Equilíbrio Químico - UFG

9/10/2013

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Equilíbrio Químico

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Definição, constantes de Equilíbrio, fatores que afetam

o equilíbrio, Solubilidade, Íon Comum, Precipitações

Fracionadas

Prof. Wendell


Vamos considerar uma reação simples e reversível:

aA + bB dD + eE

Onde a, b, d, e são os coeficientes estequiométricos das espécies A, B, D e E.

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Equilíbrio Químico t0 : A+B →

t1: A+B → D + E

t2: aA + bB dD + eE

A

B

D + E

t0 t1 t2

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aA + bB dD + eE

K = constante de equilíbrio

ba

ed

BA

EDK

][][

][][

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N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g)

3

2

2

3

]][[

][

2HN

NHKc

22

3

3

2

HN

NH

pp

pKp

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A B

][

][

A

BKc

Qual o significado, se:

Kc = 10 ? Kc = 1 ?

Kc = 0,1 ?

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1. Concentração 2. Pressão e Volume 3. Temperatura (calor)

Princípio de Le Châtelier

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Efeito da Concentração

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Efeito da Concentração

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Efeito da Temperatura Consideremos o sistema:

N2O4 (g) 2 NO2(g)

Processo endotérmico: ΔH0 = 58,0 kJ

Reação Inversa: processo exotérmico

2 NO2(g) N2O4 (g) ΔH0 = - 58,0 kJ

Um aumento de temperatura favorece reações endotérmicas, e uma diminuição de temperatura favorece reacções exotérmicas.

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Efeito da Pressão/Volume

Um aumento de pressão favorece a reação em que há uma diminuição do número total de moles de gases;

Uma diminuição da pressão favorece a reação em que há uma aumento do número total de moles de gases.

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Cálculos de Equilíbrio

2 NO2 (g) N2O4 (g)

01. Em uma reação, 0,625 mol de N2O4 são introduzidos em um recipiente com volume de 5 L. A concentração de equilíbrio do N2O4 é de 0,075 mol/L.

Qual o valor de Kc para esta reação?

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N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g)


02. Na temperatura de 500 oC, o valor de Kc para a reação acima é 6,0 10-2. Se, no equilíbrio houver

0,25 mol/L de H2 e 0,050 mol/L de NH3, qual a concentração de N2?

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2 H2O (g) 2 H2 (g) + O2 (g)


03. Na temperatura de 500 oC, o valor de Kc para a reação acima é 6,0 10-28. Se 2 mols de água forem

colocadas num reator de 5 L, quais serão as concentrações de todas as espécies no equilíbrio?

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H2 (g) + I2 (g) 2 HI (g)


04. Se 0,200 mols de H2 e 0,200 mols de I2 forem colocados em um reator de 10 L para reagirem entre

si, qual a concentração de todas as espécies no equilíbrio? Use K = 49

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-Produto de Solubilidade

- Íon Comum e Precipitações fraccionadas

-Auto-Ionização da Água

-Ácidos e Bases

- Força dos Ácidos

-Soluções Tampão

-Hidrólise

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Solubilidade

Efeito do Íon Comum

Precipitações Fracionadas

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Solubilidade

NaCl (s) + H2O Na1+ (aq) + Cl1- (aq)

AgCl (s) Ag1+ (aq) + Cl1- (aq)

Equilíbrio Iônico em Solução

25 C 1,3 10-5 mol/L

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Solubilidade


[Ag+][Cl-]

[AgCl(s)]

K =

[AgCl(s)] = é contante Kps = [Ag+][Cl-]

Kps = constante do produto de solubilidade

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Solubilidade


Sabendo-se que, no equilíbrio, há apenas 1,3 10-5 mol/L de Ag1+ em solução, qual o

valor do Kps para o AgCl?

Kps = ???

21

Solubilidade

CaF2 (s) Ca2+ (aq) + 2 F1- (aq)

Qual a solubilidade do CaF2 (s)? O valor do Kps é 3,9 10-11.

[Ca2+] = ????

Qual o valor da concentração do íon F1-?

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Quantos gramas de Ba(IO3)2 (487 g/mol) podem ser dissolvidos em 500 mL de água a 25C? Kps = 1,5710-9

Ba(IO3)2 (s) Ba2+ + 2 IO3-

Kps = [Ba2+][IO3-]2

1 mol de Ba(IO3)2 1 mol de [Ba2+]

Solubilidade Molar do Ba(IO3)2 = S = [Ba2+]

[IO3-] = 2 [Ba2+]

22

Kps = [Ba2+][IO3-]2

[Ba2+] = x [IO3-] = 2x

Kps = (x)(2x)2

Kps = 4x3 = 1,5710-9

x = S = 7,3210-4 mol/L

mBa(IO3)2= 7,3210-4 (mol/L) 487(g/mol) 0,5 (L)

mBa(IO3)2= 0,178 g

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Calcule a solubilidade molar do Ba(IO3)2 em uma solução de Ba(NO3)2 0,0200 mol/L.

[IO3-] = 2 [Ba2+]

Solubilidade Molar do Ba(IO3)2 = ½ [IO3-]

[Ba2+]T = [Ba2+]Ba(NO3)2 + [Ba2+]Ba(IO3)2

[Ba2+]T = 0,0200 + ½ [IO3-]

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[Ba2+]T = 0,0200 + ½ [IO3-]

Kps = [Ba2+][IO3-]2 = 1,5710-9

Kps = [Ba2+]T[IO3-]2

Kps = {0,0200 + ½ [IO3-]}[IO3

-]2

0,0200 + ½ [IO3-] 0,0200

Kps = (0,0200)[IO3-]2 = 1,5710-9

[IO3-] = 2,80 10-4 mol/L

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0,0200 + ½ [IO3-] 0,0200

[IO3-] = 2,80 10-4 mol/L

0,0200 + ½ (2,80 10-4) 0,02014 mol/L (0,7%)


S = ½ (2,80 10-4 mol/L)

S = 1,40 10-4 mol/L

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Efeito do Íon Comum - Conclusões

Antes da adição do Íon Comum:

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Solubilidade Molar do Ba(IO3)2 = [Ba2+]

S = 7,3210-4 mol/L

Após a adição do Íon Comum - Ba(NO3)2 0,0200 mol/L:


S = 1,40 10-4 mol/L

Houve uma redução, na solubilidade, em aproximadamente 5 vezes.

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Quantos gramas de Ag2CrO4 (332 g/mol) podem ser dissolvidos em 250 mL de água a 25C? Kps = 1,910-12

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Ag2CrO4 (s) 2 Ag+ + CrO42-

Kps = [Ag+]2[CrO42-]

Solubilidade Molar do Ag2CrO4 (s) = S = [CrO42-]

[Ag+] = 2 [CrO42-]

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Kps = (x)(2x)2 Kps = 4x3 = 1,910-12

x = S = [CrO42-] = 0,7810-4 mol/L

mAg2CrO4= 0,7810-4 (mol/L) 332 (g/mol) 0,25 (L)

mAg2CrO4= 0,0065 g ou 6,5 mg

Qual a solubilidade do Ag2CrO4 em uma solução contendo Na2CrO4 0,10 mol/L.

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Ag2CrO4 (s) 2 Ag+ + CrO42-

Kps = [Ag+]2[CrO42-]

Solubilidade Molar do Ag2CrO4 (s) = S = [CrO42-]

[Ag+] = 2 [CrO42-]

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Kps = (x)(2x)2 Kps = 4x3 = 1,910-12

x = S = [CrO42-] = 0,7810-4 mol/L

mAg2CrO4= 0,7810-4 (mol/L) 332 (g/mol) 0,25 (L)

mAg2CrO4= 0,0065 g ou 6,5 mg

32

Kps = [Ag+]2[CrO42-]T = 1,910-12

[CrO42-]T 0,100 mol/L

[Ag+]2(0,100) = 1,910-12

[Ag+] = 4,4 10-6 mol/L

Solubilidade Molar do Ag2CrO4 = ½ [Ag+]

S = ½ [Ag+] = 2,2 10-6 mol/L

Na presença do íon comum, houve uma redução, na solubilidade, em aproximadamente 35 vezes.

Precipitações Fracionadas

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PbI2 (s) Pb2+ + 2I- KPS = 7,9 10-9

Hg2I2 (s) Hg22+ + 2I- KPS = 4,6 10-29

É possível diminuir a concentração de Hg22+ de 99,990% por

precipitação seletiva com I-, sem precipitar Pb2+?

Concentração inicial de Hg22+: 0,010 mol/L

Concentração final de Hg22+: 0,010 mol/L 0,010%

= 1,0 10-6 mol/L

Considere uma solução contendo íons Pb2+ e Hg22+ na

concentração de 0,010 mol/L cada. Ambos os íons formam sais de iodeto insolúveis…

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1o. Passo: Encontrar a concentração de iodeto.

Hg2I2 (s) Hg22+ + 2I- KPS = 4,6 10-29

KPS= [Hg22+] [I-]2 = 4,6 10-29

(1,0 10-6) [I-]2 = 4,6 10-29

[I-] = 6,8 10-12 mol/L

2o. Passo: Vai precipitar Pb2+? Verificar solubilidade do PbI2:

PbI2 (s) Pb2+ + 2I- KPS = 7,910-9

Q = [Pb2+] [I-]2

(0,010) (6,8 10-12]2 = 4,6 10-25

Q KPS (7,9 10-9) separação é factível!!! 35

Considere uma solução contendo íons Ba2+ e Ca2+ na concentração de 0,010 mol/L cada. A esta solução, íons SO4

2- são adicionados em pequenas alíquotas.

(a) Qual a [SO42-] no momento em que BaSO4 começa a

precipitar?

BaSO4 (s) Ba2+ + SO42- KPS = 1,0 10-10

[Ba2+][SO42-] = 1,0 10-10

(0,010)[SO42-] = 1,0 10-10

[SO42-] = 1,0 10-8 mol/L

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(b) Qual a [SO42-] no momento em que CaSO4 começa a

precipitar?

CaSO4 (s) Ca2+ + SO42- KPS = 1,0 10-5

[Ca2+][SO42-] = 1,0 10-5

(0,010)[SO42-] = 1,0 10-5

[SO42-] = 1,0 10-3 mol/L

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(c) Qual a [Ba2+] no momento em que CaSO4 começa a precipitar?

BaSO4 (s) Ba2+ + SO42- KPS = 1,0 10-10

[Ba2+][SO42-] = 1,0 10-10

[Ba2+](1,0 10-3) = 1,0 10-10

[Ba2+] = 1,0 10-7 mol/L

38



(d) Qual o intervalo de valores da [SO42-] que a separação dos

íons Ba2+ e Ca2+ pode ser obtida?

Concentração inicial de Ba2+: 0,010 mol/L Concentração final de Ba2+: 0,010 mol/L 0,1% = 1,0 10-5 mol/L

BaSO4 (s) Ba2+ + SO42- KPS = 1,0 10-10

[Ba2+][SO42-] = 1,0 10-10

(1,0 10-5)[SO42-] = 1,0 10-10

[SO42-] 1,0 10-5 mol/L (para precipitar 99,9% de Ba2+). 39

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CaSO4 (s) Ca2+ + SO42- KPS = 1,0 10-5

[Ca2+][SO42-] = 1,0 10-5

(0,010)[SO42-] = 1,0 10-5

[SO42-] 1,0 10-3 mol/L

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1,0 10-5 mol/L [SO42-] 1,0 10-3 mol/L

[SO42-] 1,0 10-3 mol/L

Precipita Ca2+ 41

[SO42-] 1,0 10-5 mol/L

Precipita Ba2+

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Precipitações com H2S

(2) H2S(Aq.) H+

(Aq.) + HS-(Aq.) K1= 9,110-8

(3) HS-(Aq.) H

+(Aq.) + S2-

(Aq.) K2= 1,210-15

(1) H2S(g) H2S(Aq.)

H2S(Aq.) 2 H+(Aq.) + S2-

(Aq.) K = K1K2 = 1,09 10-22

K 1,110-22

Kps = 1,0 x 10-28 = [Cd++] [S2-]

Kps = 1,6 x 10-23 = [Zn++] [S2-]

Kps = 1,0 x 10-19 = [Fe++] [S2-] Fe++ + S2- FeS(s)

Cd++ + S2- CdS(s)

Zn++ + S2- ZnS(s)

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Considere uma solução contendo íons Cd2+ e Zn2+ na concentração de 0,0010 mol/L cada. Como separar os íons Cd2+ e Zn2+ ?

Kps = 1,0 x 10-28

Kps = 1,6 x 10-23

Cd2+ + S2- CdS(s)

Zn2+ + S2- ZnS(s)

1o. Passo: precipitar Cd2+ (0,1%)

CdS(s) Cd2+ + S2- KPS = 1,0 10-28

[Cd2+][S2-] = 1,0 10-28

(1,0 10-6)[S2-] = 1,0 10-28

[S2-] = 1,0 10-22 mol/L

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Kps = 1,0 x 10-28

Kps = 1,6 x 10-23

Cd2+ + S2- CdS(s)

Zn2+ + S2- ZnS(s)

2o. Passo:

ZnS(s) Zn2+ + S2- KPS = 1,6 10-23

[Zn2+][S2-] = 1,6 10-23

(1,0 10-3)[S2-] = 1,6 10-23

[S2-] = 1,6 10-20 mol/L

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1,0 10-22 mol/L [S2-] 1,6 10-20 mol/L

Qual o intervalo de [H+] ideal para a separação?

H2S(Aq.) 2 H+(Aq.) + S2-

(Aq.) K 1,110-22

[H+]2[S2-] = 1,110-22

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1,0 10-22 mol/L [S2-] 1,6 10-20 mol/L

[H+]2[S2-] = 1,110-22

[S2-] = 1,0 10-22 mol/L

[H+] = 1,1 mol/L


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1,0 10-22 mol/L [S2-] 1,6 10-20 mol/L

[H+]2[S2-] = 1,110-22

[S2-] = 1,6 10-20 mol/L

[H+] = 0,083 mol/L

0,083 mol/L [H+] 1,1 mol/L


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