"Somos Físicos" Equilíbrio Químico" (Resumão)

Equilíbrio Químico seria equalizar o número de átomos de elementos de ambos os lados da equação química através da multiplicação pelo mesmo número adequado de ambos os lados de modo que nenhuma alteração nos valores reais

Equilíbrio Químico é um equilíbrio que é utilizado para a pesagem de pesos de compostos químicos normalmente para solução de titulação.

Uma reação atinge o equilíbrio (ou seja, pára) quando a velocidade da reação direta e da inversa se igualam. Toda reação reversível chega a um equilíbrio, ou seja, uma reação reversível nunca será completa.

Em geral, para equilibrar uma equação, aqui estão as coisas que precisamos fazer:

Contagem dos átomos de cada elemento nos reagentes e os produtos. Os coeficientes utilizados; colocá-los na frente dos compostos, conforme necessário.

Os passos são simples, mas é um processo de tentativa e erro. ge-se às reações reversíveis. 

Apesar das concentrações do(s) reagente(s) e do(s) produto(s) serem constantes no equilíbrio químico de uma reação, os fenômenos direto e inverso do processo, que é reversível, continuam ocorrendo, ambos na mesma velocidade.

O cálculo da constante de equilíbrio das reações ajuda a determinar se a reação atingiu o equilíbrio químico ou se ele está deslocado

É importante entender que reação química é um processo onde reagentes se combinam e formam novas substâncias com propriedades diferentes. Algumas reações se processam totalmente, enquanto outras parecem parar antes de estarem completas. Isso tem a ver com a reversibilidade da reação. Em uma reação reversível os reagentes formam os produtos, mas os produtos reagem entre si e regeneram os reagentes. 

Faz de conta que a bolinha azul é o íon Cl^- e a bolinha branca é o íon Ag⁺ . As duas bolinhas juntas formam o composto AgCl_(s). A quantidade de AgCl_(s) é sempre a mesma, assim como as quantidades dos íons. Tente observar !

Com isso, as concentrações das espécies são constantes nesta situação, o que evidencia o equilíbrio químico. 

O princípio necessário para exisitir equilíbrio químico em uma solução é a reversibilidade da reação envolvida. Isto é, a reação ocorre tanto no seu sentido direto como no inverso. 

Continuando com o exemplo da água:

Reação de ionização da água - Reação direta:

     H₂O      à    H⁺ +  OH^-

Reação inversa:

H⁺  +  OH^-  à  H₂O

Por convenção, o equilíbrio pode ser representado com o símbolo de igualdade, como em qualquer equação de reação química.
        H₂O         =         H⁺        +        OH^-
Em uma situação de equilíbrio químico, as velocidades das reações direta e inversa são equivalentes. Como consequência, as concentrações de reagentes e produtos permanecerem constantes após um determinado intervalo de tempo que pode ser curto ou não.
Uma vez representando o equilíbrio químico através do sinal igual ( = ), isso indica que temos duas reações ocorrendo ao mesmo tempo. Chamamos de reação direta aquela que acontece no sentido da produção de produtos.(Lembre-se de que os produtos da reação de ionização da água são os íons H⁺  +  OH^-)
 A outra reação, denominada reação inversa é aquela que ocorre no sentido da produção de reagentes.
 Ao analisarmos a cinética do equilíbrio químico, podemos verificar a igualdade entre a velocidade da reação direta e a velocidade da reação inversa. Ao mesmo tempo que 1 mol da espécie H₂O é consumido na produção de H⁺ + OH^- pela reação direta , 1 mol da mesma espécie H₂O é produzido pela reação inversa. Com isso a concentração de H₂O permanece constante.
Uma outra espécie que pode servir como exemplo é o cloreto de prata (AgCl).
        AgCl_(s)         =         Ag⁺        +        Cl^-

Em uma solução de AgCl temos as duas reações ocorrendo ao mesmo tempo , uma produzindo íons Ag⁺ + Cl^- e outra inversa produzindo o sal AgCl_(s).

Constante de equilíbrio

O cálculo da constante de equilíbrio K_c é importante porque ela transmite algumas informações com respeito ao equilíbrio químico, se ele está deslocado ou não e, se estiver, para qual sentido. Veja essas informações a seguir:

* K_c = 1: significa que a concentração dos reagentes e dos produtos é igual e a reação está em equilíbrio;

* K_c > 1: significa que os produtos estão em maior concentração, pois, na expressão de K_c, os produtos estão no numerador. A reação ainda não atingiu o equilíbrio, pois está deslocada no sentido da formação dos produtos, ou seja, o equilíbrio está deslocado para a direita;

* K_c < 1: significa que os reagentes estão em maior concentração, pois, na expressão de K_c, os reagentes estão no denominador. A reação ainda não atingiu o equilíbrio, pois está deslocada no sentido da formação dos reagentes, ou seja, o equilíbrio está deslocado para a esquerda.

Vamos, então, ver um exemplo para entender como calcular o valor da constante de equilíbrio em termos de concentração (K_c):

Exemplo: Considere que em um recipiente fechado de 15 litros foram introduzidos 6 mol de gás nitrogênio e 12 mol de gás hidrogênio a uma determinada temperatura. Depois de uma hora, verificou-se que o sistema atingiu o equilíbrio químico e que foram formados 4,5 mol de gás amônia. Qual é o valor da constante de equilíbrio K_c, com a mesma temperatura inicial?

Resolução:

Primeiro vamos escrever a equação balanceada que representa a reação que ocorreu:

1 N_2(g) + 3 H_2(g) → 2 NH_3(g)

É importante atentar para a proporção estequiométrica fornecida por essa equação, que é mostrada pelos coeficientes: 1 : 3 : 2.

A expressão da constante de equilíbrio Kc dessa reação é dada por:

K_c =     [ NH₃]²    

       [N₂]. [H₂]³

Para realizar o cálculo de K_c, precisamos determinar as concentrações de cada uma das substâncias participantes dessa reação no equilíbrio e substitui-las na fórmula acima. A concentração em quantidade de matéria, ou seja, em mol/L, é feita dividindo-se a quantidade de matéria ou substância em mol pelo volume da solução em litros (M = n₁/V).

O volume nós já sabemos, resta saber as quantidades de matéria. Isso pode ser facilmente determinado por montarmos um esquema semelhante ao seguinte:

1 N

   6 mol 

Quantidades que reagiram               2,25 mol              6,75 mol               4,5 mol
e que foram formadas:                                                                                                          

3,75 mol

Observe que as quantidades que reagiram foram determinadas com base na proporção estequiométrica, ou seja, sabíamos que foram formados 4,5 mol de NH₃, então, temos:

1 N_2(g)    +    3 H_2(g)    →    2 NH_3(g)
     ↓                    ↓                       ↓
1 mol               3 mol                 2 mol
     ↓                    ↓                       ↓
2,25 mol         6,75 mol           4,5 mol

Agora sabemos a quantidade de matéria (mol) de cada substância no equilíbrio. Se fosse uma reação em que os produtos também estivessem presentes desde o início, bastava somar a quantidade inicial com a que foi formada para descobrir a quantidade do produto no equilíbrio.

Com isso, podemos determinar a concentração em mol/L no equilíbrio, sabendo que o volume do recipiente é de 15 L:

N₂: 3,75 mol = 0,25 mol/L
           15

H₂: 5,25 mol = 0,35 mol/L
          15

NH₃: 4,5 mol = 0,30 mol/L
            15

Por fim, podemos aplicar esses valores na fórmula da constante de equilíbrio Kc:

K_c =     [ NH₃]²    

          [N₂]. [H₂]²

K_c =       (0,3)²     

        (0,25).(0,35)³

K

Constante de Equilíbrio Kp

A constante de equilíbrio Kp é usada para interpretar as reações em equilíbrio em termos de pressões parciais dos compostos gasosos participantes.

Pressões de diferentes gases medidas em barômetros

De modo simplificado, temos:

Kc = [produtos]^{coeficiente na equação química balanceada}

            [reagentes]^{coeficiente na equação química balanceada}

Assim como Kc, Kp é adimensional, ou seja, é expresso por um número puro, sem unidade relacionada com alguma grandeza. Essa constante também só sofrerá variação para determinada reação se houver variação na temperatura.

Veja agora alguns exemplos de como escrever a expressão de Kp para diversas reações em equilíbrio:

2 CO_(g) + O_2(g) ↔ 2 CO_2(g)                   Kp = (pCO₂ )²

                                                                                  (pCO)². (pO₂ )

C(s) + O_2(g) ↔ CO_2(g)                           Kp = (pCO₂ )

                                                                 (pO₂ )

CuO_(s) + H_2(g) ↔ Cu_(s) + H₂O(?)           Kp =    1  

                                                                   (pH₂)

2 SO_3(g) ↔ 2 SO_2(g) + O_2(g)                       Kp = (pSO₂ )². (pO₂ )

                                                                         (pSO₃ )²

N_2(g) + 3H_2(g) ↔ 2NH_3(g)                      Kp = (p NH₃)²

                                                                                    (pN₂). (pH₂)²

CO_2(g) + H_2(g) ↔ CO_(g) + H₂O(?)          Kp =   (pCO)  

                                                               (pCO₂). (pH₂)

CaCO_3(s) ↔ CaO_(s) + CO_2(g)                Kp = (pCO₂)

Zn_(s) + 2HCl_(aq) ↔ ZnCl_2(aq) + H_2(g)        Kp = (pH₂)

 Veja que somente as substâncias gasosas participam da expressão de Kp.

Exercicios

(Fatec-SP) O gráfico ao lado mostra como varia a constante de equilíbrio (KC) em função da temperatura para a reação de síntese da amônia.

A respeito dessa transformação química, as seguintes afirmações foram feitas:

I.A diminuição da temperatura aumenta o rendimento da reação.
II.A elevação da temperatura diminui a velocidade da reação.
III.A reação de síntese da amônia é exotérmica.
IV.A elevação da temperatura favorece o consumo de N2 e H2. Dessas afirmações, são corretas apenas:

a) I e II.

b) I e III.

c) III e IV.

d) II e III.

e) II e IV

Letra B: Resolução passo-a-passo:

I. Afirmativa correta. O gráfico mostra um aumento de Kc à medida que a temperatura diminui. Sendo a grandeza do valor numérico de Kc uma medida da extensão em que a reação ocorre até chegar ao estado de equilíbrio, quanto maior for o valor de Kc, maior o rendimento da reação.
II. Afirmativa incorreta. O aumento da temperatura aumenta a energia cinética das moléculas e, consequentemente, a probabilidade de colisões efetivas entre elas. Portanto, o aumento da temperatura aumenta a velocidade das reações.
III. Afirmativa correta. A diminuição da temperatura do sistema favorece o equilíbrio no sentido da reação exotérmica.
IV. Afirmativa incorreta. A elevação da temperatura do sistema favorece o equilíbrio no sentido da reação endotérmica.

 (UFPB) No mundo atual, são produzidas milhões de toneladas de compostos nitrogenados, entre os quais os fertilizantes são os mais importantes pelo papel que desempenham na produção de alimentos. Esses adubos agrícolas nitrogenados são fabricados a partir da amônia, que é produzida industrialmente através da síntese de Haber-Bosch, descrita pela seguinte equação:

N2(g) + 3 H2(g)  NH3(g) ∆H = -113 kJ/mol

Considerando a equação e a condição de equilíbrio do sistema, é correto afirmar que o rendimento da produção de amônia:

a) diminui com a remoção de NH3.

b) aumenta com a elevação da temperatura.

c) aumenta com o aumento da concentração de H2.

d) permanece inalterado com a diminuição da concentração de N2.

e) permanece inalterado com a redução do volume do reator.

Letra C: Resolução passo-a-passo:

Segundo o Princípio de Le Châtelier, quando um sistema em equilíbrio é perturbado, ocorre o favorecimento do sentido do equilíbrio que permite compensar a modificação imposta. Assim, um aumento na concentração de H2 favorece o equilíbrio no sentido que permite o consumo desta espécie. Consequentemente, há um aumento no rendimento da produção de amônia.

(Fatec 2013) A produção de alimentos para a população mundial necessita de quantidades de fertilizantes em grande escala, sendo que muitos deles se podem obter a partir do amoníaco.Fritz Haber (1868-1934), na procura de soluções para a otimização do processo, descobre o efeito do ferro como catalisador, baixando a energia de ativação da reação. Carl Bosch (1874-1940), engenheiro químico e colega de Haber, trabalhando nos limites da tecnologia no início do século XX, desenha o processo industrial catalítico de altas pressões e altas temperaturas, ainda hoje utilizado como único meio de produção de amoníaco e conhecido por processo de Haber-Bosch. Controlar as condições que afetam os diferentes equilíbrios que constituem o processo de formação destes e de outros produtos, otimizando a sua rentabilidade, é um dos objetivos da Ciência/Química e da Tecnologia para o desenvolvimento da sociedade.

(nautilus.fis.uc.pt/spf/DTE/pdfs/fisica_quimica_a_11_homol.pdf Acesso em 28.09.2012)

Considere a reação de formação da amônia  e o gráfico, que mostra a influência conjunta da pressão e da temperatura no seu rendimento.

A análise do gráfico permite concluir, corretamente, que a) a reação de formação da amônia é endotérmica. b) o rendimento da reação, a 300 atm, é maior a 600°C. c) a constante de equilíbrio ( Kc ) não depende da temperatura. d) a constante de equilíbrio ( Kc ) é maior a 400°C do que a 500°C. e) a reação de formação da amônia é favorecida pela diminuição da pressão. 

A) amônia é a reação de formação da é endotérmica 

B) o rendimento da reação, a 300 atm, é maior a 600oC. 

C) a constante de equilíbrio (Kc) não depende da temperatura. 

D) a constante de equilíbrio (Kc) é maior a 400ºC do que a 500oC. 

E) a reação de formação da amônia é favorecida pela diminuição da pressão.

No mundo atual, são produzidas milhões de toneladas de compostos nitrogenados, entre os quais os fertilizantes são os mais importantes pelo papel que desempenham na produção de alimentos. Esses adubos agrícolas nitrogenados são fabricados a partir da amônia, que é produzida industrialmente através da síntese de Haber-Bosch, descrita pela seguinte equação:

N2(g) + 3 H2(g)  NH3(g) ∆H = -113 kJ/mol

Considerando a equação e a condição de equilíbrio do sistema, é correto afirmar que o rendimento da produção de amônia:

a) diminui com a remoção de NH3.

b) aumenta com a elevação da temperatura.

c) aumenta com o aumento da concentração de H2.

d) permanece inalterado com a diminuição da concentração de N2.

e) permanece inalterado com a redução do volume do reator.

Resposta:Segundo o Princípio de Le Châtelier, quando um sistema em equilíbrio é perturbado, ocorre o favorecimento do sentido do equilíbrio que permite compensar a modificação imposta. Assim, um aumento na concentração de H2 favorece o equilíbrio no sentido que permite o consumo desta espécie. Consequentemente, há um aumento no rendimento da produção de amônia.

I. Afirmativa correta. O gráfico mostra um aumento de Kc à medida que a temperatura diminui. Sendo a grandeza do valor numérico de Kc uma medida da extensão em que a reação ocorre até chegar ao estado de equilíbrio, quanto maior for o valor de Kc, maior o rendimento da reação.

II. Afirmativa incorreta. O aumento da temperatura aumenta a energia cinética das moléculas e, consequentemente, a probabilidade de colisões efetivas entre elas. Portanto, o aumento da temperatura aumenta a velocidade das reações.

III. Afirmativa correta. A diminuição da temperatura do sistema favorece o equilíbrio no sentido da reação exotérmica.

IV. Afirmativa incorreta. A elevação da temperatura do sistema favorece o equilíbrio no sentido 

O ozônio é formado quando o oxigênio é submetido a alguns tipos de radiação ultravioleta por meio da seguinte reação endotérmica:

3 O_2(g) ⇔ 2 O_3(g)

Considerando o Princípio de Le Chatelier, diga qual(is) da(s) situação(ões) abaixo favorecem a formação do ozônio:

a) Aumento da temperatura.

b) Diminuição da temperatura.

c) Aumento da pressão.

d) Diminuição da pressão.

e) Aumento da concentração de gás ozônio.

Alternativas “a” e “c”.

Veja:

a) Aumento da temperatura: favorece a reação endotérmica, que, nesse caso, é a reação direta, ou seja, produz mais ozônio.

b) Diminuição da temperatura: favorece a reação exotérmica, que, nesse caso, é a reação inversa, ou seja, o ozônio é consumido, diminuindo sua concentração.

c) Aumento da pressão: favorece a reação que ocorre com contração do volume, que, nesse caso, é a reação direta, isto é, de formação do ozônio:

   3 O_2(g)   ⇔    2 O_3(g)
3 volumes      2 volumes

d) Diminuição da pressão: favorece a reação que ocorre com expansão do volume, que, nesse caso, é a reação inversa.

e) Aumento da concentração de gás ozônio: favorece o consumo do ozônio, deslocando o equilíbrio para a esquerda.

https://pt.wikipedia.org/wiki/Equil%C3%ADbrio_qu%C3%ADmicohttp://proquimica.iqm.unicamp.br/introteo.htmhttp://www.portalsaofrancisco.com.br/quimica/equilibrio-quimicohttps://descomplica.com.br/blog/quimica/exercicios-equilibrio-quimico/

"Somos Físicos" Termoquimica - Lei de Hess (Resumão)

LEI DE HESS

A Lei de Hess é uma lei experimental e estabelece que a variação de entalpia de uma reação química depende apenas dos estados inicial e final da reação. A Lei de Hess também pode ser chamada de Lei da Soma dos Calores de Reação.

O químico e médico Germain Henry Hess (1802-1850) desenvolveu importantes trabalhos na área de Termoquímica.
A Lei de Hess é uma lei experimental e estabelece que a variação de entalpia de uma reação química depende apenas dos estados inicial e final da reação.

A Lei de Hess também pode ser chamada de Lei da Soma dos Calores de Reação. É uma forma de calcular a variação de entalpia através dos calores das reações intermediárias. Podem ser infinitas variações de entalpia.

Entalpia é a quantidade de energia em uma determinada reação, podemos calcular o calor de um sistema através da variação de entalpia (∆H).

 Exercicios

1)(Fuvest-SP) O “besouro bombardeiro” espanta seus predadores expelindo uma solução quente. Quando ameaçado, em seu organismo ocorre a mistura de soluções aquosas de hidroquinona, peróxido de hidrogênio e enzimas, que promovem uma reação exotérmica, representada por: 

C₆H₄(OH)_2(aq) + H₂O_2(aq) → C₆H₄O_2(aq) + 2 H₂O_(l)

O calor envolvido nessa transformação pode ser calculado, considerando-se os processos: 

C₆H₄(OH)_2(aq) → C₆H₄O_2(aq) + H_2(g)           ΔH = +177 kJ . mol^-1
H₂O_(l) + ½ O_2(g) → H₂O_2(aq)           ΔH = +95 kJ . mol^-1
H₂O_(l) → ½ O_2(g) + H_2(g)           ΔH = +286 kJ . mol^-1

Assim sendo, o calor envolvido na reação que ocorre no organismo do besouro é:

a) -558 kJ . mol^-1

b) -204 kJ . mol^-1

c) -177 kJ . mol^-1

d) +558 kJ . mol^-1

e) +585 kJ . mol^-1

Pela lei de Hess, encontramos o valor de ΔH da reação pela soma algébrica dos valores de ΔH do primeiro processo com os do segundo e do terceiro invertidos:

C₆H₄(OH)_2(aq) → C₆H₄O_2(aq) + H_2(g)                              ΔH = +177 kJ . mol^-1
H₂O_2(aq) → H₂O_(l) + ½ O_2(g)                                  ΔH = -95 kJ . mol^-1
½ O_2(g) + H_2(g)→ H₂O_(l)                                        ΔH = -286 kJ . mol^-1
C₆H₄(OH)_2(aq) + H₂O_2(aq) → C₆H₄O_2(aq) + 2 H₂O_(l) ΔH = -204 kJ . mol^-1

2) (MACK-SP) Relativamente às equações a seguir, fazem-se as seguintes afirmações:

C(grafite)_(s) + O_2(g) → CO_2(g)           ΔH = - 94,0 kcal
C(diamante)_(s) + O_2(g) → CO_2(g)           ΔH = - 94,5 kcal

I - C(grafite) é a forma alotrópica menos energética.
II - As duas reações são endotérmicas.
III - Se ocorrer a transformação de C(diamante) em C(grafite), haverá liberação de energia.
IV - C(diamante) é a forma alotrópica mais estável.

São corretas:

a) I e II, somente.

b) I e III, somente.

c) I, II e III, somente.

d) II e IV, somente.

e) I, III e IV, somente.

3)Dadas as equações:

Fe₂O_3(s) + 3 C_(grafite) → 2 Fe_(s) + 3 CO_2(g)      ΔH⁰ = +489 kJ
FeO_(s) + C_(grafite) → Fe_(s) + CO_(g)      ΔH⁰ = +155,9 kJ
C_(grafite) + O_2(g) → CO_2(g)      ΔH⁰ = -393 kJ
CO_(g) + ½ O_2(g)→ CO_2(g)      ΔH⁰ = -282,69 kJ

Calcule o valor de ΔH⁰ para a reação:

Fe_(s) + ½ O_2(g)→ FeO_(s)

a) -266,21 kJ.

b) +266,21 kJ.

c) -30,79 kJ.

d) +222,79 kJ.

e) -222,79 kJ.

Resposta Questão 3

Pela lei de Hess, encontramos o valor de ΔH da reação pela soma algébrica do valor invertido de ΔH do segundo processo com o valor de ΔH do terceiro processo e o valor invertido do quarto processo:

Fe_(s) + CO_(g) → FeO_(s) + C_{(grafite )}           ΔH⁰ = -155,9 kJ
C_(grafite) + O_2(g) → CO_2(g)            ΔH⁰ = -393 kJ
CO_2(g) → CO_(g) + ½ O_2(g)            ΔH⁰ = + 282,69 kJ
Fe_(s) + ½ O_2(g)→ FeO_(s)              ΔH⁰ = -266,21 kJ.

4)Com respeito à lei de Hess, julgue os itens a seguir como verdadeiros ou falsos:

a) A lei de Hess permite calcular as entalpias de reações que, experimentalmente, seriam difíceis de determinar.

b) Pela lei de Hess, podemos usar quaisquer reações intermediárias cujos valores sejam conhecidos e cujo somatório algébrico resulte na reação desejada.

c) A lei de Hess permite determinar a variação de entalpia até mesmo de reações que, na prática, nem chegariam a ocorrer pelo caminho direto.

d) As equações usadas podem ser multiplicadas, divididas e invertidas para originar os coeficientes estequiométricos necessários nos membros adequados.

e) Quando se inverte uma equação, o valor da entalpia permanece o mesmo.

f) No somatório das equações, se duas substâncias iguais aparecem em reações diferentes e em lados contrários, elas podem ser somadas, mas se estão do mesmo lado, podemos cancelá-las ou simplificar seus coeficientes (caso eles sejam diferentes).

Resposta Questão 4

a) Verdadeiro.

b) Verdadeiro.

c)Verdadeiro.

d) Verdadeiro.

e) Falso. Quando se inverte uma equação, o valor da entalpia também deve ter seu sinal algébrico invertido. Por exemplo, se for igual a -12 kcal, ficará igual a +12 kcal.

f) Falso. É o contrário do que foi dito. No somatório das equações, se duas substâncias iguais aparecem em reações diferentes e em lados contrários, podemos cancelá-las ou simplificar seus coeficientes (caso eles sejam diferentes), mas se estão do mesmo lado, podemos somá-las.