2.
2( )g 2( )g
2
3( )gSO + O ⎯ ⎯⎯ ⎯ → SO
Eles perceberam que a relação matemática era obedecida e que o valor “K” era praticamente igual.
Onde → Px = pressão parcial e P0= pressão total
Equação simplificada
Equilíbrio Químico
Guldberg (Math) Waage (Chem) – Observaram valores semelhantes de K para cada mistura.
Isto demonstra que o valor “K” é característico de cada reação em seu equilíbrio → Lei da ação das massas.
equilibrio
pressão parcial dos produtos K pressão parcial dos reagentes
=
Em uma reação genérica:
Se todos os gases foram tratados como ideais:
Equilíbrio Químico
Exemplo 01: Lei de equilíbrio da reação
2( )g
3
2( )g2
3( )gN + H ⎯ ⎯⎯ ⎯ → NH
Construir a equação de equilíbrio para a
síntese da amônia.... ???
Equilíbrio Químico
Exemplo 01: Lei de equilíbrio da reação
2( )g
3
2( )g2
3( )gN + H ⎯ ⎯⎯ ⎯ → NH
Montando a equuação:
Equilíbrio Químico
Expressão da constante de equilíbrio: Conceito de Atividade
3( )s ( )s 2( )g
CaCO ⎯ ⎯⎯ ⎯ → CaO + CO K = P
CO2( ) 4( )
( ) 4
g( )
gNi s + CO ⎯ ⎯⎯ ⎯ → Ni CO (
Ni CO()
)44CO
K P
= P
Na maioria dos casos lidamos em laboratório com soluções diluídas, mas em casos com concentrações mais elevadas a concentração real é diferente da efetiva. Nestes casos usa-se um outro tipo de medida, a Atividade.
Conceito atividade – Medida de concentração que leva em conta interação entre solutos.
Equilíbrio Químico
Origem Termodinâmica – A equação da lei das massas foi deduzida empíricamente, porém hoje sabemos que ela possui base termodinâmica.
Reações químicas tendem a ocorrer expontâneamente até o equilíbrio, mas a direção depende da mistura de reação
• Mistura da reação ainda não formou produtos (antes do Equilíbrio) → ΔG 0 Para a reação direta .
• Mistura da reação com excesso de produtos (antes do Equilíbrio) → ΔG 0 Para a reação inversa .
• Reação em equilíbrio, não existe tendência de expontaneidade em nenhuma direção → ΔG = 0 Para a reação inversa .
Equilíbrio Químico
Origem Termodinâmica – A equação da lei das massas foi deduzida empíricamente, porém hoje sabemos que ela possui base termodinâmica.
Claramente o valor de ΔG varia ao longo de uma reação, até o momento em que o equilíbrio é atingido e ΔG = 0
O valor de ΔG é determinado pela diferença entre as energias livres de Gibbs para os produtos e seus reagentes
( ) ( ) ( )
Gr nG produtos nG reagentes quilojoules por mol
=
−
O valor de ΔG é a diferença entre as energias livres de Gibbs molar em um momento qualquer da reação e o ΔG0 e
determinado apenas em seus estados padrão
Estado padrão – em sua forma pura e 1 mol.L-1ou 1 bar (gases)
Equilíbrio Químico
Origem Termodinâmica – A equação da lei das massas foi deduzida empíricamente, porém hoje sabemos que ela possui base termodinâmica.
0
ln
r r
G G RT Q
= +
c d
a b
C D Q = A B
Esta equação demonstra que que a energia de Gibbs varia com as atividades ao longo de uma
reação fora do equilíbrio. A expressão Q tem a mesma forma de K, mas se refere a momentos fora do equilíbrio.
No Equilíbrio Q = K ; e também ΔG = 0
0 0
0 ln
ln
r r
G RT K G RT K
= +
= −
Se ΔG (-) → K (+) e os produtos são favoráveis e K > 1 Se ΔG (+) → K (-) e os reagentes são favoráveis e K < 1
Equilíbrio Químico
Experimentalmente – Como saber se uma reação no laboratório está em equilíbrio
Primeiramente calcular o valor da constante atravéz da equação
G
r0= − RT ln K
Depois calcular o valor de “Q” pelo conhecimento a partir da composição real da mistura.
Se Q < K, ΔG (-) → e a reação segue na direção os produtos;
Se Q = K, ΔG = 0 → Reação em equilíbrio;
Se Q > K, ΔG (+) → e a reação inversa é a expontânea, e os produtos tendem a se decompor nos reagentes.
Equilíbrio Químico
Resposta do equilíbrio a mudanças de condições...
Princípio de Le Chatelier: Quando uma perturbação exterior é aplicada a um sistema em equilíbrio dinâmico, ele tende a se ajustar para reduzir ao mínimo o efeito da perturbação.
aA bB + ⎯ ⎯⎯ ⎯ → cC dD +
c d
a b
C D K = A B
Adição de reagentes → o que acontece com K....?
Remoção de produtos o que acontece com K....?
Exercícios
Balanceie as seguintes equações usando os menores coeficientes de números inteiros,
depois escreva a expressão de equilíbrio Kc para cada reação:
Use os dados a seguir, coletados a 460 ° C, e são pressões parciais de equilíbrio, para determinar K para a reação:
(a) Calcule a energia livre de Gibbs na reação de N2(g) + 3 H2(g)→ 2 NH3(g) quando as pressões parciais de N2, H2 e NH3 são 4,2 bar, 1,8 bar e 21 bar, respectivamente, a uma temperatura de 400 K. Para esta reação, K = 41 a 400 K. (b) Indique se esta mistura reacional é deve formar reagentes, formar produtos, ou está em equilíbrio.
