Considere o equilíbrio 2CO2(g) ↔ 2CO(g) + O2(g quando se adiciona O2 gasoso a esse sistema)

isto é, a reação não para. E é isso que mantém as quantidades de reagentes e produtos constantes. Aula 1: Equilíbrio Químico 6 GRÁFICO DAS VELOCIDADES DIRETA E REVERSA http://www.brasilescola.com/quimica/equilibrios-quimicos.htm No início, a velocidade da reação inversa (v2) está zerada, enquanto a velocidade da reação direta (v1) é máxima. Com o passar do tempo, a velocidade da reação inversa aumenta, enquanto a velocidade da reação direta diminui. No instante te, a velocidade das duas reações são igualadas, e o equilíbrio é obtido. CONSTANTE DE EQUILÍBRIO ( KC) Vamos medir as quantidades de reagentes e produtos de uma reação química? Quando uma reação química está em equilíbrio, utilizamos um valor numérico para medir as quantidades formadas de produtos e reagentes . Esse valor numérico é chamado de constante de equilíbrio ( KC) . Essa constante é o resultado de um cálculo que envolve as concentrações (quantidades) dos produtos e as concentrações (quantidades) dos reagentes. Vejamos como calcular a constante de equilíbrio ( KC) a partir de uma reação genérica: Aa + bB ↔ cC + dD Onde: Kc: é a constante de equilíbrio a,b,c e d: são os coeficientes da equação a: é o coeficiente da substância A http://www.brasilescola.com/quimica/equilibrios-quimicos.htm 7 b: é o coeficiente da substância B c: é o coeficiente da substância C (A): é a concentração molar da substância A (B): é a concentração molar da substância B (C): é a concentração molar da substância C (D): é a concentração molar da substância D OBSERVAÇÃO: no cálculo da constante de equilíbrio Kc, as concentrações molares dos produtos sempre serão divididas pelas concentrações molares dos reagentes. Além disso, todas as concentrações devem ser elevadas aos respectivos coeficientes estequiométricos. A concentração molar é obtida através da fórmula M = n1 ∕ v , Onde: M = Concentração molar; n1 = número de mols; V= volume da solução. Quando o volume da solução não é dado ou é igual a 1, a concentração molar é igual ao número de mols. Vamos praticar com um exemplo para o cálculo da constante de equilíbrio? Exemplo: Em uma certa reação de síntese( formação) da amônia (NH3), ao se atingir o equilíbrio, temos: 0,20 mol/l de gás nitrogênio (N2) , 0,80 mol/l de gás hidrogênio (H2) e 0,40 mol/l de amônia, de acordo com a equação química abaixo: 1 N2(g) + 3 H2(g) ⇔ 2 NH3(g) Coeficiente Coeficiente Coeficiente estequiométrico estequiométrico estequiométrico Para calcularmos o valor da constante de equilíbrio, temos primeiro que encontrar a expressão de Kc: 8 Onde: Kc: é a constante de equilíbrio 1: é o coeficiente do gás nitrogênio N2 3: é o coeficiente do gás hidrogênio H2 2: é o coeficiente da amônia NH3 (NH3): é a concentração molar da amônia (N2): é a concentração molar do gás nitrogênio ( H2): é a concentração molar do gás hidrogênio Agora podemos calcular o valor da constante de equilíbrio, substituindo na expressão os valores das concentrações molares dadas na reação: Kc = ( 0,40 ) 2 ∕ ( 0,20)1 . ( 0,80 )3 Kc = 1, 56 1) Assinale V (verdadeiro) ou F (falso): a) ( ) Quando um fator externo age em um sistema em equilíbrio, o sistema desloca- se no sentido contrário para compensar o efeito produzido por esse fator. b) ( ) Reações endotérmicas são favorecidas pela diminuição temperatura. c) ( ) Em um sistema em equilíbrio a diminuição da temperatura desloca a reação no sentido da reação exotérmica. Atividade 1 9 d) ( ) O aumento ou diminuição uma dos participantes de uma reação não altera o seu equilíbrio químico. e) ( ) A pressão modifica equilíbrios químicos apenas em sistemas que só contém sólidos. 2) Assinale a alternativa INCORRETA: a) um sistema em equilíbrio não pode ser deslocado por fatores externos, tais como: pressão, temperatura e concentração dos reagentes e produtos. b) o aumento da temperatura favorece as reações endotérmicas. c) a diminuição de concentração dos reagentes desloca o equilíbrio químico no sentido dos reagentes, para esquerda. d) a pressão só modificar de sistemas gasosos com diferença de volume entre os reagentes e os produtos. e) os catalisadores não deslocam o equilíbrio químico das reações. 10 As alterações dos estados de equilíbrio, em conseqüência de alterações de condições físicas ou químicas, foram estudadas pelo químico francês Henry Louis Le Chatelier (1850-1936). Ele lançou uma generalização simples, mas de grande alcance, a respeito do comportamento de sistemas em equilíbrio: o chamado PRINCÍPIO DE LE CHATELIER. De acordo com o princípio de Le Chatelier, podemos afirmar que para um sistema em equilíbrio: Um aumento de temperatura favorece o sentido da reação endotérmica (absorve calor - ∆H positivo); Uma diminuição de temperatura favorece o sentido da reação exotérmica (libera calor - ∆H negativo); Um aumento da concentração de uma substância favorece o sentido da reação em que tal substância é consumida; Aumento do [reagente] → desloca a reação no sentido do produto. Aumento do [produto] → desloca a reação no sentido do reagente. Uma diminuição de alguma substância favorece o sentido da reação em que tal substância é produzida; Diminuição do [reagente] → desloca a reação no sentido do reagente. Diminuição do [produto] → desloca a reação no sentido do produto. Um aumento de pressão favorece o sentido da reação no qual há menor quantidade de matéria de substâncias gasosas; Aula 2: Interferência? Desequilíbrio? “Chatelier” no Equilíbrio químico! 11 Aumento da pressão → menor volume Uma diminuição de pressão favorece o sentido da reação no qual há maior quantidade de matéria de substâncias gasosas; Diminuição da pressão → maior volume Os catalisadores são substâncias químicas que aumentam a velocidade das reações químicas, em um equilíbrio químico, o catalisador apenas acelera a situação de um equilíbrio químico, ou seja, diminui o tempo necessário para se atingir o equilíbrio, pois diminui a energia de ativação da reação. Atenção: Nas questões de número 1 até o número 4 escolha apenas uma resposta correta: 1) Considere o equilíbrio 2CO2(g) ↔ 2CO(g) + O2(g). Quando se adiciona O2 gasoso a esse sistema: a) ( ) o equilíbrio é deslocado para a direita. b) ( ) há uma alteração na constante de equilíbrio. c) ( ) há um aumento na energia de ativação da reação reversa. d) ( ) há formação de uma quantidade maior de CO. e) ( ) há formação de uma quantidade maior de CO2. 2) Observe o equilíbrio: N2(g) + 2O2(g) ↔ NO2(g) Atividade 2 12 Para ocorrer formação de N2(g) e O2(g) devemos: a) ( ) aumentar a pressão do N2. b) ( ) diminuir as pressões parciais do N2(g) e O2(g). c) ( ) diminuir a pressão do NO2. d) ( ) aumentar a pressão total do sistema. e) ( ) aumentar a agitação das moléculas do produto. 3) Considere a reação hipotética: A + B ↔ C + D Com relação ao equilíbrio químico do sistema em temperatura constante, pode-se afirmar que: a)( ) a adição de reagentes ao sistema desloca o equilíbrio no sentido de formação de produtos, aumentando o valor da constante de equilíbrio. b)( ) a adição de produtos ao sistema desloca o equilíbrio no sentido de formação de reagentes, diminuindo o valor da constante de equilíbrio. c) ( )a adição de reagentes ou de produtos ao sistema não afeta o valor da constante de equilíbrio. d)( ) a adição de reagentes ao sistema desloca o equilíbrio no sentido de formação de reagentes, diminuindo o valor da constante de equilíbrio. e)( ) a adição

químico! 13 Uma diminuição de pressão favorece o sentido da reação no qual há maior quantidade de matéria de substâncias gasosas; Diminuição da pressão → maior volume Os catalisadores são substâncias químicas que aumentam a velocidade das reações químicas, em um equilíbrio químico, o catalisador apenas acelera a situação de um equilíbrio químico, ou seja, diminui o tempo necessário para se atingir o equilíbrio, pois diminui a energia de ativação da reação. Atenção: Nas questões de número 1 até o número 4, escolha apenas uma resposta correta: 1) Considere o equilíbrio 2CO2(g) ↔ 2CO(g) + O2(g). Quando se adiciona O2 gasoso a esse sistema: a) ( ) o equilíbrio é deslocado para a direita. b) ( ) há uma alteração na constante de equilíbrio. c) ( ) há um aumento na energia de ativação da reação reversa. d) ( ) há formação de uma quantidade maior de CO. e) ( ) há formação de uma quantidade maior de CO2. 2) Observe o equilíbrio: N2(g) + 2O2(g) ↔ NO2(g) Atividades Comentadas 14 Para ocorrer formação de N2(g) e O2(g), devemos: a) ( ) aumentar a pressão do N2. b) ( ) diminuir as pressões parciais do N2(g) e O2(g). c) ( ) diminuir a pressão do NO2. d) ( ) aumentar a pressão total do sistema. e) ( ) aumentar a agitação das moléculas do produto. 3) Um dos processos mais importantes industriais é a fixação do nitrogênio através de sua transformação em amônia, podendo ser representado pela equação abaixo: N2(g) + 3H2(g) ↔ 2NH3(g) ∆H = -92 KJ/mol Em relação a esse processo, podemos dizer que irá ocorrer maior concentração do produto quando: a) ( ) ocorrer aumento da temperatura. b) ( ) ocorrer diminuição da pressão parcial do hidrogênio. c) ( ) ocorrer uma maior agitação das moléculas do produto. d) ( ) ocorrer um aumento na pressão total pela adição de um gás inerte. e) ( ) ocorrer um aumento da pressão parcial dos reagentes. 4) Em determinadas condições de temperatura e pressão, existe 0,5 mol/l de N2O4 em equilíbrio com 2 mol/l de NO2 , segundo a equação : N2O4(g) ↔ NO2(g) . O valor da constante de equilíbrio ( Kc) , desse equilíbrio, é: a) ( ) 6 b) ( ) 10 c) ( ) 7 d) ( ) 4 e) ( ) 8 15 5) Considere o seguinte sistema em equilíbrio: 4NH3(g) + 3O2(g) ↔ 2N2(g) + 6H2O(g) ∆H = + 1531 KJ a) Caso o sistema em equilíbrio seja perturbado pela adição de N2, em que direção deverá ocorrer o favorecimento da reação? No sentido dos reagentes, pois, com o aumento da concentração nos produtos, favorecerá o aumento da reação inversa. b) Caso o sistema em equilíbrio seja aquecido, em que sentido deverá ocorrer o favorecimento da reação? Como a reação é endotérmica, ao adicionar mais calor ao sistema haverá favorecimento no sentido dos produtos (favorece o sentido endotérmico). 16 OLÁ! VOCÊ CONHECE O PRÍNCIPIO DE LE CHATELIER? http://web.ccead.puc- rio.br/condigital/mvsl/Sala%20de%20Leitura/conteudos/SL_equilibrio_quimico.pdf Este princípio, proposto por Henry Louis Le Chatelier, enuncia que quando um fator (temperatura, pressão ou quantidade de um dos componentes) que influenciam um sistema em equilíbrio é alterado, esse sistema se ajusta para compensar a variação e alcançar novamente o equilíbrio. Neste momento falaremos sobre o efeito da VARIAÇÃO DA PRESSÃO em um sistema em equilíbrio. Vejamos duas situações e analisaremos : 1ª situação: A figura abaixo mostra que a reação está se deslocando no sentido da conversão de uma molécula de tetróxido de nitrogénio ( N2O4) em duas de óxido nítrico (NO2), representadas no sentido azul da seta dupla. http://web.ccead.puc- rio.br/condigital/mvsl/Sala%20de%20Leitura/conteudos/SL_equilibrio_quimico.pdf Aula 3: A pressão influencia no equilíbrio químico? http://web.ccead.puc-rio.br/condigital/mvsl/Sala%20de%20Leitura/conteudos/SL_equilibrio_quimico.pdf http://web.ccead.puc-rio.br/condigital/mvsl/Sala%20de%20Leitura/conteudos/SL_equilibrio_quimico.pdf http://web.ccead.puc-rio.br/condigital/mvsl/Sala%20de%20Leitura/conteudos/SL_equilibrio_quimico.pdf http://web.ccead.puc-rio.br/condigital/mvsl/Sala%20de%20Leitura/conteudos/SL_equilibrio_quimico.pdf 17 Podemos perceber que haverá um aumento de moléculas de NO2 e, consequentemente um maior número de moléculas no sistema. Desta forma observamos que este sistema tenderá a manifestar uma pressão maior. 2ª situação: A figura nos mostra que a reação agora se desloca no sentido oposto onde duas moléculas de óxido nítrico (NO2) são convertidas em uma molécula de tetróxido de nitrogénio (N2O4), sentido vermelho da seta dupla. Podemos perceber que haverá uma redução de moléculas e, consequentemente uma redução de pressão. http://web.ccead.puc- rio.br/condigital/mvsl/Sala%20de%20Leitura/conteudos/SL_equilibrio_quimico.pdf É importante lembrar que essa conversão acontece de forma dinâmica; quando um estado de equilíbrio é atingido, as concentrações dos reagentes e produtos permanecem constantes, contudo, variáveis como pressão e temperatura podem interferir. http://web.ccead.puc-rio.br/condigital/mvsl/Sala%20de%20Leitura/conteudos/SL_equilibrio_quimico.pdf http://web.ccead.puc-rio.br/condigital/mvsl/Sala%20de%20Leitura/conteudos/SL_equilibrio_quimico.pdf 18 Atenção: Leia atentamente e escolha uma opção correta: 1) O equilíbrio N2(g) + 2 O2(g) ↔ 2 NO2(g) desloca-se no sentido de formar N2(g) e O2(g) , quando: a) ( ) a pressão do N2 aumentar. b) ( ) a pressão do NO2 é diminuída. c) ( ) a pressão total aumentar. d) ( ) as pressões parciais do N2 e O2. e) ( ) adicionarmos um catalisador. 2) A síntese do pentacloreto de fósforo (PCl5 ) pode ser efetuada pela reação entre o cloro gasoso (Cl2 )e o tricloreto de fósforo (PCl3) , conforme a equação: PCl3(g) + Cl2(g) ↔ PCl5(g) ∆H = +39,5 kcal Com o objetivo de aumentar a quantidade de pentacloreto de fósforo, devemos agir sobre o sistema em reação: a) ( ) diminuindo a pressão. b) ( ) aumentando a pressão. c) ( ) aumentando a temperatura. d) ( ) retirando PCl3. e) ( ) aumentando a velocidade da reação inversa Atividades Comentadas 19 Caro Professor Aplicador, sugerimos algumas diferentes formas de avaliar as turmas que estão utilizando este material: 1° Possibilidade: As disciplinas nas quais os alunos participam da Avaliação do Saerjinho pode-se utilizar a seguinte pontuação:  Saerjinho: 2 pontos;  Avaliação: 5 pontos;  Pesquisa: 3 pontos. As disciplinas que não participam da Avaliação do Saerjinho podem utilizar a participação dos alunos durante a leitura e execução das atividades do caderno como uma das três notas. Neste caso teríamos:  Participação: 2 pontos;  Avaliação: 5 pontos;  Pesquisa: 3 pontos. 1. (ENEM 2ª aplicação 2010) Às vezes, ao abrir um refrigerante, percebe-se que uma parte do produto vaza rapidamente pela extremidade do recipiente. A explicação para esse fato está relacionada à perturbação do equilíbrio químico existente entre alguns dos ingredientes do produto, de acordo com a equação: CO2(g) + H2O(I) ↔ H2CO3(aq) A alteração do equilíbrio anterior, relacionada ao vazamento do refrigerante nas condições descritas, tem como consequência a: a) liberação de CO2 para o ambiente. b) elevação da temperatura do recipiente. Avaliação 20 c) elevação da pressão interna no recipiente. d) elevação da concentração de CO2 no líquido. e) formação de uma quantidade significativa de H2O. COMENTÁRIO: O equilíbrio é deslocado para a esquerda devido à liberação de CO2 para o ambiente. 2. (Enem 2005) Diretores de uma