{"id":31078,"date":"2016-05-19T17:39:42","date_gmt":"2016-05-19T17:39:42","guid":{"rendered":"http:\/\/cms.portalsaofrancisco.com.br\/?p=31078"},"modified":"2016-05-19T17:55:41","modified_gmt":"2016-05-19T17:55:41","slug":"equilibrio-quimico","status":"publish","type":"post","link":"https:\/\/lab.fabricadelandings.com.br\/portalsaofrancisconovo\/ciencias-da-natureza\/quimica\/equilibrio-quimico","title":{"rendered":"Equil\u00edbrio Qu\u00edmico"},"content":{"rendered":"

Equil\u00edbrio Qu\u00edmico – O que \u00e9<\/h4>\n

\"Equil\u00edbrio
\n Equil\u00edbrio Qu\u00edmico<\/strong><\/p>\n

Equil\u00edbrio Qu\u00edmico <\/strong>seria equalizar o n\u00famero de \u00e1tomos de elementos de ambos os lados da equa\u00e7\u00e3o qu\u00edmica atrav\u00e9s da multiplica\u00e7\u00e3o pelo mesmo n\u00famero adequado de ambos os lados de modo que nenhuma altera\u00e7\u00e3o nos valores reais<\/p>\n

Equil\u00edbrio Qu\u00edmico<\/strong> \u00e9 um equil\u00edbrio que \u00e9 utilizado para a pesagem de pesos de compostos qu\u00edmicos normalmente para solu\u00e7\u00e3o de titula\u00e7\u00e3o.<\/p>\n

Uma rea\u00e7\u00e3o atinge o equil\u00edbrio (ou seja, p\u00e1ra) quando a velocidade da rea\u00e7\u00e3o direta e da inversa se igualam. Toda rea\u00e7\u00e3o revers\u00edvel chega a um equil\u00edbrio, ou seja, uma rea\u00e7\u00e3o revers\u00edvel nunca ser\u00e1 completa.<\/p>\n

Equil\u00edbrio Qu\u00edmico – Defini\u00e7\u00e3o<\/h4>\n

Uma equa\u00e7\u00e3o de uma rea\u00e7\u00e3o qu\u00edmica em que o n\u00famero de \u00e1tomos de cada elemento na rea\u00e7\u00e3o e a carga total s\u00e3o as mesmas para ambos os reagentes e os produtos. <\/p>\n

Em outras palavras, a massa e a carga s\u00e3o equilibradas em ambos os lados da rea\u00e7\u00e3o.<\/p>\n

Equil\u00edbrio qu\u00edmico<\/strong> \u00e9 um “fen\u00f4meno” muito comum, que sempre ocorre nas mais diversas situa\u00e7\u00f5es. Por isso seu estudo \u00e9 importante compreens\u00e3o de muitas coisas que acontecem. <\/p>\n

A partir do momento em que o homem descobriu o equil\u00edbrio qu\u00edmico e conseguiu entend\u00ea-lo, muitos fen\u00f4menos puderam ser explicados e, em alguns casos, at\u00e9 controlados para beneficiar a sociedade humana. <\/p>\n

Equil\u00edbrio Qu\u00edmico – Equa\u00e7\u00e3o<\/h4>\n

\"Equil\u00edbrio
\n Equil\u00edbrio Qu\u00edmico <\/strong><\/p>\n

Uma equa\u00e7\u00e3o qu\u00edmica mostra as f\u00f3rmulas qu\u00edmicas de subst\u00e2ncias que s\u00e3o subst\u00e2ncias que reagem e os que s\u00e3o produzidos. O n\u00famero de \u00e1tomos de reagentes e os produtos t\u00eam de ser equilibradas.<\/p>\n

Balanceamento de equa\u00e7\u00f5es qu\u00edmicas<\/strong><\/p>\n

\"Equil\u00edbrio
\n Equil\u00edbrio Qu\u00edmico<\/strong><\/p>\n

Vamos dar uma olhada na imagem acima (Balan\u00e7a). N\u00f3s podemos ver que \u00e9 desequilibrada, com o lado direito (vermelho), com peso superior lateral (azul) do lado esquerdo.<\/p>\n

Para que os dois lados para ser equilibrado, \u00e9 preciso colocar um pouco mais de massa no lado esquerdo at\u00e9 que eles s\u00e3o a mesma massa.<\/p>\n

Assim como queremos que a escala a ser equilibrado em ambos os lados, uma equa\u00e7\u00e3o qu\u00edmica tamb\u00e9m deve ser equilibrado em ambos os lados. Uma equa\u00e7\u00e3o qu\u00edmica nos mostra as subst\u00e2ncias envolvidas numa rea\u00e7\u00e3o qu\u00edmica – As subst\u00e2ncias que reagem (reagentes) e as subst\u00e2ncias que s\u00e3o produzidas (produtos). <\/p>\n

Em geral, uma equa\u00e7\u00e3o qu\u00edmica parecida com esta:<\/strong><\/p>\n

\n

De acordo com a lei da conserva\u00e7\u00e3o da massa, quando ocorre uma rea\u00e7\u00e3o qu\u00edmica, a massa dos produtos deve ser igual \u00e0 massa dos reagentes. Por isso, a quantidade dos \u00e1tomos em cada elemento n\u00e3o faz<\/p>\n<\/blockquote>\n

Reagentes \"Equil\u00edbrio Produtos<\/strong><\/p>\n

mudam na rea\u00e7\u00e3o qu\u00edmica. Como resultado, a equa\u00e7\u00e3o qu\u00edmica que mostra que a rea\u00e7\u00e3o qu\u00edmica tem de ser equilibrada. Uma equa\u00e7\u00e3o qu\u00edmica equilibrada ocorre quando o n\u00famero dos \u00e1tomos envolvidos no lado de reagentes \u00e9 igual ao n\u00famero de \u00e1tomos no lado dos produtos.<\/p>\n

Vamos dar uma olhada em uma equa\u00e7\u00e3o que representa uma rea\u00e7\u00e3o qu\u00edmica:<\/strong><\/p>\n

N2 + H2\"Equil\u00edbrio NH3
\n Produtos \u00a0\u00a0\u00a0\u00a0\u00a0\u00a0\u00a0\u00a0\u00a0\u00a0\u00a0Reagentes<\/strong><\/p>\n

Nesta rea\u00e7\u00e3o qu\u00edmica, azoto (N2) reage com hidrog\u00eanio (H) para a produ\u00e7\u00e3o de amon\u00edaco (NH3) .Os reagentes s\u00e3o azoto e hidrog\u00eanio, e o produto \u00e9 amon\u00edaco. Se olharmos para esta equa\u00e7\u00e3o, podemos ver que a equa\u00e7\u00e3o n\u00e3o \u00e9 equilibrada.<\/p>\n

N2 \u00a0\u00a0\u00a0+ \u00a0\u00a0\u00a0H2\"Equil\u00edbrio NH3
\n N = 2\u00a0\u00a0\u00a0\u00a0\u00a0H = 2 \u00a0\u00a0\u00a0\u00a0\u00a0\u00a0\u00a0N = 1; H = 3;<\/strong><\/p>\n

A equa\u00e7\u00e3o n\u00e3o \u00e9 balanceada porque do lado dos reagentes, existem 2 \u00e1tomos de azoto (N) e 2 \u00e1tomos de hidrog\u00eanio (H) \u00e1tomos. No lado do produto, existem 1 de azoto (N) e 3 \u00e1tomos de hidrog\u00eanio \u00e1tomos (H). O n\u00famero dos \u00e1tomos n\u00e3o \u00e9 equilibrado em ambos os lados.<\/p>\n

Para equilibrar a equa\u00e7\u00e3o qu\u00edmica acima, precisamos fazer uso de coeficientes. Um coeficiente \u00e9 um n\u00famero que se coloque na frente de uma f\u00f3rmula qu\u00edmica. Na equa\u00e7\u00e3o qu\u00edmica, para tornar o n\u00famero de azoto (N) \u00e1tomos iguais em ambos os lados, em primeiro lugar, coloca-se um coeficiente de 2 em frente de NH3.<\/p>\n

N2 \u00a0\u00a0\u00a0+ \u00a0\u00a0\u00a0H2\"Equil\u00edbrio 2 NH3
\n N = 2\u00a0\u00a0\u00a0\u00a0\u00a0H = 2 \u00a0\u00a0\u00a0\u00a0\u00a0\u00a0\u00a0N = 2; H = 6;<\/strong> <\/p>\n

Uma vez que fazemos isso, o n\u00famero de nitrog\u00eanio (N) \u00e1tomos em ambos os lados \u00e9 equilibrado. No entanto, o n\u00famero de hidrog\u00eanio (H) \u00e1tomos n\u00e3o \u00e9 equilibrado em ambos os lados. Precisamos fazer uso de outro coeficiente na frente de H2. Desta vez, vamos colocar um coeficiente de 3 em frente de H2 para equilibrar a equa\u00e7\u00e3o qu\u00edmica.<\/p>\n

N2 \u00a0\u00a0\u00a0+ \u00a0\u00a0\u00a03 H2\"Equil\u00edbrio 2 NH3
\n N = 2\u00a0\u00a0\u00a0\u00a0\u00a0H = 6\u00a0\u00a0\u00a0\u00a0\u00a0\u00a0\u00a0N = 2; H = 6;<\/strong> <\/p>\n

A equa\u00e7\u00e3o acima \u00e9 agora equilibrada. Existem 2 \u00e1tomos de azoto (N) \u00e1tomos e 6 \u00e1tomos de hidrog\u00eanio (H) em ambos os lados dos reagentes e produtos. Uma vez que n\u00e3o h\u00e1 nenhum coeficiente de frente de N2, que significa o coeficiente \u00e9 igual a 1.<\/p>\n

Passos para equilibrar uma equa\u00e7\u00e3o<\/strong><\/p>\n

Pr\u00e1tica sempre leva \u00e0 perfei\u00e7\u00e3o. <\/p>\n

Em geral, para equilibrar uma equa\u00e7\u00e3o, aqui est\u00e3o as coisas que precisamos fazer:<\/strong><\/p>\n

\n

Contagem dos \u00e1tomos de cada elemento nos reagentes e os produtos.
\n Os coeficientes utilizados; coloc\u00e1-los na frente dos compostos, conforme necess\u00e1rio.<\/p>\n<\/blockquote>\n

Os passos s\u00e3o simples, mas \u00e9 um processo de tentativa e erro. Vamos dar uma olhada em mais alguns exemplos de equa\u00e7\u00f5es e t\u00e9cnicas que podem ser utilizadas para equilibrar cada um.<\/p>\n

Equil\u00edbrio Qu\u00edmico – Qu\u00edmica<\/h4>\n

Como equilibrar as rea\u00e7\u00f5es qu\u00edmicas no Equa\u00e7\u00f5es<\/strong><\/p>\n

\"Equil\u00edbrio
\n Equil\u00edbrio Qu\u00edmico <\/strong><\/p>\n

Quando voc\u00ea escreve uma equa\u00e7\u00e3o para uma rea\u00e7\u00e3o qu\u00edmica, os dois lados da equa\u00e7\u00e3o deve equilibrar – \u00e9 necess\u00e1rio o mesmo n\u00famero de cada tipo de elemento em ambos os lados. Se voc\u00ea realizar uma rea\u00e7\u00e3o qu\u00edmica e cuidadosamente resumir as massas de todos os reagentes, e depois comparar a soma com a soma das massas de todos os produtos, voc\u00ea ver\u00e1 que eles s\u00e3o o mesmo.<\/p>\n

A lei em qu\u00edmica, a Lei da Conserva\u00e7\u00e3o da Massa, estados, “Em uma rea\u00e7\u00e3o qu\u00edmica ordin\u00e1ria, a mat\u00e9ria \u00e9 criada nem destru\u00edda.” Isso significa que voc\u00ea n\u00e3o ganhou nem perdeu nenhum \u00e1tomos durante a rea\u00e7\u00e3o. Eles podem ser combinados de forma diferente, mas eles ainda est\u00e3o l\u00e1<\/p>\n

Uma equa\u00e7\u00e3o qu\u00edmica representa a rea\u00e7\u00e3o. Essa equa\u00e7\u00e3o qu\u00edmica \u00e9 utilizada para calcular a quantidade de cada elemento \u00e9 necess\u00e1ria e a quantidade de cada elemento vai ser produzido.<\/p>\n

Uma rea\u00e7\u00e3o qu\u00edmica \u00e9 chamado o processo de Haber, um m\u00e9todo para a prepara\u00e7\u00e3o de amon\u00edaco por rea\u00e7\u00e3o de g\u00e1s de azoto com hidrog\u00eanio gasoso:<\/strong><\/p>\n

N2 (g) + H2 (g)\"Equil\u00edbrio NH3 (g)<\/strong><\/p>\n

Esta equa\u00e7\u00e3o mostra o que acontece na rea\u00e7\u00e3o, mas n\u00e3o mostrar o quanto de cada elemento que voc\u00ea precisa para produzir a am\u00f4nia. Para descobrir o quanto de cada elemento que voc\u00ea precisa, voc\u00ea tem que equilibrar a equa\u00e7\u00e3o – certifique-se que o n\u00famero de \u00e1tomos no lado esquerdo da equa\u00e7\u00e3o \u00e9 igual ao n\u00famero de \u00e1tomos \u00e0 direita.<\/p>\n

Voc\u00ea sabe que os reagentes e do produto para esta rea\u00e7\u00e3o, e voc\u00ea n\u00e3o pode mud\u00e1-los. Voc\u00ea n\u00e3o pode mudar os compostos, e voc\u00ea n\u00e3o pode mudar os subscritos, porque isso iria mudam os compostos.<\/p>\n

Assim, a \u00fanica coisa que voc\u00ea pode fazer para equilibrar a equa\u00e7\u00e3o \u00e9 adicionar coeficientes, n\u00fameros inteiros na frente dos compostos ou elementos da equa\u00e7\u00e3o. <\/p>\n

Coeficientes dizer quantos \u00e1tomos ou mol\u00e9culas que voc\u00ea tem.<\/p>\n

Por exemplo, se voc\u00ea escrever o seguinte, isso significa que voc\u00ea tem duas mol\u00e9culas de \u00e1gua:<\/strong><\/p>\n

2 H20 <\/strong><\/p>\n

Cada mol\u00e9cula de \u00e1gua \u00e9 constitu\u00eddo por dois \u00e1tomos de hidrog\u00eanio e um \u00e1tomo de oxig\u00eanio. Assim, com duas mol\u00e9culas de \u00e1gua (representado acima), voc\u00ea tem um total de 4 \u00e1tomos de hidrog\u00eanio e 2 \u00e1tomos de oxig\u00eanio.<\/p>\n

\u00c9 poss\u00edvel equilibrar equa\u00e7\u00f5es usando um m\u00e9todo chamado de equil\u00edbrio por inspe\u00e7\u00e3o. \u00c9 tomar cada \u00e1tomo de cada vez e equilibr\u00e1-lo por adi\u00e7\u00e3o de coeficientes apropriados para um lado ou para o outro.<\/p>\n

Com isso em mente, ter um outro olhar para a equa\u00e7\u00e3o para a prepara\u00e7\u00e3o de am\u00f4nia:<\/strong><\/p>\n

N2 (g) + H2 (g)\"Equil\u00edbrio NH3 (g)<\/strong><\/p>\n

Na maioria dos casos, \u00e9 uma boa id\u00e9ia de esperar at\u00e9 o fim de equilibrar \u00e1tomos de hidrog\u00eanio e \u00e1tomos de oxig\u00eanio; balanceada aos outros \u00e1tomos primeiro.<\/p>\n

Assim, neste exemplo, \u00e9 preciso equilibrar os \u00e1tomos de nitrog\u00eanio em primeiro lugar. Voc\u00ea tem 2 \u00e1tomos de nitrog\u00eanio sobre o lado esquerdo do (lado reagente) a seta e apenas 1 \u00e1tomo de nitrog\u00eanio (lado do produto) no lado direito. A fim de equilibrar os \u00e1tomos de azoto, usar um coeficiente de 2 em frente da am\u00f4nia \u00e0 direita.<\/p>\n

N2 (g) + H2 (g)\"Equil\u00edbrio 2 NH3 (g)<\/strong><\/p>\n

Agora voc\u00ea tem 2 \u00e1tomos de nitrog\u00eanio na esquerda e 2 \u00e1tomos de nitrog\u00eanio \u00e0 direita.<\/p>\n

Em seguida, enfrentar os \u00e1tomos de hidrog\u00eanio. Tem 2 \u00e1tomos de hidrog\u00eanio no lado esquerdo e 6 \u00e1tomos de hidrog\u00eanio sobre o direito.<\/p>\n

Ent\u00e3o coloque a 3 na frente dos \u00e1tomos de hidrog\u00eanio na esquerda, dando-lhe:<\/strong><\/p>\n

N2 (g) + 3 H2 (g)\"Equil\u00edbrio 2 NH3 (g)<\/strong><\/p>\n

Isso deve faz\u00ea-lo. <\/p>\n

Fa\u00e7a uma verifica\u00e7\u00e3o para ter certeza:<\/strong> Voc\u00ea tem 2 \u00e1tomos de nitrog\u00eanio na esquerda e 2 \u00e1tomos de nitrog\u00eanio \u00e0 direita. Tem 6 \u00e1tomos de hidrog\u00eanio no lado esquerdo e 6 \u00e1tomos de hidrog\u00eanio sobre o direito.<\/p>\n

A equa\u00e7\u00e3o \u00e9 equilibrada. <\/p>\n

Voc\u00ea pode ler a equa\u00e7\u00e3o da seguinte forma:<\/strong> 1 mol\u00e9cula de nitrog\u00eanio reage com 3 mol\u00e9culas de hidrog\u00eanio para produzir 2 mol\u00e9culas de am\u00f4nia.<\/p>\n

Esta equa\u00e7\u00e3o teria tamb\u00e9m balanceada com coeficientes de 2, 6 e 4, em vez de 1, 3 e 2. De fato, qualquer m\u00faltiplo de 1, 3, e 2 teria balanceada a equa\u00e7\u00e3o, mas os qu\u00edmicos t\u00eam acordado para mostrar sempre o r\u00e1cio mais baixo-n\u00famero inteiro.<\/p>\n

Equil\u00edbrio Qu\u00edmico – Equil\u00edbrio<\/h4>\n

\"Equil\u00edbrio<\/p>\n

Quando ocorre uma rea\u00e7\u00e3o qu\u00edmica e sua direta (A + B ——> C + D) e sua inversa (C + D ——> A + B) ocorrem simultaneamente, chamamos esta rea\u00e7\u00e3o de uma rea\u00e7\u00e3o revers\u00edvel. <\/p>\n

Numa rea\u00e7\u00e3o sem reversibilidade representamos com uma seta; j\u00e1 numa rea\u00e7\u00e3o revers\u00edvel, representamos com uma dupla seta.<\/p>\n

O equil\u00edbrio \u00e9 atingido quando a velocidade da rea\u00e7\u00e3o direta se iguala a velocidade da rea\u00e7\u00e3o inversa. A principal caracter\u00edstica a ser observada num equil\u00edbrio, \u00e9 que esse esquil\u00edbrio \u00e9 din\u00e2mico, isto \u00e9, a rea\u00e7\u00e3o continua a ocorrer, s\u00f3 que com velocidade direta e inversa equivalente.<\/p>\n

A\u00c7\u00c3O DO CATALISADOR SOBRE O EQUIL\u00cdBRIO:<\/strong><\/p>\n

Sabemos que o catalisador diminui a energia de ativa\u00e7\u00e3o, facilitando a ocorr\u00eancia da rea\u00e7\u00e3o, aumentando a velocidade da mesma.<\/p>\n

Com isso, podemos concluir que o catalisador permite que o equil\u00edbrio seja atingido num tempo menor.<\/p>\n

CONSTANTE DE EQUIL\u00cdBRIO:<\/strong><\/p>\n

Em fun\u00e7\u00e3o da concentra\u00e7\u00e3o: <\/strong>(Kc)<\/p>\n

a A + b B<\/strong> c C + d D<\/strong><\/p>\n

Kc = [C]<\/strong>c<\/strong> \u00b4 [D]<\/strong>d<\/strong> \u00b8 [A]<\/strong>a <\/strong>\u00b4 [B]<\/strong>b<\/strong><\/p>\n

Kc = constante de equil\u00edbrio; [ ] = concentra\u00e7\u00e3o em mol\/L.<\/p>\n

Esta equa\u00e7\u00e3o s\u00f3 pose ser utilizada quando a rea\u00e7\u00e3o atingir o equil\u00edbrio.<\/p>\n

Em fun\u00e7\u00e3o da press\u00e3o parcial:<\/strong> (Kp)<\/p>\n

a A + b B c C + d D<\/strong><\/p>\n

Kp = P<\/strong>C<\/strong>c<\/strong> \u00b4 P<\/strong>D<\/strong>d<\/strong> \u00b8 P<\/strong>A<\/strong>a <\/strong>\u00b4 P<\/strong>B<\/strong>b<\/strong><\/p>\n

p = constante de equil\u00edbrio; P = press\u00e3o parcial<\/strong><\/p>\n

DESLOCAMENTO DO EQUIL\u00cdBRIO:<\/strong><\/p>\n

Altera\u00e7\u00e3o na concentra\u00e7\u00e3o:<\/strong><\/p>\n

\n

Se aumentarmos a concentra\u00e7\u00e3o dos reagentes, o equil\u00edbrio se deslocar\u00e1 para a direita, \u00edsto \u00e9, no sentido dos produtos.
\n Se aumentarmos a concentra\u00e7\u00e3o dos produtos, o equil\u00edbrio se deslocar\u00e1 para a esquerda, \u00edsto \u00e9, no sentido dos reagentes.
\n Se diminuirmos a concentra\u00e7\u00e3o dos reagentes, o equil\u00edbrio se deslocar\u00e1 para a esquerda, \u00edsto \u00e9, no sentido dos reagentes.
\n Se diminuirmos a concentra\u00e7\u00e3o dos produtos, o equil\u00edbrio se deslocar\u00e1 para a direita, \u00edsto \u00e9, no sentido dos produtos.<\/p>\n<\/blockquote>\n

Altera\u00e7\u00e3o na press\u00e3o:<\/strong><\/p>\n

Com o aumento da press\u00e3o ocorrer\u00e1 uma diminui\u00e7\u00e3o do volume, logo o deslocamento acontecer\u00e1 no sentido em que houver redu\u00e7\u00e3o da quantidade de mols.<\/p>\n

2 H<\/strong>2<\/strong> + 1 O<\/strong>2<\/strong> 2 H<\/strong>2<\/strong>O<\/strong><\/p>\n

Reagentes:<\/strong> 2 mols + 1 mol = 3 mols.<\/p>\n

Produtos: <\/strong>2 mols.<\/p>\n

Nesta rea\u00e7\u00e3o, como o produto possui menor quantidade de mols que os reagentes, o deslocamento ocorrer\u00e1 para a direita, no sentido dos produtos.<\/p>\n

Se diminuirmos a press\u00e3o, ocorrer\u00e1 um aumento do volume, logo o deslocamento acontecer\u00e1 no sentido em que houver um aumento do n\u00famero de mols; na equa\u00e7\u00e3o supracitada, se aumentarmos o volume o deslocamento ser\u00e1 para a esquerda.<\/p>\n

Altera\u00e7\u00e3o na temperatura:<\/strong><\/p>\n

O aumento da temperatura favorece a rea\u00e7\u00e3o endot\u00e9rmica. A diminui\u00e7\u00e3o da temperatura favorece a rea\u00e7\u00e3o exot\u00e9rmica.<\/p>\n

CO<\/strong>(g)<\/strong> + NO<\/strong>2(g)<\/strong> CO<\/strong>2(g)<\/strong> + NO<\/strong>(g)<\/strong><\/p>\n

DH= – 56 Kcal.<\/strong><\/p>\n

Como o DH \u00e9 negativo, a rea\u00e7\u00e3o \u00e9 exot\u00e9rmica. Este DH indica a varia\u00e7\u00e3o de entalpia da rea\u00e7\u00e3o direta, logo a rea\u00e7\u00e3o inversa \u00e9 endot\u00e9rmica. Aumentando a temperatura vai favorecer a rea\u00e7\u00e3o endot\u00e9rmica (inversa), diminuindo a temperatura vai favorecer a rea\u00e7\u00e3o exot\u00e9rmica (direta).<\/p>\n

Obs.:<\/strong> A interpreta\u00e7\u00e3o supracitada refere-se a rea\u00e7\u00e3o acima.<\/p>\n

Fonte: dicasdequimica.vilabol.uol.com.br\/study.com\/www.dummies.com<\/p>\n","protected":false},"excerpt":{"rendered":"

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