Equilíbrio Químico-1

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Química Geral Teórica
Aula 12- Equilíbrio Químico
camila.ribeiro@unb.br
Equilíbrio Químico
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 Pressão de vapor de um líquido é a pressão exercida por seu
vapor quando o líquido e o vapor estão em equilíbrio dinâmico.
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 Pressão de vapor
 Líquidos cuja pressão de vapor
é alta nas temperaturas
comuns são chamados de
voláteis.
 Os sólidos também exercem
pressão de vapor, mas é
normalmente, muito mais baixa
do que a dos líquidos.
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 Pressão de vapor e as forças intermoleculares
 A pressão de vapor é alta quando as moléculas de um líquido
são mantidas por forças intermoleculares fracas.
6,6 kPa538 kPa
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 Pressão de vapor e temperatura
 A pressão de vapor de um
líquido deve aumentar quando a
temperatura aumenta.
 Equação de Clausius-Clapeyron:
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 Pressão de vapor e temperatura
 Equação de Clausius-Clapeyron:
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 Pressão de vapor e temperatura- Exemplo
O tetracloro-metano, CCl4, que agora sabemos ser cancerígeno,
era usado como solvente para lavagem a seco. Ele é um líquido
volátil ainda usado na produção de fluidos refrigerantes. A
entalpia de vaporização do CCl4 é 33,05 kJ·mol
-1 e sua pressão
de vapor em 57,8°C é 405 Torr. Qual é a pressão de vapor do
tetracloro-metano em 25,0°C?
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 Pressão de vapor e temperatura- Exemplo
 Converter as temperaturas para kelvins
 T1 = 57,8 + 273,15 K = 331,0 K
 T2 = 25,0 + 273,15 K = 298,2 K
 Da equação:
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 Pressão de vapor e temperatura- Exemplo
 ln (P2 / P1) = – 1,33 → P2 / P1 = e
-1,33 → P2 = 405 x 0,264
P2 = 107 Torr
 Portanto, a pressão de vapor em 25,0°C, 107 Torr, é menor do
que em 57,8°C (405 Torr).
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 Ebulição
 O ponto de ebulição de um líquido é a temperatura em que a
sua pressão de vapor se iguala à pressão externa agindo
sobre a superfície do líquido.
 O ponto de ebulição de um líquido a 1 atm (760 torr) de
pressão é chamado de ponto de ebulição normal.
 Quanto menor for a pressão de vapor, maior será o ponto de
ebulição. Assim, um ponto de ebulição normal alto é um sinal da
ação de forças intermoleculares fortes.
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 Ebulição
 O etanol é produzido para uso como combustível a partir do milho
e de resíduos agrícolas. Nesse cenário, os engenheiros de uma
usina de etanol precisam conhecer seu ponto de ebulição em
diferentes temperaturas. A pressão de vapor do etanol em 34,9°C
é 13,3 kPa. Estime o ponto de ebulição normal do etanol em 2,00
atm.
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 Ebulição
 Converter temperatura em kelvins e pressão em kPa
T2 = 34,9 + 273,15 K = 308,0 K
P1 = 2,0 atm x (101,325 kPa / 1 atm) = 203 kPa
Rearranjando a equação de Clausius-Clapeyron na forma:
→ → 1/T1 = 1/T2 + (R/ΔH°vap) ln(P2/P1)
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 Ebulição
O ponto de ebulição normal do etanol é 351,5 K (78,4°C), para 2
atm a temperatura de ebulição sobe para 367 K (94 °C).
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 Equilíbrios de fase em sistemas de um componente
 Um líquido solidifica quando a energia das moléculas é tão
baixa que elas não são capazes de afastar-se muito de suas
vizinhas.
 Na temperatura de congelamento, as fases sólido e líquido
estão em equilíbrio dinâmico e varia ligeiramente quando a
pressão é alterada.
 O ponto de congelamento normal, Tf, de um líquido é a
temperatura na qual ele congela, em 1 atm.
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 Equilíbrios de fase em sistemas de um componente
 A fusão é o processo oposto ao congelamento, quando um
sólido se transforma em líquido.
 O ponto normal de fusão de um sólido é igual ao ponto
normal de congelamento do líquido. Ele também é
representado por Tf.
 A maior parte dos sólidos funde em temperaturas mais elevadas
quando sob pressões altas.
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 Equilíbrios de fase em sistemas de um componente
 As ligações hidrogênio da água a tornam anômala: seu ponto
de fusão diminui com o aumento pressão.
Moléculas de água 
separadas em um 
arranjo hexagonal.
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 Equilíbrios de fase em sistemas de um
componente
 Um diagrama de fases é um gráfico
que mostra as fases mais estáveis em
pressões e temperaturas diferentes.
 As linhas que separam as regiões dos
diagramas de fases são chamadas de
limites de fase.
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 Equilíbrios de fase em sistemas de um
componente
Temperatura crítica, Tc, a temperatura
acima da qual o vapor não pode
condensar em líquido, independentemente
da pressão aplicada.
A pressão de vapor que corresponde ao
fim da linha limite das fases é chamada de
pressão crítica, Pc, da substância.
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 Equilíbrios de fase em sistemas de
um componente
 O fluido denso que existe acima da
temperatura e pressão críticas é
chamado de fluido supercrítico.
 Ele pode ser tão denso que, embora
seja formalmente um gás, tem a
densidade de uma fase líquida e pode
agir como solvente de líquidos e sólidos.
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 A pressão de vapor de misturas
 A pressão de vapor de um líquido é proporcional a sua fração
molar. Essa declaração, chamada de lei de Raoult,
normalmente é escrita como:
PA = xAPA*
 Em que PA é a pressão de vapor do líquido A, xA é sua fração
molar e PA* é a pressão de vapor do solvente líquido puro.
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 A pressão de vapor de misturas
 Imagine que você é um engenheiro químico que trabalha em
uma unidade de produção de refrigerantes. Você recebeu a
tarefa de determinar se uma solução específica tem pressão
de vapor muito diferente da pressão de vapor da água pura.
Calcule a pressão de vapor de água, em 20°C, em uma
solução preparada pela dissolução de 10,00 g do não eletrólito
sacarose, C12H22O11, em 100,0 g de água.
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 A pressão de vapor de misturas
 Encontre a quantidade em mols de cada espécie por n=m/M:
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 A pressão de vapor de misturas
 Fração molar da água:
 Pressão de vapor:
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 A pressão de vapor de misturas
 Fração molar da água:
 Pressão de vapor:
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 A pressão de vapor de misturas
 Uma mistura líquida hipotética de dois componentes voláteis
que obedecem à lei de Raoult em todas as concentrações é
chamada de solução ideal.
 As soluções reais não obedecem à lei de Raoult em todas as
concentrações, contudo, quanto menor a concentração de um
componente, abaixo de 0,1 mol L-1 mais a solução real se
aproxima do comportamento ideal.
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 As misturas binárias líquidas
Diagrama de 
temperatura‐composição da 
mistura benzeno‐tolueno, com 
a pressão está fixa em 1 atm. 
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 As misturas binárias líquidas
 Na solução ideal contendo o líquido A e B, cada componente
tem a pressão de vapor dada pela lei de Raoult:
PA = xA(l)PA* PB = xBPB*
 De acordo com a lei de Dalton, a pressão de vapor total, P, é a
soma destas duas pressões parciais:
PA + PB = xA(l)PA* + xB(l)PB*
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 As misturas binárias líquidas
 A composição do vapor da mistura pode ser expressa em
termos da composição do líquido.
 Usando a lei de Raoult temos:
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 As misturas binárias líquidas- Exemplo
 Suponha que você é um engenheiro químico que projeta
instalações para separar hidrocarbonetos obtidos do petróleo
bruto. Você precisa acompanhar a composição das misturas
usadas nas operações, tanto dos vapores como dos líquidos.
Encontre a fração molar do benzeno em 25°C no vapor de
uma solução de benzeno em tolueno no qual um terço das
moléculas do líquido é de benzeno. As pressões de vapor do
benzeno e do tolueno, em 25°C, são 94,6 e 29,1 Torr,
respectivamente.
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 As misturas binárias líquidas- Exemplo
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 As misturas binárias líquidas
 A maior parte dasmisturas de líquidos não é ideal, logo suas
pressões de vapor não seguem a lei de Raoult.
 As misturas binárias em que as forças intermoleculares são mais
fracas na solução do que nos componentes puros tem pressão de
vapor maior do que o predito pela lei de Raoult.
 As soluções em que as forças intermoleculares são mais fortes na
solução do que nos componentes puros tem pressão de vapor
menor do que o previsto pela lei de Raoult
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 A solubilidade
 Quando um sólido iônico se dissolve.
As moléculas de água polares hidratam
os íons (envolvem os íons formando
uma “camada de solvente” bastante
estável) e os retiram do retículo
cristalino.
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 A solubilidade
 Dizemos que uma solução está saturada
quando o solvente dissolve todo o soluto
possível e ainda resta uma parte do soluto, que
não dissolveu.
 A solubilidade molar, s, de uma substância é a
concentração molar de uma solução saturada.
 Em uma solução saturada, o soluto dissolvido e
o soluto não dissolvido estão em equilíbrio
dinâmico.
Soluções de glicose
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 Fatores que afetam a solubilidade- interação soluto solvente
 Para que uma substância dissolva em um solvente líquido, as
atrações soluto-soluto são substituídas por atrações soluto-
solvente, e pode-se esperar dissolução se as novas interações
forem semelhantes às interações originais.
A glicose forma ligações de 
hidrogênio com a água.
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 A solubilidade de um gás em qualquer solvente aumenta com o
aumento da pressão.
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 A pressão e a solubilidade dos gases
 Lei de Henry
s = kHP
A constante de Henry, kH depende do
gás, do solvente e da temperatura.
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 A temperatura e a solubilidade dos
gases
 A maior parte das substâncias dissolve
mais depressa em temperaturas
elevadas do que em temperaturas
baixas.
 Em contraste com solutos sólidos, a
solubilidade de gases na água diminui
com o aumento da temperatura.
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 Propriedades coligativas
 Em uma solução, a
adição de um soluto não
volátil reduz a pressão
de vapor da solução e
aumenta o ponto de
ebulição normal.
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 A variação no ponto de ebulição de uma solução em comparação à do
solvente puro é:
 Ke é a constante molal de elevação do ponto de ebulição para o
solvente.
 O fator de van’t Hoff, i, é o número de partículas formadas em solução
quando um dado soluto é separado por um determinado solvente.
 m é molalidade que é a quantidade de soluto (em mols) de uma
solução dividida pela massa do solvente.
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 Propriedades coligativas
 O ponto de congelamento
da solução é mais baixo
que o do líquido puro.
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 Assim como a elevação do ponto de ebulição, a alteração no
ponto de congelamento ΔTc é diretamente proporcional à
molalidade do soluto, considerando o fator de van’t Hoff, i:
 A constante de proporcionalidade Kc é a constante molal da
redução do ponto de congelamento, análoga à Ke para a
elevação do ponto de ebulição.
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 Exemplo: Anticongelantes automotivos contêm etilenoglicol,
CH2(OH)CH2(OH), um não eletrólito não volátil, em água.
Calcule o ponto de ebulição e o ponto de congelamento de
uma solução 25,0% em massa do etilenoglicol em água.
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 Exemplo: