Baixe Universidade Federal do Pampa - UNIPAMPA - Equilíbrio Químico e outras Trabalhos em PDF para Engenharia Química, somente na Docsity! UNIVERSIDADE FEDERAL DO PAMPA CAMPUS – BAGÉ (RS) CURSO DE ENGENHARIA QUÍMICA DISCIPLINA: QUÍMICA ANALÍTICA QUALITATIVA TEÓRICA O Estudo do Equilíbrio Químico Através de Análises de Sites da Internet e Vídeos de Simulações Sobre o Assunto Autor: Marcos Felipe Pinheiro Ministrante da disciplina: Profa. Dra. Lucilene Dornelles Mello Martins Bagé, 10 de Dezembro de 2010. DISCIPLINA: QUÍMICA ANALÍTICA QUALITATIVA TEÓRICA O Estudo do Equilíbrio Químico Através de Análises de Sites da Internet e Vídeos de Simulações Sobre o Assunto Autor: Marcos Felipe Pinheiro RESUMO Neste trabalho será apresentado um estudo realizado sobre o conceito de equilíbrio químico. A principal fonte de pesquisa foi sites da internet, especialmente sites de universidades. Buscaram-se, também, sites que continham simulações e demonstrações de reações reversíveis e, a partir delas, apresentar os fatores que influenciam no deslocamento de um equilíbrio químico, tais como: concentração, pressão e temperatura. Alguns sites foram analisados, porém, o conteúdo deles não foi citado aqui. O trabalho apresenta uma breve crítica de cada site e em seguida trás o conteúdo na íntegra dos próprios. Em relação aos vídeos o que se apresenta aqui é um breve resumo do que se trata o cada um. Palavras-chave: equilíbrio químico, reação reversível, deslocamento de equilíbrio 4. SITES - TEXTOS 4.1. Universidade de São Paulo O site da Universidade de São Paulo (USP) trás um ótimo conteúdo sobre o estudo de Equilíbrio Químico. Apresenta os principais aspectos das reações reversíveis, assim como, indica qual o princípio utilizado para calcular a constante de equilíbrio (Ke) e, também, refere-se à constante de equilíbrio em termos de pressões parciais (Kp) relacionando esta constante com a Ke. Demonstra os principais fatores que influenciam no deslocamento do equilíbrio, resumindo todas as alterações e os devidos resultados em uma tabela de simples compreensão. O site ainda trás um exercício resolvido para facilitar o entendimento sobre o cálculo da constante de equilíbrio. 4.1.1. Conteúdo do Site Equilíbrio Químico Suponha uma reação no qual os reagentes dão origem aos produtos. Isso todo mundo conhece, entretanto vamos imaginar que ela não pare por aí. Vamos imaginar que agora os produtos se unam, e reagindo retornam aos primeiros reagentes. Assim o equilíbrio químico é característico de reações reversíveis, nos quais os reagentes dão origem aos produtos (reação direta) e os produtos formados reagem entre si, reconstituindo os reagentes (reação inversa). No caso abaixo, o equilíbrio químico de um sal de cobalto II, a maior ou menor presença de água altera a cor do sistema (na presença de maior unidade o sal torna-se rosa, na menor o sal torna-se azul), como nos adornos domésticos que podem prever chuva. As reações direta e inversa ocorrem continua e sem interrupção. Um sistema em reação atinge o equilíbrio químico quando a velocidade da reação direta for igual à velocidade da reação inversa. O equilíbrio químico só pode ser atingido em sistemas fechados (onde não há troca de matéria e energia). Constante de equilíbrio em termos de concentração molar Reação direta: aA + bB → cC + dD Velocidade da reação direta: v = k1.[A] a .[B] b Reação inversa: cC + dD → aA + bB Velocidade da reação inversa: v = k2.[C] c .[D] d  A constante de equilíbrio pode ser expressa por: No valor da constante de equilíbrio entram apenas as concentrações das substâncias líquidas ou gasosas, as substâncias sólidas não devem ser incluídas. A constante de equilíbrio é característica de cada reação, altera-se apenas com a alteração da temperatura. Um valor alto de constante de equilíbrio indica que a quantidade de produtos é alta em relação aos reagentes.  Constante de equilíbrio em termos de pressão parcial Kp: Dada a reação genérica: aA(g) + bB(g) → cC(g) + dD(g) na constante de equilíbrio em termos de pressão parcial, as substâncias que entram na expressão estão todas no estado gasoso. Um valor alto de Kp indica uma quantidade grande de produtos em relação aos reagentes. Relação entre Kc e Kp: Exercício resolvido: Em determinadas condições de temperatura e pressão, existe 0,5 mol.L -1 de N2O4 em equilíbrio com 2 mol.L -1 de NO2, segundo a equação N2O4(g) → 2NO2(g). Qual o valor da constante de equilíbrio, nas condições da experiência? Resposta: O problema forneceu as concentrações presentes no equilíbrio, devemos, portanto somente fazer a substituição na fórmula: Deslocamento do equilíbrio químico de uma reação: Quando uma reação química atinge o equilíbrio ela tem a tendência de permanecer assim indefinidamente, desde que não haja perturbação externa. Os fatores externos capazes de perturbar o equilíbrio de uma reação química são: concentração das substâncias participantes da reação, pressão e temperatura. O Princípio de Le Chatelier regra essas situações: “quando se provoca uma perturbação sobre um sistema em equilíbrio, este desloca-se no sentido que tende a anular esta perturbação, procurando ajustar-se a um novo equilíbrio”. Deslocamento do equilíbrio devido à variação da concentração: O aumento da concentração de uma substância desloca o equilíbrio no sentido de consumo desta substância e a diminuição da concentração de uma substância desloca o equilíbrio no sentido da sua formação. 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 em 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 em 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. 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 produzindo o sal AgCl(s). 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). Com isso, as concentrações das espécies são constantes nesta situação, o que evidencia o equilíbrio químico. Constante de equilíbrio: O valor da constante de equilíbrio é obtido a partir das concentrações das espécies químicas presentes na solução quando o sistema está em equilíbrio. A constante de equilíbrio foi deduzida a partir das velocidades das reações direta e inversa. Recordando que para uma reação qualquer do tipo: aA + bB = cC + dD, a velocidade da reação é dada por V = k.[A] a .[B] b É importante lembrar que a água e espécies sólidas não são consideradas e apenas os reagentes participam da equação de velocidade. A velocidade depende exclusivamente dos reagentes e não dos produtos. Vamos utilizar o exemplo da ionização do AgCl: AgCl(s) → Ag + + Cl - Para esta reação, V = k Como AgCl é um sólido, não participa da equação de velocidade. No entanto, para a reação inversa: Ag + + Cl - → AgCl(s) A velocidade é dada por: V = k[Ag + ][Cl - ] A constante de equilíbrio, também chamada de Ke, é obtida pela divisão da velocidade da reação inversa pela velocidade da reação direta. Uma maneira mais simples de obter a equação da Ke para a reação AgCl(s) = Ag + + Cl - é calcular o quociente dos produtos pelos reagentes excluindo espécies sólidas e a água. O resultado é o mesmo: Ke = [Ag + ][Cl - ] Devemos lembrar que estas concentrações são aquelas obtidas durante o equilíbrio químico, ou seja, são constantes. A partir disso podemos elaborar uma regra geral para obtermos a equação da constante de equilíbrio: Para qualquer equação do tipo aA + bB = cC + dD, a constante de equilíbrio pode ser obtida por: E a espécie que for sólida ou H2O não é considerada. A unidade da constante de equilíbrio é geralmente expressa em (mol/L)x onde x é o resultado aritmético da expressão das letras minúsculas (c + d – a + b). Tendo em mente o que significa a constante de equilíbrio (razão entre concentração de produtos e reagentes) podemos entender algumas de suas finalidades. Um exemplo clássico é analisar uma dada reação como, por exemplo: O equilíbrio químico representado abaixo ocorre nos pulmões de pessoas fumantes: Hm.Co + O2 = Hm.O2 + CO O valor da constante desse equilíbrio é dado por: O símbolo Hm representa a Hemoglobina, substância responsável pelo transporte de Oxigênio no organismo. A partir destas informações, a que conclusão poderia chegar? A resposta é a seguinte: Se tivéssemos um sistema formado por Hemoglobina, Oxigênio e monóxido de Carbono, após algum tempo o equilíbrio seria alcançado (as concentrações permaneceriam constantes) e a quantidade de Hm.CO e O2 seriam 210 vezes maiores que a quantidade de HmO2 e CO. A capacidade de respiração é proporcional à quantidade de Hm.O2. Essa constante de equilíbrio mostra que a concentração de Hm.O2 é muito pequena em relação à concentração de Hm.CO. Com isso o fumante tem respiração deficiente. O equilíbrio químico entre gases e suas aplicações no cotidiano: Antigamente o homem não dava tanta importância a esse tipo de fenômeno, talvez pelo fato de não conhecer ainda a maioria dos equilíbrios químicos envolvendo substâncias gasosas que ocorrem em nosso meio. Mesmo assim, o pouco que se conhecia na época foi suficiente para tentar criar reações químicas para auxiliar a vida humana na Terra. A invenção de sprays e aparelhos de ar condicionado visava trazer maior conforto, no entanto causaram como resultado final o aumento da temperatura terrestre e a destruição de um escudo natural insubstituível além de não reciclável: a camada de ozônio. A imagem acima mostra as diversas camadas da atmosfera terrestre. O Oxigênio monoatômico é responsável pela absorção dos raios ultravioleta de menor comprimento de onda a 160 km de altitude. Já o Oxigênio que respiramos também existe a 110 km de altitude e é responsável pela absorção de raios ultravioleta de médio comprimento de onda. A camada de Ozônio está a 40 km de altitude e é responsável pela absorção dos raios ultravioleta de longos comprimentos de onda. Essas três camadas impedem que os raios ultravioleta de chegarem até a biosfera, protegendo a raça humana de diversas doenças, tais como o Câncer. Em elevadas altitudes, ocorre o equilíbrio químico entre os gases oxigênio e ozônio: 2O2 = O3 + O Substâncias como o Clorofluorcarbono, também chamado de CFC, provocam o deslocamento desse equilíbrio para a esquerda de modo que a concentração de Ozônio diminui causando a formação de buracos na camada de Ozônio. Os buracos na camada de Ozônio são regiões da atmosfera que já não possuem mais o gás Ozônio devido ao deslocamento do equilíbrio acima para a esquerda. Com isso, os raios ultravioletas de longos comprimentos de onda conseguem penetrar na biosfera causando doenças na raça humana. Ao analisar o equilíbrio químico acima e descobrir que substâncias contendo o CFC são responsáveis pelo deslocamento do equilíbrio, a raça humana imediatamente parou de utilizar o CFC em sprays como era utilizado. Atualmente o uso do CFC é muito restrito e procura-se tomar o máximo cuidado possível para que essa substância não seja liberada na atmosfera. Se algum dia você comprar uma lata de spray, certifique-se de que ela tenha o seguinte aviso: Equilíbrio Químico envolvendo precipitados e Produto de Solubilidade: O equilíbrio químico pode ocorrer em sistemas contendo mais de uma fase, ou seja, em sistemas heterogêneos. Esta situação pode ser encontrada em sistemas onde ocorre a dissolução ou precipitação de sólidos. Um exemplo é a solução contendo água e sal Cloreto de prata AgCl(s) mencionado anteriormente, onde a fase sólida é formada por AgCl e a fase aquosa pelos íons Ag + e Cl - . Como ocorre a dissolução: Quando adicionamos sal à uma solução contendo água como solvente, as moléculas de água inevitavelmente interagem com as moléculas do sal. Estas interações envolvem determinada quantia de energia. Quando temos bastante água e pouco sal, a energia envolvida nas interações entre a água e o sal é maior que as interações que mantém os íons Ag + e Cl - juntos. Por causa disso, o sal é quebrado em íons e dilui-se na solução. Como ocorre a precipitação: Se adicionarmos o sal AgCl em um copo de água, veremos que o sal é solubilizado (o sal dilui-se). No entanto, se adicionarmos lentamente mais sal, veremos que a partir de uma certa quantia adicionada não ocorre mais a solubilização e o sal fica no fundo do copo. O fato do sal ficar no fundo do copo mostra que a solução está supersaturada e, portanto houve a precipitação do sal AgCl. A precipitação ocorreu porque a concentração de íons Ag + e Cl - tornou-se alta com a adição de mais sal. Todo sal que era adicionado ionizava-se formando Ag + e Cl - . Como consequência a concentração desses íons aumentou. Quando a concentração desses íons aumenta até certo ponto, as colisões entre eles tornam-se mais frequentes na solução e isso gera a formação do precipitado AgCl. Atualmente há maneiras de saber quanto sal irá diluir e quanto permanecerá no estado sólido em soluções aquosas. O produto solubilidade de um sal é um valor constante específico para cada sal e permite o cálculo desses dados. Para que serve o produto de solubilidade: Em casos onde temos uma solução contendo um equilíbrio entre uma fase sólida formada por um sal e uma fase líquida, o produto solubilidade do sal permite calcular a quantidade do sal e de seus íons presentes na solução. Em outras palavras é possível saber quanto cloreto de prata (AgCl) fica no fundo de um copo de água quando adicionamos este sal. Para podermos fazer estes cálculos precisamos entender um pouco de reações de ionização e estequiometria. Aqui estão, como exemplo, alguns sais com Kps determinados: AgCl = Ag + + Cl - Kps = 1,56 x 10 -10 Equilíbrio Químico envolvendo ácidos e bases: Antes de iniciar o estudo sobre o equilíbrio envolvendo ácidos e bases é importante saber o que são substâncias ácidas e substâncias básicas, assim como o perigo que podem oferecer ao ser humano. Substâncias ácidas: De acordo com Arrhenius, substâncias ácidas são aquelas que em solução aquosa sofrem ionização liberando íons H + . Estes íons por sua vez reagem com a água formando o íon H3O + também chamado de Hidrônio. HAc = H + + Ac - H + + H2O = H3O + Substâncias ácidas são consideradas perigosas pelo fato de terem a propriedade de destruir estruturas moleculares, assim como dissolver matéria orgânica com muita facilidade dependendo da força e da concentração do ácido. Existem ácidos fortes que em alta concentração conseguem diluir metais bastante resistentes como o Magnésio, por exemplo. Isto ocorre devido à oxidação promovida pelos hidrônios. Mg(s) + 2H + (aq) = Mg 2+ (aq) + H2(g) É extremamente perigoso trabalhar com substâncias ácidas sem o uso de equipamentos de proteção, tais como luvas, óculos, avental, etc. Qualquer contato dessas substâncias com qualquer parte do corpo humano causaria queimaduras bastante sérias e danosas. Como determinar a força do ácido: A força do ácido é um parâmetro determinado através da sua constante de ionização Ka. Quanto maior o valor de Ka, maior a quantidade de íons H + liberados na solução e como consequência mais forte é o ácido. A constante de ionização é um valor semelhante à constante de equilíbrio, portanto varia apenas com a temperatura. Existem outras técnicas para perceber quando um ácido é forte ou não. Suponha um ácido do tipo HySOx, se o valor x-y for maior ou igual a 2, o ácido pode ser considerado forte. Observação: no lugar do átomo S poderia estar outro átomo. Além dessa técnica, se o ácido for do tipo HX onde X é um átomo qualquer da família dos halogênios, o ácido também é considerado forte. O valor da constante de ionização Ka é obtido da mesma forma que se obtém a constante de equilíbrio em uma solução aquosa: HCl = H + + Cl - Substâncias básicas: Ainda conforme Arrhenius, substâncias básicas são aquelas que em solução aquosa liberam o íon OH - chamado Hidroxila. BOH = B + + OH - Substâncias básicas também são consideradas perigosas, assim como os ácidos, e requerem cuidados, tais como o uso dos mesmos equipamentos de proteção e evitar contato com partes do corpo. Estas precauções são necessárias porque substâncias básicas também causam queimaduras graves. Ao contrário dos ácidos, as bases liberam hidroxilas OH - que são responsáveis pela redução das outras espécies químicas que estão em contato. NH2OH = NH2 + + OH - Assim como os ácidos são classificados em fortes ou fracos, as bases também podem ser classificadas em bases fortes ou fracas. Esta classificação é análoga aos ácidos, pois uma base forte é aquela que possui uma constante de dissociação alta. A constante de dissociação Kb também é obtida de forma semelhante à constante de equilíbrio para soluções aquosas: NH2OH = NH2 + + OH - Algumas bases formadas por elementos pertencentes às famílias dos metais alcalinos e metais alcalinos terrosos são consideradas fortes. Substâncias anfipróticas são aquelas consideradas ácidas e básicas ao mesmo tempo. A caracterização de soluções ácidas ou básicas: pH e pOH Por conveniência, a concentração do íon Hidrônio é expressa sempre na forma de pH. Este termo foi introduzido por um químico dinamarquês chamado Sorensen em 1909. A letra “p” significa potenz, palavra do vocabulário alemão que significa potência: pH = - log[H + ] Da mesma forma podemos utilizar essa terminologia para caracterizar a concentração de íons OH - em uma solução básica: pOH = - log[OH - ] Ou uma solução qualquer: pK = - logK Todos os logaritmos citados acima estão na base 10 e K pode ser qualquer valor de constante de equilíbrio. A relação entre os valores de pH e pOH é definida como: pH + pOH = 14 Isso ocorre porque a 25º C o produto iônico da água é 10 -14 H2O = H + + OH - Portanto, o produto das concentrações dos íons H + e OH - dever ser 10 -14 , utilizando as propriedades dos logaritmos: [H + ].[OH - ] = 10 -14 4.3. Mundo do Químico O site “Mundo do Químico” que pertence à IG não fornece muito conteúdo sobre o conceito de equilíbrio químico, porém, apresenta informações sobre o grau de equilíbrio, o produto iônico da água, a Lei da Diluição de Ostwald, o efeito do íon comum, fatores que afetam um equilíbrio e solução tampão que são temas importantes para estudar as características que pertencem a um equilíbrio. 4.3.1. Conteúdo do Site Equilíbrio Químico Conceito: Equilíbrio Químico é uma reação reversível na qual a velocidade da reação direta é igual à da reação inversa e, consequentemente, as concentrações de todas as substâncias participantes permanecem constantes. Constante de equilíbrio: aA + bB → cC + dD Ke não varia com a concentração nem com a pressão, mas varia com a temperatura. Quanto maior o Ke, maiores são as concentrações dos produtos em relação às dos reagentes, no equilíbrio. Quanto menor o Ke, menores são as concentrações dos produtos em relação às dos reagentes, no equilíbrio. Grau de equilíbrio: O grau de equilíbrio varia com a temperatura e com a concentração e, se o equilíbrio tiver participante gasoso, varia também com a pressão. Equilíbrios gasosos homogêneos: aA(g) + bB(g) → cC(g) + dD(g) Kp = Ke.(RT) ∆n ∆n = (c + d) – (a + b) Equilíbrios heterogêneos – os participantes sólidos não entram na expressão do Ke nem do Kp (se houver). Princípio de Le Chatelier: “Quando se exerce uma ação sobre um sistema em equilíbrio, ele desloca-se no sentido que produz uma minimização da ação exercida.” Equilíbrio e Temperatura: Um aumento da temperatura desloca o equilíbrio para a reação endotérmica. Uma diminuição da temperatura desloca o equilíbrio para a reação exotérmica (lei de van’t Hoff). Equilíbrio e Pressão: Um aumento da pressão desloca o equilíbrio para a reação que ocorre com contração de volume. Uma diminuição da pressão desloca o equilíbrio para a reação que ocorre com expansão de volume. Equilíbrio e Concentração: Um aumento da concentração de um participante desloca o equilíbrio no sentido da reação em que este participante é consumido. Uma diminuição da concentração de um participante desloca o equilíbrio no sentido da reação em que este participante é formado. Equilíbrio e Catalisador: O catalisador não desloca equilíbrio, apenas diminui o tempo necessário para atingi-lo. Constante de ionização de ácidos e bases: CH3COOH → CH3COO - + H + NH3 + H2O → NH 4+ + OH - |H2O| não entra na expressão de constante de equilíbrio em solução aquosa. Cada etapa da ionização tem sua constante, representada por K1, K2, K3, ..., sendo K1 >> K2 >> K3 >> ... No caso dos poliácidos, a [H+] pode ser considerada como proveniente só da primeira etapa da ionização (K1). Quanto maior for a constante Ka ou Kb, maior será a força do ácido ou base. Lei da diluição de Ostwald: A solubilidade de um composto iônico em água pode ser diminuída pelo efeito do íon comum. Assim, o AgCl é menos solúvel numa solução que já contém íons Cl - do que em água pura. Quanto maior for a concentração do íon comum, maior será a diminuição da solubilidade. Para que um composto iônico precipite de sua solução, é preciso que seja ultrapassado o valor do seu Kps. Quando esse valor for atingido, a solução estará saturada. Sendo M (mol/L) a solubilidade de um composto iônico:  Kps = M2 para compostos do tipo (An+)1(B n- )1. Exemplos: AgCl, BaSO4  Kps = 4M3 para compostos do tipo (A2+)1(B - )2 ou (A + )2(B 2- )1. Exemplos: Mg(OH)2, Ag2S  Kps = 27M4 para compostos do tipo (A+)3(B 3- ) ou (A 3+ )(B - )3. Exemplos: Ag3PO4, Al(OH)3  Kps = 108M5 para compostos do tipo (A2+)3(B 3- )2 ou (A 3+ )2(B 2- )3. Exemplos: (Ca 2+ )3(PO4 3- )2, (Fe 3+ )2(S 2- )3 A solubilidade de um sólido em um líquido:  Aumenta quando DHsol > 0  Diminui quando DHsol < 0 A solubilidade aumenta com a temperatura, e DHsol > 0, quando o corpo de chão não é do soluto anidro, mas de um de seus hidratos, formados quando ele é dissolvido na água. Pontos de inflexão nas curvas de solubilidade indicam a formação de sais hidratados. A pressão não influi na solubilidade de sólidos em líquidos. A solubilidade de um gás em um líquido:  Diminui com o aumento da temperatura.  É diretamente proporcional à pressão (lei de Henry). 4.4. QuiProcura O conteúdo deste site não oferece segurança, visto que 1) o autor do site não apresenta informações próprias sobre si mesmo (graduação, profissão, etc.), 2) não é um site com vínculo universitário, 3) o site é voltado para tirar dúvidas. No entanto, os exemplos citados no texto podem servir como ferramenta para compreensão de que o equilíbrio químico está presente consideravelmente em nosso cotidiano, tais como: o equilíbrio que ocorre dentro de uma garrafa de refrigerante ou o deslocamento que acontece em lentes fotocromáticas. 4.4.1. Conteúdo do Site Equilíbrio Químico Escrito por: Miguel A. Medeiros Revisado em: 27 de junho de 2004 Estado de Equilíbrio, o que é? Bem, você pode imaginar uma situação real e que acontece no seu dia-a-dia. Imagine uma garrafa de cerveja, quando a colocamos em um congelador ou freezer e esquecemos de retirá-la, após um determinado tempo, possivelmente a garrafa teria estourado, mas muitas vezes isso não ocorre, ocorrendo um fenômeno que é denominado de supercongelamento, isto é, quando o líquido, no caso a cerveja, “esquece” de congelar, pois o processo de resfriamento foi muito rápido e as moléculas do líquido estão em um estado de equilíbrio. No entanto, quando retiramos a garrafa do congelador e a abrimos, ela estoura, pois diminuímos a pressão no interior da garrafa, ou seja, diminuímos a pressão dentro do sistema, o que provoca uma perturbação no estado de equilíbrio que se estabelecia dentro da garrafa. Estados de Equilíbrio estão muito presentes no nosso dia-a-dia, seja em fenômenos físicos, biológicos e, até mesmo, fenômenos químicos. Exemplos diversos de equilíbrio químico podem ser verificados no nosso cotidiano, tais como os descritos abaixo: Óculos: Você, possivelmente, já viu ou ouviu falar dos óculos fotocromáticos, talvez não os conheça por este nome, mas deve conhecê-los. Óculos fotocromáticos são aqueles que possuem lentes que mudam de cor, conforme a intensidade luminosa, ou seja, quando uma pessoa que usa este tipo de óculos está dentro de uma residência, as lentes são praticamente incolores, mas quando esta pessoa sai pra fora da residência, ficando exposta à luz, as lentes tendem a ficar com uma coloração escura, isso é devido à uma reação química que ocorre nos óculos, você sabia? A reação que ocorre nas lentes dos óculos é a seguinte: AgCl + Energia Ag + Cl O cloreto de prata (AgCl), quando na lente, dá uma aparência clara para a mesma, já a prata metálica (Ag), quando é formada na lente dá uma aparência escura à lente. Esta reação é um caso em que se aumentar a energia, no caso a claridade, na lente o equilíbrio deslocará para o lado da formação do Ag elementar que é escuro (na lente). Quando se diminui a intensidade luminosa na lente ocorre o favorecimento da reação inversa, ou seja, a diminuição da sensação escura. Este exemplo é abrangido pelo princípio de Le Chatelier, que diz: “Quando um sistema está em equilíbrio e sofre alguma perturbação, seja ela por variação de pressão, de concentração de algum dos reagentes ou dos produtos, ou pela variação da temperatura, o sistema tenderá a retornar o estado de equilíbrio, a partir da diminuição do efeito provocado pela perturbação”. Este princípio pode ser enunciado de uma maneira mais simplificada, quando se aplica uma perturbação a um sistema em equilíbrio, o sistema tende a provocar um reajuste para diminuir as influências da perturbação. Outro exemplo de equilíbrio químico em nosso dia-a-dia é o caso da garrafa de refrigerante, isso mesmo, refrigerante. Considerações cinéticas: Do ponto de vista cinético, no equilíbrio químico a velocidade da reação direta e reação inversa são iguais, uma vez que as concentrações de reagentes e produtos permanecem constantes. Portanto, a constante de equilíbrio é igual à relação entre as constantes de velocidade das reações direta e inversa: Kc = Kd / Ki Devemos também ter em mente que é necessário um tempo para que se alcance o equilíbrio, inicialmente, quando há apenas reagentes, a velocidade da reação direta é máxima e a da reação inversa é zero, conforme , conforme se processa o equilíbrio ambas se igualam e no equilíbrio são iguais. Mas o tempo é necessário para que isto aconteça. Na aplicação de equilíbrio com fins analíticos, é preciso considerar o tempo necessário para sua concretização. Soluções de eletrólitos: Um eletrólito é uma substância que produz íons em solução. Devido as fortes interações de largo alcance existente entre os íons na solução, os coeficientes de atividade diferem bastante da unidade, mesmo em soluções diluídas. Estas forças interiônicas produzem uma ordenação dos íons na solução de forma que ao redor de um íon positivo haverá mais íons negativos e vice-versa. Esta distribuição heterogênea de cargas produz a aparição de um potencial elétrico, pois a carga em qualquer ponto da solução nunca será nula. Isto produz uma estabilização da solução devido aos íons se rodearem de outros de carga oposta, o que faz com que tenham menos tendência de escapar da solução e a atividade será inferior a concentração. Uma medida da intensidade do campo elétrico criado pelos íons existentes na solução pode ser obtido mediante a força iônica, I: Onde Zi é a carga do íon i, e Ci, sua concentração. A relação entre a força iônica e os coeficientes de atividade é dada de forma aproximada pela equação de Debye-Huckel: Onde A e B são constantes que dependem do solvente e da temperatura, e ai, um parâmetro semiempírico que leva em conta o tamanho do íon. Na água a 25º C, A = 0,509 e B = 0,329. A equação anterior tem demonstrado sua validez para forças iônicas inferiores a 0,1 M. A força iônica baixa, I < 0,01 M, pode ser utilizada lei limite de Debye-Huckel: Experimentalmente se tem observado que γ primeiro diminui com I, tal como previsto pela equação de Debye-Huckel, porém logo aumenta. Este aumento se deve a solvatação dos íons que produzem uma diminuição na quantidade de solvente livre e, portanto um aumento na concentração efetiva do eletrólito. Empiricamente pode ser incluindo frente a este comportamento um termo I na equação de Debye-Huckel, esta modificação se conhece como equação estendida ou ampliada de Debye-Huckel. Em alguns casos, pode utilizar a equação de Davies: Esta expressão foi desenvolvida empiricamente e não requer conhecer parâmetros de tamanho do íon. Em muitas soluções os íons se associam para formar pares iônicos. Um par iônico é a associação de dois íons hidratados que se mantêm unidos por forças eletrostáticas durante um tempo superior a várias colisões com o solvente. Em água a associação de pares iônicos é praticamente desprezível para eletrólitos 1:1, mas pode ser significativo para eletrólitos com cargas superiores ou mesmo em eletrólitos 1:1. Por exemplo, a 25º C em água uma solução de CuSO4 0,001 M existe 10% de associação iônica, em 0,01 M 35% e até 57% para uma concentração de 0,1 M. A formação de pares iônicos reduz o número de íons na solução e, portanto, reduz a força iônica, ao termos isto em mente melhora a aplicação da equação de Debye-Huckel. Fatores que afetam o equilíbrio: O equilíbrio pode ser deslocado por diversos fatores, que podemos classificar como relevantes ou não no valor da constante termodinâmica: Modificam o valor da constante de equilíbrio termodinâmica:  Temperatura;  Pressão;  Natureza do solvente. Não modificam o valor da constante de equilíbrio termodinâmica:  Atividade do solvente;  Força iônica;  Reações laterais. Cálculos no equilíbrio: Os cálculos das concentrações no equilíbrio requerem um sistema de equações com as espécies existentes no equilíbrio. As equações do sistema procedem de:  As constantes de equilíbrio;  Os balanços de massas;  O balanço de cargas é necessário. A seguir temos um procedimento sistemático para resolver este tipo de problema: 1) Escrever o equilíbrio que ocorre; 2) Identificar as espécies que interferem no equilíbrio e quais concentrações são determinadas; 3) Encontrar as constantes de equilíbrio; 4) Encontrar os balanços de massas que expressão a conservação da matéria para as substâncias em solução; 5) Encontrar o balanço de cargas, se necessário. A utilização do balanço de cargas é necessária quando o número de espécies é superior ao número de equilíbrios mais balanço de massa. Isto acontece quando o solvente interfere na reação, por exemplo, nos equilíbrios ácido-base; 6) Resolver o sistema de equações fazendo aproximações razoáveis onde for possível. Vejamos alguns exemplos de aplicação das equações: 3H2. A formulação termodinâmica das condições do equilíbrio permite determinar os efeitos que as modificações de pressão ou de temperatura provocam sobre o sistema reacional em equilíbrio. Ácidos e Bases: Um dos mais importantes tipos do equilíbrio químico é o que existe quando ácidos e bases estão presentes em uma solução. De acordo com a classificação de Bronsted-Lowry: Ácido é um doador de prótons. Base é um receptor de prótons. Para o nosso trabalho em equilíbrio químico é suficiente a classificação de Bronsted- Lowry. Esta definição não menciona o solvente (e vale mesmo na ausência de solvente), por outro lado, o meio reacional mais importante é a água. Vamos limitar a nossa análise a este solvente. Um dos parâmetros de maior interesse nas soluções aquosas de ácidos e de bases é o pH, que se define como: pH = - log (aH3O+) Onde H3O + é o íon hidrônio e aA é a atividade (uma expressão de concentração efetiva) da espécie A, representação do estado do próton na solução aquosa. Em concentrações baixas, a atividade dos íons hidrônio é aproximadamente igual a molalidade ou à molaridade, e então a determinação do pH é uma indicação da concentração dos íons hidrônio. Muitas grandezas termodinâmicas, no entanto, dependem do próprio pH, e não é necessária esta aproximação nem esta interpretação. Equilíbrios ácido-base em água: Na água, um ácido HÁ participa do seguinte equilíbrio de transferência de próton: HA(aq) + H2O(l) H3O + (aq) + A - (aq) Definições de Ácidos e Bases: Autor da Teoria Solvente Ácido Base Arrhenius Água Composto de hidrogênio que se dissocia em água para dar íons H + Composto de hidróxido que se dissocia em água formando íons hidróxido Bronsted-Lowry Qualquer solvente Composto que fornece prótons Composto que aceita prótons Lewis Não está limitado Receptor de um par de elétrons Doador de um par de elétrons Sistema Tampão: Definição: soluções que possuem capacidade de resistir a variações de pH pela adição a ela de ácidos ou de bases, chamam-se soluções tampão. Elas são constituídas geralmente por sistemas de doadores e receptores de prótons, dissolvidos no mesmo solvente. As reações bioquímicas em plantas ou animais são sensíveis a variações de pH, por dois motivos: podem ser afetados equilíbrios críticos ou mais frequentemente porque as velocidades de reação são muito alteradas por uma mudança no pH do meio de reação. Entretanto, estas variações de pH normalmente não ocorrem em organismos sadios, porque seus fluídos são bem tamponados. Grandes variações na comida e na bebida e na maneira de viver, embora produzam mudanças internas consideráveis no corpo, afetam muito pouco o pH do sangue. Até a maioria das doenças provoca mudanças muito pequenas. O sangue humano é tamponado por uma série de sistemas. O sistema H2CO3-HCO3 - no sangue é especialmente interessante. Homeostase (equilíbrio do organismo) do íon hidrogênio: A maioria dos seres vivos emprega oxigênio do ar atmosférico para oxidar metabólicos, gerando água, gás carbônico e obter energia necessária para o funcionamento dos vários processos vitais. O gás carbônico, CO2, hidrata-se espontaneamente no sangue e forma ácido carbônico, H2CO3, o qual é um doador potencial de prótons. Os seres vivos contêm sistemas físico-químicos e fisiológicos capazes de remover, transportar e lançar considerável massa de íons hidrogênio. Nos vertebrados a remoção do CO2 formado nos tecidos pela respiração interna faz-se por simples difusão em consequência do gradiente que se estabelece entre as células e o sangue. O transporte dá-se através do sangue que circula entre tecidos e pulmões. Os pulmões, por meio da respiração externa, encarregam-se da eliminação do gás carbônico. Importância do estado do sistema HCO3 - \H2CO3: O conhecimento do sistema HCO3 - \H2CO3 é de grande importância:  O pH do sangue pode ser determinado com precisão, proporcionando conhecimentos das alterações da concentração hidrogeniônica em função das variações do bicarbonato do sangue e, portanto, indicando as alterações do equilíbrio ácido-base.  Na neutralização de ácidos mais fortes que o ácido carbônico, este sistema constitui a primeira linha de defesa para evitar grandes modificações do estado de equilíbrio ácido-base.  Normalmente H2CO3 é formado, mesmo em condições patológicas. Nos processos fisiológicos, durante a rápida passagem do sangue pelos capilares dos tecidos ou dos pulmões, o tampão HCO3 - \H2CO3 sofre alterações dinâmicas para a neutralização e eliminação do H2CO3.  Os chamados centros respiratórios, que controlam os movimentos dos músculos torácicos, são regulados pela concentração de CO2 no sangue, fazendo com Definição de pH: Para exprimir a concentração nas soluções foi introduzida a notação pH. Esta notação é bastante conveniente e prática e universalmente adotada. É útil para indicar as pequenas concentrações de prótons existentes nos sistemas biológicos. Onde [H + ] é a concentração hidrogeniônica, usualmente expressa em mols/L. Equilíbrio Dinâmico: Em 1863, os químicos noruegueses C. M. Guldberg e P. Waage reconheceram que o equilíbrio químico é uma condição dinâmica e não estática. Ele é caracterizado não pela cessação de toda a interação, mas pelo fato de as velocidades das reações direta e inversa se tornarem igual. Para uma reação química, em nível macroscópico, quando o equilíbrio é estabelecido, nós não verificamos qualquer variação nas propriedades macroscópicas do sistema (como temperatura, coloração, número de fases, etc.). No entanto, em nível molecular, a velocidade da reação direta é compensada pela velocidade da reação reversa. Condição para o equilíbrio químico: Uma reação química genérica de componentes A1, A2, A3, ... e coeficientes v1, v2, v3, ... pode ser escrita como: v1A1 + v2A2 + ... ? vnAn + vn+1An+1 + ... ela pode ser escrita resumidamente como: ?v1A1 = 0 Considere a reação geral, aA + bB cC + dD. De acordo com a lei da ação das massas, a velocidade da reação direta é proporcional às concentrações de A e B. Elas podem ser escritas como [A] e [B]. A velocidade direta e reversa pode ser escrita como produto de uma constante e as concentrações: vdireta = Kd[A][B], vreversa = Kr[C][D]. Como no equilíbrio vdireta = vreversa, Kd[A][B] = Kr[C][D]. Portanto: “K” é denominada constante de equilíbrio da reação, ela fornece uma expressão quantitativa para dependência da afinidade química das concentrações de reagentes e produtos. Se a reação não atingiu o equilíbrio a razão entre as concentrações é denominada apenas de constante de massa, Q. Exemplo: N2(g) + 3H2(g) → 2NH3(g). Para esta reação no equilíbrio, teremos: Termodinâmica do equilíbrio: A energia livre padrão de Gibbs (G 0 ) para uma reação química é a diferença entre o somatório das energias de Gibbs padrão dos produtos menos o somatório das energias de Gibbs padrão dos reagentes. No equilíbrio, a diferença de energia livre de Gibbs de reação é zero. A relação entre a energia de Gibbs padrão para uma reação química genérica é: Onde Pi é a pressão do componente i na mistura reacional e v é o coeficiente do componente i. Mais tarde veremos como expressar a energia de Gibbs em termos de concentração. Se o equilíbrio for estabelecido ∆G = 0 e portanto: Assim para uma reação química qualquer, aA + bB → cC + dD, o somatório será: (no equilíbrio) Kp é uma função de temperatura, Kp (T). Contudo, Kp é independente da pressão total e independente das variações das pressões parciais individuais. Estas pressões parciais são variadas alterando as proporções dos reagentes e os produtos na mistura inicial. Depois que a mistura entra em equilíbrio, as pressões parciais devem estar de acordo com a equação acima. Esta teoria é restrita para gases ideais. Princípio de Le Châtelier: O princípio de Le Châtelier se aplica aos equilíbrios dinâmicos em sistemas fechados e pode ser enunciado assim: “Quando um sistema em equilíbrio é submetido a uma força, ele tenderá a se reajustar, reagindo de maneira a minimizar o efeito desta força.” Consideremos um sistema em equilíbrio líquido-vapor. Um líquido e seu vapor estão contidos em um cilindro com um pistão bem ajustado. Um peso colocado em cima do pistão deslizante mantém a pressão do sistema constante. No equilíbrio, a velocidade de evaporação do líquido é igual a sua velocidade de condensação, poderíamos dizer que: calor + líquido → gás. Quando fornecemos calor ao sistema parte do líquido no cilindro se evapora e, assim, consome o calor, de maneira que não há aumento na temperatura. Depois do calor ter sido fornecido, estão presentes mais gás e menos líquido e, assim, o equilíbrio se deslocou para o gás. A tentativa para esfriar o sistema faz com que ocorra uma alteração oposta, ou seja, o gás se condensa para formar mais líquido e, assim, é liberado calor de condensação, mantendo uma temperatura constante. A remoção de calor desloca o equilíbrio para o lado do calor + líquido. lado, se a pressão diminui, a reação se deslocará para o lado com maior número de mols de gás para ajudar a não reduzir a pressão. diminui a pressão ← 2NO2(g) N2O4(g) → aumenta a pressão Quando a reação alcança o equilíbrio, um aumento da pressão faz com que a reação prossiga no sentido do N2O4, pois isso reduz os mols totais de gás presentes e, consequentemente, a pressão. Efeito da Temperatura: Se no sistema onde acontece uma reação eleva-se a temperatura, a reação se deslocará para o lado que absorve calor (reação endotérmica). Por outro lado, se a temperatura diminui, a reação se deslocará para o lado que desprenda calor (reação exotérmica). Voltemos ao exemplo anterior. No sentido da esquerda para a direita, a reação é exotérmica, e no sentido contrário, é endotérmica, pois precisa romper uma ligação no dímero. Assim sendo, se T aumenta, a reação ocorrerá do produto ao reagente, e se T diminui, a reação ocorrerá no sentido contrário. diminui a temperatura ← 2NO2(g) N2O4(g) ∆Hº < 0 (exotérmica) → aumenta a temperatura Se a reação de esquerda para a direita fosse endotérmica, dever-se-ia inverter a direção das setas. Efeito de Catálise: O princípio de Le Châtelier ignora a presença do catalisador. O que acontece é que a velocidade de reação aumenta com a ação do catalisador porque ele abrevia o tempo necessário para que o sistema alcance o equilíbrio. Ele não modifica a posição de equilíbrio, pois tanto a reação direta como a inversa é catalisada na mesma extensão, já que ele não sofre uma transformação permanente no curso da reação. Ele participa da reação formando substâncias intermediárias que reagem imediatamente regenerando o catalizador. Isto pode ser demonstrado pelas equações: A + X à AX AX + B à AB + X X = catalisador A + B à AB (reação global) Tabela 1. Efeito das Perturbações sobre o Equilíbrio. Perturbação Alteração quando o sistema reacional retorna ao equilíbrio Efeito sobre o Equilíbrio Efeito sobre a constante Adição de reagente Parte do reagente adicionado é consumida Deslocamento para a direita Não há alteração Adição do produto Parte do produto adicionado é consumida Deslocamento para a esquerda Não há alteração Redução do volume Aumento de pressão A pressão diminui Deslocamento no sentido do menor número de moléculas de gás Não há alteração Expansão do volume Diminuição de pressão A pressão aumenta Deslocamento no sentido do maior número de moléculas de gás Não há alteração Elevação de Temperatura Há consumo de energia térmica Deslocamento no sentido endotérmico Há alteração Abaixamento de Temperatura Há desprendimento de energia térmica Deslocamento no sentido exotérmico Há alteração 4.8. Dicas de Química O site “Dicas de Química” que pertence à UOL é outro exemplo de conteúdo carente em informação. As únicas características que o site apresenta sobre equilíbrio químico são as mais básicas possíveis: conceito de equilíbrio químico, fatores que afetam o deslocamento do equilíbrio e a descrição sobre a constante de equilíbrio. Além de pouco conteúdo a linguagem do site é bastante informal e, às vezes, acaba tornando a leitura confusa. 4.8.1. Conteúdo do Site Equilíbrio Químico Quando ocorre uma reação química e sua direta (A + B → C + D) e sua inversa (C + D → A + B) ocorrem simultaneamente, chamamos esta reação de uma reação reversível. Numa reação sem reversibilidade representamos com uma seta; já numa reação reversível, representamos com uma dupla seta. O equilíbrio é atingido quando a velocidade da reação direta se iguala a velocidade da reação inversa. A principal característica a ser observada num equilíbrio, é que esse equilíbrio é dinâmico, isto é, a reação continua a ocorrer, só que com velocidade direta e inversa equivalente. Ação do Catalisador sobre o Equilíbrio: Sabemos que o catalisador diminui a energia de ativação, facilitando a ocorrência da reação, aumentando a velocidade da mesma. Com isso, podemos concluir que o catalisador permite que o equilíbrio seja atingido num tempo menor. Constante de Equilíbrio: - Em função da concentração (Kc): aA + bB cC + dD Kc = [C] c [D] d / [A] a [B] b Kc = constante de equilíbrio; [ ] = concentração em mol/L. atinge o equilíbrio. Equilíbrio ocorre quando há uma constante relação entre a concentração dos reagentes e produtos. Reações diferentes têm diferentes equilíbrios. Algumas podem parecer completamente produtos, no entanto, todas as reações têm alguns reagentes presentes. A reação pode parecer acabada à olho nu, quando o equilíbrio é atingido, mas na verdade a reação direta e inversa continuam a acontecer ao mesmo ritmo. A reação inversa é quando a reação escrita vai da direita para a esquerda enquanto que a reação direta procede da esquerda para a direita. É por isso que o equilíbrio é, também, chamado de “estado estacionário”. É possível escrever uma expressão de equilíbrio para uma reação. Isso pode ser expresso pela concentração dos produtos dividido pela concentração dos reagentes com os coeficientes de cada equação atuando como expoentes. É importante lembrar que somente espécies em fase gasosa ou fases aquosas são incluídas nesta expressão, pois a concentração de líquidos e sólidos não pode mudar. Para a reação: jA + kB → lC + mD A expressão de equilíbrio é: Onde: K é a constante de equilíbrio; [A], [B], etc., são as concentrações molares de A, B, etc.; j, m, etc., são os coeficientes da reação balanceada. Para cada reação a uma dada temperatura, há apenas um valor para K. Um grande valor de K implica em dizer que há mais produtos do que reagentes e que o equilíbrio está para a direita. Um valor pequeno de K implica em dizer que existem mais reagentes do que produtos, assim a reação fica para a esquerda. É fundamental lembrar que o único fator que muda K é a temperatura. Para as reações na fase gasosa, as posições de equilíbrio também pode ser expresso em termos de pressão. A constante de equilíbrio em termos de pressão, Kp, está relacionada a K pela equação: Kp = K (RT) ∆n Onde: ∆n é a soma dos coeficientes dos produtos gasosos menos a soma dos coeficientes dos reagentes gasosos; R é a constante da lei dos gases; T é a temperatura em kelvin. O quociente de reação, Q, é uma expressão que lida com valores iniciais em vez do valor de equilíbrio que K lida. Nós comparamos Q e K para determinar a direção que a reação prosseguirá para a obtenção de equilíbrio. Se Q é maior do que K, o sistema se deslocará para a esquerda. Se Q for menor que K, o sistema se deslocará para a direita. Se Q for igual a K o sistema está em equilíbrio. Para encontrar a concentração que caracterizam um equilíbrio, utiliza-se o “início, a reação e o equilíbrio” do processo. Isto implica em partir da concentração inicial, determinando a mudança e usando K para encontrar as concentrações de equilíbrio. Exemplo “início, a reação e o equilíbrio”: C2H6(g) + Cl2(g) → C2H5Cl(s) + HCl(g) Se tivéssemos seis mols de C2H6(g) e seis mols de Cl2(g), originalmente em três litros de contentores a 10º C, determine a concentração de equilíbrio. Dado para essa reação K = 0,10 a 10º C. Resposta: Primeiro devemos converter os valores à molaridade: Preencher o “início, a reação e o equilíbrio”: Agora substituir o que sabemos na expressão da constante de equilíbrio e resolver para x: Agora podemos encontrar as concentrações de equilíbrio: [C2H6] = 2 – x = 2 – 0,29 = 1,71 M [Cl2] = 2 – x = 2 – 0,29 = 1,71 M [HCl] = x = 0,29 M Princípio de Le Chatelier nos permite predizer os efeitos das mudanças de temperatura, pressão e concentração em um sistema em equilíbrio. Afirma que, se um sistema em equilíbrio sofre uma mudança, o sistema irá deslocar o equilíbrio para tentar compensar a mudança.  Alteração da concentração (apenas com gases ou soluções aquosas): Se você diminuir a concentração ou remover alguma espécie, o sistema passará a produzir mais dessas mesmas espécies. Por outro lado, se você aumentar a concentração ou acrescentar alguma de uma das espécies, o sistema passará a produzir menos do que as espécies. Por exemplo, na equação: H2 + I2 2HI Se remover H2, o sistema passará para a esquerda (a reação inversa é favorecida) para produzir mais H2.  Alterar o volume/pressão (apenas gases): 5.3. Equilíbrio Co(H2O)6 +2 /CoCl4 -2 Este vídeo demonstra o efeito da temperatura sobre o equilíbrio da reação de Co(H2O)6 +2 (aq) + Cl - (aq) CoCl -2 (aq) + 6H2O. O complexo Co(H2O)6 +2 tem coloração rosa, enquanto que o ânion CoCl -2 tem coloração azulada. A reação direta é endotérmica. O experimento mostra que quando se aumenta a temperatura o equilíbrio é deslocado no sentido no sentido de formação do ânion CoCl -2 e, quando se diminui a temperatura o equilíbrio é deslocado no sentido de formação de Co(H2O)6 +2 . A foto acima indica o momento em que a solução é aquecida e forma o ânion CoCl -2 de coloração azulada. 5.4. Uma Aula Sobre Equilíbrio Químico O vídeo apresenta uma aula sobre o conceito de equilíbrio químico com a professora Simone Morgado. O vídeo é bastante útil, oferecendo uma maneira simples de se entender o que ocorre em uma reação reversível. Demonstra o cálculo para a expressão da constante de equilíbrio em termos de concentração (Kc) e, também, para a constante de equilíbrio em termos de pressão parcial (Kp). A professora ainda fornece exemplos e resolve um exercício sobre cálculo da constante de equilíbrio. A foto acima mostra um dos exemplos citados no vídeo, a reação de equilíbrio entre o monóxido de nitrogênio (NO) e o dióxido de carbono (CO2). 5.5. Aula Sobre o Deslocamento de Equilíbrio Neste vídeo o professor Gustavo de Schueler explica os fatores que afetam o deslocamento do equilíbrio. A maneira como o vídeo é apresentado torna o entendimento sobre esses fatores mais simplificado. O que o professor propõe é uma reação genérica: A(g) + 2B(g) 2C(g), com uma variação de entalpia maior do que zero (∆Hº > 0), ou seja, reação endotérmica. O professor explica que quando se adiciona mais espécie B o equilíbrio é deslocado no sentido de formação de espécie C, por outro lado, quando se diminui a espécie C o equilíbrio é deslocado no sentido de formação de espécie C; quando se aumenta a temperatura o equilíbrio é deslocado no sentido endotérmico, por outro lado, quando se diminui a temperatura o equilíbrio é deslocado no sentido exotérmico e; quando se aumenta a pressão o equilíbrio é deslocado no sentido de menor volume, ou seja, sentido direto, por outro lado, quando diminui a pressão o equilíbrio é deslocado no sentido de maior volume, ou seja, sentido inverso. Uma Aula Sobre Equilíbrio Químico. Disponível em < http://www.youtube.com/watch?v=eJvYnIoeLVM&feature=related >. Acesso em 23 Nov. 2010. Aula Sobre o Deslocamento de Equilíbrio. Disponível em < http://g1.globo.com/vestibular-e-educacao/noticia/2010/08/professor-da-aula-sobre-o- deslocamento-do-equilibrio-quimico.html >. Acesso em 23 Nov. 2010. Demais sites analisados: < http://www.educacao.uol.com.br/quimica/equilibrio-quimico.jhtml >. Acesso em 14 Nov. 2010. < http://www.disciplinas.uniararas.br/quimica/conteudos-especificos/farmacia.html >. Acesso em 15 Nov. 2010. < http://www.colegioweb.com.br/quimica/equilibrio-quimico.html >. Acesso em 15 Nov. 2010. < http://www.brasilescola.com/quimica/equilibrio-quimico.html >. Acesso em 17 Nov. 2010. Demais vídeos analisados: < http://www.youtube.com/watch?v=eJvYnIoeLVM >. Acesso em 17 Nov. 2010. < http://www.youtube.com/watch?v=sEmRHMVurMs >. Acesso em 18 Nov. 2010. < http://www.youtube.com/watch?v=zI9R8SfA2-M&feature=related >. Acesso em 16 Nov. 2010. < http://www.youtube.com/watch?v=l82uoVuIPKQ&feature=related >. Acesso em 17 Nov. 2010. < http://www.youtube.com/watch?v=JrEDZMgj-aQ&feature=related >. Acesso em 18 Nov. 2010. < http://www.youtube.com/watch?v=G1TN8gYVLmk&feature=related >. Acesso em 23 Nov. 2010. < http://www.youtube.com/watch?v=kOa83uEW5CU&feature=related >. Acesso em 21 Nov. 2010. < http://www.youtube.com/watch?v=Ldi8uxs6cns&feature=related >. Acesso em 21 Nov. 2010. < http://www.youtube.com/watch?v=4-fEvpVNTlE&feature=fvw >. Acesso em 20 Nov. 2010. < http://www.youtube.com/watch?v=ziZHqoETd9c >. Acesso em 18 Nov. 2010. < http://www.youtube.com/watch?v=F9ydcp7k2Ac >. Acesso em 19 Nov. 2010. < http://www.youtube.com/watch?v=Sd1hx2kl8L0&feature=related >. Acesso em 19 Nov. 2010. < http://www.youtube.com/watch?v=f9aTOSpkUng >. Acesso em 20 Nov. 2010. < http://www.youtube.com/watch?v=rLvXJTWr-yI >. Acesso em 20 Nov. 2010. < http://www.youtube.com/watch?v=-ZUVUlHzuk8 >. Acesso em 21 Nov. 2010. < http://www.youtube.com/watch?v=G8UON02ZMWQ >. Acesso em 19 Nov. 2010. < http://www.youtube.com/watch?v=C5jDmG4nVV8 >. Acesso em 18 Nov. 2010. < http://www.youtube.com/watch?v=LBjRDF4XV8Q >. Acesso em 17 Nov. 2010. < http://www.youtube.com/watch?v=0XQVXFL4uoo&feature=related >. Acesso em 23 Nov. 2010.