Apostila Físico-Química - C

Apostila Físico-Química - C

(Parte 3 de 9)

c) Retirada de CH3OH (g). d) Aquecimento do sistema.

e) Aumento da pressão do sistema. f) Adição de catalisador ao sistema.

N2 (g)+ O2 (g) NO (g) ΔH > 0

02) Para o sistema em equilíbrio: Diga qual é o efeito provocado por:

a) Adição de gás oxigênio.

b) Remoção de NO (g). c) Resfriamento do sistema.

d) Adição de catalisador. e) Diminuição do volume do recipiente.

SO2 (g)+ O2 (g) SO3 (g) ΔH < 0

03) Na preparação do ácido sulfúrico, em uma das etapas do processo ocorre a seguinte reação de equilíbrio: Para aumentar o rendimento da reação é conveniente:

a) Aumentar a temperatura e a pressão sobre o sistema. b) Diminuir a temperatura e a pressão sobre o sistema. c) Diminuir a temperatura e aumentar a pressão sobre o sistema. d) Aumentar a temperatura e diminuir a pressão sobre o sistema. e) Deixar a temperatura constante e diminuir a pressão sobre o sistema.

01) A constante de equilíbrio (Kc) da reaçãoN2(g) + H2(g) NH3(g) aumenta com a diminuição

Exercícios complementares: da temperatura. Com base nesse dado pode-se afirmar que:

a) A formação da amônia é uma reação exotérmica. b) O equilíbrio da reação desloca-se para a direita com o aumento de temperatura.

c) Para aumentar a formação de NH3 é preciso aumentar a temperatura, aumentar a pressão e adicionar um catalisador.

d) Para aumentar a formação de NH3 é preciso diminuir a temperatura, diminuir a pressão e retirar a amônia formada.

e) Há diminuição da velocidade da reação endotérmica pelo aumento de temperatura e aumento da pressão. f) Não há deslocamento de equilíbrio pelo aumento de pressão.

CO(g)+ O2(g) -- calor CO2 (g)

02) Na reação em equilíbrio abaixo, para aumentar a formação de CO2 (g) é necessário:

a) Aumentar a temperatura, aumentar a pressão e retirar o SO3 formado b) Diminuir a temperatura, diminuir a pressão e adicionar um catalisador.

c) Aumentar a temperatura, diminuir a pressão e adicionar um catalisador. d) Diminuir a temperatura, aumentar a pressão e aumentar o fluxo de oxigênio.

e) Manter a pressão, diminuir a temperatura e retirar o SO3 formado. f) Diminuir a temperatura, aumentar a pressão e retirar monóxido do sistema.

H2S (g)+ O2 (g) H2O (g) + SO2 (g) ∆H < 0

03) Considere o sistema em equilíbrio (equação não balanceada). Para aumentar o rendimento do dióxido de enxofre é conveniente:

a) Alimentar com O2, aumentar T, diminuir P e retirar o SO2 formado. b) Retirar H2S, diminuir T, aumentar P e adicionar um catalisador. c) Alimentar com H2S, aumentar T, aumentar P e adicionar água ao stema. d) Alimentar com O2, diminuir T, manter P constante e retirar o SO2 formado. e) Alimentar com H2S, diminuir T, aumentar P e retirar água do sistema. f) Alimentar com O2, aumentar T, aumentar P, adicionar catalisador e retirar o SO2 formado.

É todo equilíbrio químico onde há a presença de íons.

Consideremos uma solução aquosa contendo uma substância AB dissolvida. Essa substância AB está ionizada (se for molecular) ou dissociada (se for iônica). É portanto um eletrólito e apresenta um certo grau de ionização α.

TAB Assim, no equilíbrio:
AB(aq)A+(aq) + B-- (aq)
solvente
A+B--
ABKi = [ A+ ] . [ B-- ]
[ AB ]

Para ácidos Ki é Ka Ki é constante

de ionização

Para bases Ki é Kb

Um equilíbrio iônico é uma relação entre aquelas moléculas que se ionizaram (ou dissociaram) após a dissolução, se transformado em íons A+ e B--, e aquelas moléculas que permaneceram na forma inicial AB, todos em equilíbrio em solução aquosa.

Exemplo:

25ºCHNO2
0,02 M
+--
H+NO2--
HNO2αHNO2 = 15 %
HNO2(aq)H+(aq) + NO2—
início 0,020 0
15 x 0,02 = 0,0030,003 0,003

ionizou/formou 100 equilíbrio 0,02 – 0,003 = 0,017 0,003 0,003

Ka = [ H+ ][ NO2-- ] Ka = 0,003 . 0,003 Ka = 5,3 . 10—4 mol/L

Calculo da constante de ionização Ka: [ HNO2 ] 0,017

O valor de Ka, muito menor que 1, nos indica a presença de pouquíssimos íons H+ e NO2-- em equilíbrio químico com moléculas de HNO2, que não se ionizaram. Todas as três substâncias coexistem na solução aquosa porem com predominância de moléculas não ionizadas. Trata-se de um eletrólito fraco.

Lei da Diluição de Ostwald

AB(aq)A+(aq) + B-- (aq)

Seja a reação genérica:

- eletrólito AB com grau de ionização α - nº. de mols iniciais de AB = n.

- nº. de mols ionizados de AB = α . n - recipiente de volume V

ABA+ + B--
inícion - -
Ionizou/formouα . n α . n α . n
n no equilíbrio n -- α . nα . n α . n
n -- α . nα . n α . n
VV V

[ ] no equilíbrio Molaridades no equilíbrio:

[ AB ] = n - αn[ AB ] = (1 - α) n [ AB ] = (1 - α) η
VV
[ A+ ] = αn[ A+ ] = α η
[ B-- ] = αn[ B-- ] = α η

Generalizando a Constante de Ionização Ki

Ki = [ A+ ][ B-- ] Ki = α η . α η Ki = α2 η
[ AB ](1 - α) η 1 - α
DE OSTWALD

a) A Lei da diluição de Ostwald (Wilhelm Ostwald 1853 – 1932) relaciona a constante de equilíbrio (Ki) com o grau de ionização (α).

b) Ela é usada principalmente para soluções diluídas e eletrólitos fracos (α < 5%). c) A maioria dos casos práticos refere-se a monoácidos e monobases.

d) No caso de ácidos fracos (α < 5%), o denominador 1 - α da expressão será considerado 1, pois α é um valor muito pequeno.

Assim a expressão da lei da diluição se resume no seguinte:

Ki =α2 . η

Quanto mais diluído é o eletrólito, maior é o seu grau de ionização

Se a ionização se der em etapas, estabelecemos tantas constantes quantas forem as etapas. Exemplo:

H2SO4+ H2O HSO4-- + H3O+ ou
1ª. etapa (liberação do 1º. H+)H2SO4 H+ + HSO4-- onde
Ka1= [ H+ ] . { HSO4-- ]

Ionização do H2SO4 [ H2SO4 ]

HSO4--+ H2O SO42-- + H3O+ ou
2ª. etapa (liberação do 2º. H+)HSO4-- H+ + SO4
2--onde
Ka2 = [ H+ ] . [ SO42-- ]

[ HSO4-- ]

O grau de ionização da 1ª. etapa (liberação do 1º. H+) é sempre muito maior do que o grau das etapas subseqüentes.

Assim:α1 > α2 > ... > αn
Ka1> Ka2 > ... > Kan

Observe a tabela de constantes de ionização de alguns ácidos fracos, em soluções aquosas de mesma molaridade:

O ácido com maior Ka é o HNO2. Supondo todos eles com a mesma concentração molar, O HNO2 é a solução com maior “acidez” (maior concentração de íons H+), ou seja, é mais forte que os outros.

Consequentemente o HCN menos ácido.

Ácido Ka (25ºC)

Ácido Nitroso (HNO2) 5,0 . 10--4

Ácido Acético (CH3COOH) 1,8 . 10--5 Ácido hipocloroso (HClO) 3,2 . 10--8

Ácido Cianídrico (HCN) 4,0 . 10--10

(Parte 3 de 9)

Comentários