Baixe Equilíbrio Químico: Reações Não em Equilíbrio e Quociente de Reação e outras Provas em PDF para Cálculo, somente na Docsity!
Professor Frank Pereira de Andrade Universidade Federal de São João Del Rei
DIREÇÃO DE UMA REAÇÃO: QUOCIENTE DE REAÇÃO (Q)
Considere a seguinte reação:
a A(aq) + b B(aq) ⇌ c C(aq) + d D(aq)
Esta reação possui uma constante de equilíbrio governada por ,
indicando que, numa dada proporção e temperatura, o sistema encontra-se em equilíbrio. Contudo, devemos nos atentar que em algumas situações o sistema não se encontra em equilíbrio. As situações em que o sistema não se encontra em equilíbrio são: início da reação, onde a composição ainda não é constante e quando o sistema é perturbado (fazendo com que o mesmo se restabeleça – Princípio de Le Chatelier). Quando um sistema não se encontra em equilíbrio, o mesmo se restabelece. Para isso, haverá maior produção de reagentes ou produtos. Em outras palavras, a reação se processará no sentido direto ou indireto. Nesse sentido, para podermos prever a direção de uma reação que não se encontra em equilíbrio, utilizaremos o parâmetro QUOCIENTE DE REAÇÃO (Q), que é a RELAÇÃO ENTRE OS PRODUTOS E OS REAGENTES ELEVADOS AOS RESPECTIVOS COEFICIENTES ESTEQUIOMÉTRICOS. Aplicando que para
a reação acima, temos:.
Observe que é a mesma expressão que a CONSTANTE DE EQUILÍBRIO (K). Contudo, é válida quando o sistema NÃO SE ENCONTRA EM EQUILÍBRIO. Temos então as seguintes situações:
Se > → As concentrações dos produtos são maiores que as concentrações em equilíbrio. Neste sentido a reação ocorre no sentido inverso.
Exemplo:
Considere a seguinte reação em equilíbrio: R(aq) ⇌ P(aq) , onde [R] = 10 e [P] = 20.
A constante de equilíbrio para esta reação é dada por = 2,.
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Agora, considere uma situação em que [P] = 35. Devido, por exemplo, à adição de 15 produtos. Observe que a [P]atual é maior que a [P]equilíbrio. Neste sentido, a relação entre produtos
e reagentes é dada por: = 3,5. Note que o sistema não se encontra em equilíbrio.
Neste sentido, não utilizamos “K” para expressar a relação entre produtos e reagentes,
mas sim “Q”. Temos então: = 3,5. Para que o sistema volte ao equilíbrio, deve
haver um aumento na [R] ou diminuição na [P], até que a relação volte ao valor da constante. Em outras palavras, haverá um maior consumo de produtos e, consequentemente, maior formação de reagentes. Ou seja, a reação se processará no sentido inverso (sentido de formação de reagentes) para que o equilíbrio seja restabelecido.
= 3,09 ; = 2,75 ; = 2,46 ; = 2,21 ; = 2,0 = K.
Se < → As concentrações dos reagentes são maiores que as concentrações em equilíbrio. Neste sentido a reação ocorre no sentido direto.
Exemplo:
Considere a seguinte reação em equilíbrio: R(aq) ⇌ P(aq) , onde [R] = 10 e [P] = 20.
A constante de equilíbrio para esta reação é dada por = 2,.
Agora, considere uma situação em que [R] = 17,5. Devido, por exemplo, à adição de 7, reagentes. Observe que a [R]atual é maior que a [R]equilíbrio. Neste sentido, a relação entre produtos
e reagentes é dada por: = 1,14. Note que o sistema não se encontra em equilíbrio.
Neste sentido, não utilizamos “K” para expressar a relação entre produtos e reagentes,
mas sim “Q”. Temos então: = 1,14. Para que o sistema volte ao equilíbrio,
deve haver um aumento na [P] ou diminuição na [R], até que a relação volte ao valor da constante. Em outras palavras, haverá um maior consumo de reagentes e,
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Este raciocínio nos permite dizer se uma reação (que se encontra em equilíbrio) favorece mais a formação de reagentes ou de produtos. Temos então as seguintes possibilidades:
Se “K” é grande → o equilíbrio favorece os produtos. Isto é válido para valores de **K
10^3. Se “K” é pequeno → o equilíbrio favorece os reagentes. Isto é válido para valores de K < 10 –^3. Se “K” é intermediário → o equilíbrio NÃO favorece os produtos nem os reagentes. Isto é válido para valores de K maiores que 10–^3 e menores que 10^3. Ou seja, é válido para 10 –^3 < K < 10^3.**
EXEMPLOS:
- A constante de equilíbrio para a reação H2(g) + Cl2(g) ⇌ 2 HCl(g) é:
= 4 x 10^18.
Uma vez que K > 10^3 , pode-se dizer que o equilíbrio encontra-se mais deslocado no sentido de formação de produtos.
- A constante de equilíbrio para a reação N2(g) + O2(g) ⇌ 2 NO(g) é:
= 3,4 x 10–^21.
Uma vez que K < 10 –^3 , pode-se dizer que o equilíbrio encontra-se mais deslocado no sentido de formação de reagentes.
Usando ainda o mesmo raciocínio, a constante de equilíbrio nos permite dizer se um ácido, ou uma base, é forte ou fraco. Este raciocínio será explorado mais à frente, em EQUILÍBRIO ÁCIDO-BASE. → To s est s o serv ções são v i s p r re ções n f se v por.
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FORMAS ALTERNATIVAS DE CONSTANTES DE EQUILÍBRIO
Geralmente, as Constantes de Equilíbrio são escritas com os MENORES COEFICIENTES ESTEQUIOMÉTRICOS INTEIROS.
EXEMPLOS:
- Considere a seguinte reação: N 2 O4(g) ⇌ NO(g). Ao alcançar o equilíbrio a 100 °C
tem-se = 0,0429 atm e = 0,526 atm. Determine K nesta temperatura.
Iniciaremos pelo balanceamento da equação, que pode assumir os seguintes coeficientes estequiométricos:
N 2 O4(g) ⇌ 2 NO(g) ; 2 N 2 O4(g) ⇌ 4 NO(g) ; 3 N 2 O4(g) ⇌ 6 NO(g) , etc...
Vamos então calcular a constante para cada possibilidade de balanceamento.
N 2 O4(g) ⇌ 2 NO(g) 2 N 2 O4(g) ⇌ 4 NO(g) 3 N 2 O4(g) ⇌ 6 NO(g)
Observe que os valores não coincidem. Podemos concluir que os coeficientes estequiométricos influenciam no cálculo das constantes de equilíbrio. Dessa forma, toda constante de equilíbrio é calculada com os MENORES COEFICIENTES ESTEQUIOMÉTRICOS INTEIROS.
Também podemos observar que a reação N 2 O4(g) ⇌ 2 NO(g) possui os menores
coeficientes estequiométricos inteiros. Neste sentido, a constante de equilíbrio é 6,449. Chamaremos esta constante de “ 1 ”. Assim, temos K 1 = 6,.
Agora observe a reação 2 N 2 O4(g) ⇌ 4 NO(g) , onde os coeficientes foram
multiplicados por 2. Chamaremos a constante de “ 2 ”. Assim, temos K 2 = 41,59. Este
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Esta constante pode ser obtida da seguinte maneira:
. Observe que Kc3 pode ser obtido pelo
produto de Kc1 e Kc2. Assim, Kc3 = 6,8 x 10–^49 x 5,8 x 10–^34 = 3,94 x 10–^82. Em outras palavras: Kc3 = Kc1 x Kc.
→ To s as considerações realizadas neste material são validas para reações na fase vapor, bem como para as reações em solução aquosa.
EXERCÍCIOS:
1 (2ª prova aplicada no 1º semestre de 2016) – Dados os equilíbrios abaixo, faça o que se pede:
Bi 2 S3(s) ⇆ 2 Bi3+(aq) + 3 S^2 – (aq) Kps = 1,0 x 10–^97
BiClO(s) ⇆ Bi3+(aq) + ClO^3 – (aq) Kps = 7,0 x 10–^9
a) Calcule K para a reação: BaClO(s) + S^2 – (aq) ⇆ ½ Bi 2 S3(s) + ClO^3 – (aq)
b) A reação BaClO(s) + ½ S^2 – (aq) ⇆ ½ Bi 2 S3(s) + ClO^3 – (aq) está mais deslocada para
a direita, para a esquerda ou intermediário?
2 (2ª prova aplicada no 1º semestre de 2016) – A 900 K, a reação 2 SO2(g) + O2(g) ⇆
2 SO3(g) possui K = 0,345. Em uma mistura em equilíbrio as pressões parciais de SO 2 e O 2 são, respectivamente, 0,165 e 0,755 atm.
a) Determine a pressão parcial de SO 3 na mistura em equilíbrio. b) Considerando R = 8,3145 x 10 –^2 , Calcule Kc para a reação nessa mesma temperatura.
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c) Nessas condições, diga se o equilíbrio está mais deslocado para a direita, para a esquerda ou se está em um estado intermediário?
3 (2ª prova aplicada no 2º semestre de 2015) – Dados os equilíbrios abaixo, faça o que se pede:
Ag 2 CO3(s) ⇆ 2 Ag+(aq) + CO 32 – (aq) Kps = 6,2 x 10–^12
AgCl(s) ⇆ Ag+(aq) + Cl–(aq) Kps = 1,6 x 10–^10
a) Calcule K para a reação: AgCl(s) + ½ CO 32 – (aq) ⇆ ½ Ag 2 CO3(s) + Cl–(aq)
b) A reação AgCl(s) + ½ CO 32 – (aq) ⇆ ½ Ag 2 CO3(s) + Cl–(aq) está mais deslocada para
a direita, para a esquerda ou intermediário?
4 (2ª prova aplicada no 2º semestre de 2015) – A 226,85 °C, tem-se as seguintes concentrações em equilíbrio: [CH 3 CO] = 0,0203 mol/L ; [CO] = 0,085 mol/L e [H 2 ] = 0,151 mol/L. Considerando R = 8,3145 x 10–^2 , Calcule K para a reação CO(g) + 2 H2(g)
⇆ CH 3 OH(g) nessa mesma temperatura.
5 (2ª prova aplicada no 1º semestre de 2015) – Dados os equilíbrios abaixo, faça o que se pede:
Pbl2(s) ⇆ Pb2+(aq) + 2 l–(aq) Kps = 7,9 x 10–^9
PbSO4(s) ⇆ Pb2+(aq) + SO 42 – (aq) Kps = 1,6 x 10–^8
a) Calcule K para a reação: PbSO4(s) + 2 I–(aq) ⇆ PbI2(s) + SO 42 – (aq)
b) A reação PbSO4(s) + 2 I–(aq) ⇆ PbI2(s) + SO 42 – (aq) está mais deslocada para a
direita, para a esquerda ou intermediário?
