CONSTANTE DE EQUILÍBRIO
A maneira de descrever a posição de equilíbrio de uma reação química é dar as concentrações
de equilíbrio dos reagentes e produtos.
A expressão da constante de equilíbrio, que é uma constante numérica, relaciona as
concentrações entre reagentes e produtos no equilíbrio numa certa temperatura.
CONSTANTE DE EQUILÍBRIO
H2(g) + I2(g) 2HI(g)
Um grande número de experiências mostra que, no equilíbrio, a razão entre o quadrado da concentração
de HI e o produto das concentrações de H2 e I2.
[HI]2
[H2] [I2]
CONCENTRAÇÕES INICIAIS E NO EQUILÍBRIO (moles/L)
0,02760,00370,0037Concentração no equilíbrio
+0,0276-0,0138-0,0138Variação de concentração no avanço da reação para o equilíbrio
00,01750,0175Concentração inicial
2HI(g)I2(g)H2(g) +Equação
Substituindo esses valores das concentrações no equilíbrio na expressão mencionada anteriormente:
[HI]2
[H2] [I2]=
(0,0276)2
(0,0037) (0,0037)= 56
CONSTANTE DE EQUILÍBRIO
Dada a equação simbólica:
Constante de equilíbrio = K =[C]c [D]d
[A]a [B]b
Concentração dos produtos
Concentração dos reagentes
a A + b B c C + d D
As concentrações de reagentes e produtos no equilíbrio são sempre relacionadas pela
EXPRESSÃO DA CONSTANTE DE EQUILÍBRIO
O SIGNIFICADO DA CONSTANTE DE EQUILÍBRIO
O valor da constante de equilíbrio mostra se a reação é favorável aos produtos ou aos reagentes.
Pode ser usado para calcular a quantidade de produto presente no equilíbrio.
O SIGNIFICADO DA CONSTANTE DE EQUILÍBRIO
K >>1: A reação é favorável aos produtos; as concentrações dos produtos no equilíbrio são maiores do que as concentrações dos
reagentes no equilíbrio.
K <<1: A reação é favorável aos reagentes; as concentrações dos reagentes
no equilíbrio são maiores do que as concentrações dos produtos no equilíbrio.
Reações que Envolvem Sólidos e Água
1/8 S8(s) + O2(g) SO2(g)
[SO2]
[S8]1/8 [O2]K’ =
Como o enxofre é um sólido molecular, e como a concentração das moléculas
[SO2]
[O2]K =
EXERCÍCIO:
Escreva as expressões da constante de equilíbrio para cada reação seguinte:
a) PCl5(g) PCl3(g) + Cl2(g)
b) Cu(OH)2(s) Cu2+(aq) + 2OH-
(aq)
c) Cu(NH3)42+
(aq) Cu2+(aq) + 4NH3(aq)
d) CH3COOH (aq)+ H2O(l) CH3COO-(aq)+ H3O+(aq)
EXERCÍCIO:A mistura de nitrogênio, hidrogênio e amônia pode reagir até o equilíbrio. Quando se escreve a equação com os coeficientes inteiros, como vem a seguir, o valor de Kc é 3,5 x 108, a 25 oC.
N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g) K1=3,5x108
½ N2(g) + 3/2 H2(g) NH3(g) K2=?2NH3(g) N2(g) + 3H2(g) K3=?
Qual o valor de K2, a constante de equilíbrio da Equação 2? Qual o valor de K3, a constante de equilíbrio da reação inversa da primeira equação, isto é, da decomposição da amônia?
QUOCIENTE REACIONAL
Butano Isobutano
[Isobutano]
[Butano]Kc = = 2,5 a 298 K
Se a concentração de um dos componentes for conhecida, somente um certo valor da concentração do outro composto obedecerá à expressão da constante de equilíbrio.
QUOCIENTE REACIONAL
Qualquer ponto do plano da figura, sobre a reta de equilíbrio ou fora desta, define uma razão [isobutano]/[butano].
Essa razão recebe o nome de:
QUOCIENTE REACIONAL, Q
E é igual a constante de equilíbrio Kc quando a reação está em equilíbrio.
QUOCIENTE REACIONAL
[Isobutano]
[Butano]Qc = =
4,03,0
= 1,3
O ponto representativo destas condições está na região inferior da figura.
As concentrações não são concentrações de equilíbrio, pois Qc < Kc.
Haverá transformação do butano em isobutano para o equilíbrio para o equilíbrio ser atingido.
QUOCIENTE REACIONAL
Dada qualquer reação:
a A + b B c C + d D
O quociente reacional, Q, se define pela equação
Quociente reacional = Q =[C]c [D]d
[A]a [B]b
QUOCIENTE REACIONAL
A expressão de Q é formalmente igual à constante de equilíbrio, mas Q é diferente
de K, pois as concentrações que estão envolvidas não são necessariamente as
concentrações de equilíbrio.
Se Q < K, o sistema não está em equilíbrio e parte dos reagentes são convertidos em produtos.
QUOCIENTE REACIONAL
Se Q > K, o sistema não está em equilíbrio e parte dos produtos é convertida em reagentes.
Se Q = K, o sistema está em equilíbrio.
EXERCÍCIOS
As moléculas dos gás castanho-avermelhado, dióxido de nitrogênio, NO2, combinam-se para formar o gás incolor tetróxido de dinitrogênio, N2O4. Para este sistema, Kc = 170 a 298 K
2 NO2(g) N2O4(g)
Suponhamos que a concentração do NO2 seja 0,015 M e a do N2O4 seja 0,025 M. O quociente reacional Qc é maior ou menor do que Kc? Ou é igual? Se o sistema não estiver em equilíbrio, em que direção a reação avançará para atingi-lo?
CÁLCULO DA CONSTATE DE EQUILÍBRIO
Exemplo 1:
Uma mistura de SO2, O2 e SO3 atinge o equilíbrio a 852 K. As concentrações, neste equilíbrio, são [SO2] = 3,61 x 10-3 mol / L, [O2] = 6,11 x 10-4 mol/L e [SO3]= 1,01 x 10-2 mol/L. Calcular a constante de equilíbrio Kc da reação.
2 SO2(g) + O2(g) 2SO3(g)
Exemplo 2:
Num balão de 1,00 L colocam-se, a 1000 K, 1,00 mol de SO2 e 1,00 mol de O2. Quando o equilíbrio é atingido, o frasco contém 0,925 mol de SO3. Calcular Kc, a 1000 K, para esta reação.
2 SO2(g) + O2(g) 2SO3(g)
CÁLCULOS COM A CONSTATE DE EQUILÍBRIO
Exemplo 1:
A constante de equilíbrio Kc da reação
H2(g) + I2(g) 2HI(g)
É igual a 55,64 a 425 oC. Se 1,00 mol de H2 e 1,00 mol de I2 forem colocados num balão de 0,500 L a 425 oC, quais as concentrações de H2, I2 e HI no equilíbrio?
CÁLCULOS COM A CONSTATE DE EQUILÍBRIO
Exemplo 2:
A reação
N2(g) + O2(g) 2NO(g)
Contribui para a poluição da atmosfera, sempre que se queimam um combustível em presença de ar, a temperatura elevada, como em um motor a gasolina. A 1.500 K, Kc = 1,0 x 10-5. Uma amostra de ar é aquecida a 1.500 K, num recipiente fechado. Antes da reação, [N2] = 0,80 mol/L e [O2] = 0,20 mol /L. Calcule a concentração de NO no equilíbrio.
PERTURBAÇÃO DE UM EQUILÍBRIO QUÍMICO:
Há três maneiras comuns de perturbar o equilíbrio de um sistema reacional:
1) Alteração da temperatura.
2) Alteração da concentração de reagente ou de produto.
3) Alteração do volume.
EFEITO DA MODIFICAÇÃO DA TEMPERATURA SOBRE O EQUILÍBRIO
É possível fazer uma previsão qualitativa sobre o efeito da modificação da temperatura sobre o equilíbrio de uma reação química desde que se saiba se a
reação é exotérmica ou endotérmica.
N2(g) + O2(g) 2NO(g) ∆Hor = +180,5 kJ
2300 K1,7 x 10-3
900 K6,7 x 10-10
298 K4,5 x 10-31
TemperaturaConstante de Equilíbrio, Kc
As constantes de equilíbrio mostram que a concentração de NO aumenta e as concentrações de N2 e de O2 diminuem, no equilíbrio, quando a temperatura se eleva.
A variação de entalpia dessa reação é +180,5 kJ e podemos considerar o calor como um “reagente”.
O princípio de Le Chatelier nos diz que a injeção de energia (na forma térmica) provoca o deslocamento do equilíbrio no sentido de contrabalançar a injeção feita.
A maneira de contrabalançar o excesso de energia é consumir parte do calor injetado através da reação entre o N2 e o O2 para dar maior quantidade de NO.
A elevação da temperatura deve, então, ser acompanhada pelo aumento da produção de NO e do consumo de N2 e de O2. Como esses efeitos aumentam o numerador da expressão de K e diminuem o denominador, o valor de K deve aumentar.
2 NO2(g) N2O4(g) ∆Hor = -57,2 kJ
298 K170
273 K1300
TemperaturaConstante de Equilíbrio, Kc
Neste caso, a reação é exotérmica, e podemos imaginar que o calor seja um “produto” da reação.
Quando se abaixa a temperatura do sistema reacional, há a remoção de calor.
Conforme o princípio de Le Chatelier, esta remoção de calor será contrabalançada se o sistema desprender mais calor pela combinação do NO2, formando maior quantidade de N2O4.
Então, a concentração do NO2 diminui, a do N2O4 aumenta e o valor de K fica maior quando a temperatura fica mais baixa.
ELEVAÇÃO DA TEMPERATURA
Provoca o deslocamento do equilíbrio no sentido que há absorção de energia térmica.
DIMINUIÇÃO DA TEMPERATURA
Provoca o deslocamento do equilíbrio no sentido que leva ao desprendimento de
energia térmica.
EFEITO DA ADIÇÃO OU REMOÇÃO DE UM REAGENTE OU DE UM PRODUTO
Se a concentração de um reagente ou produto for alterada em relação ao seu valor no equilíbrio, a uma temperatura constante, o
sistema altera o equilíbrio para uma nova posição em o quociente reacional continua a
ser igual a K.
Exemplo:
Vamos trabalhar algebricamente o problema da perturbação do equilíbrio entre o butano e o isobutano. Imaginemos que há equilíbrio num balão de 1,00 L no qual [butano] = 0,500 mol/L e [isobutano] = 1,25 mol/L. Adiciona-se então, 1,50 mol/L de butano. Quais as novas concentrações do butano e de isobutano em equilíbrio?
EFEITO DA MODIFICAÇÃO DE VOLUME SOBRE O EQUILÍBRIO EM FASE
GASOSA
2 NO2(g) N2O4(g)
Gás castanho-avermelhado
Gás incolor
[N2O4]
[NO2]2Kc = = 170 a 298 K
O que acontece a este equilíbrio se o volume do vaso que contém os gases for bruscamente reduzido à metade?
A concentração do gás aumenta quando o volume disponível diminui.
Há a duplicação do volume dos dois gases.
Isto significa que o sistema não está mais em equilíbrio.
No equilíbrio [N2O4] é 0,0280 mol/L e [NO2] é 0,0128 mol/L.
Quando dobrar: [N2O4] é 0,0560 mol/L e [NO2] é 0,0256 mol/L.
O quociente reacional nestas circunstâncias passa a ser 85,5, um valor muito menor do que K.
Como Q é menor do que K, a quantidade de produto deve aumentar, á custa do reagente, e o equilíbrio se desloca favoravelmente no sentido da formação do N2O4.
2 NO2(g) N2O4(g)
Diminui o volume do vaso
O equilíbrio desloca-se para a direita
Em qualquer reação que envolva gases:
A redução do volume (aumento da pressão) é contrabalançada pelo deslocamento do equilíbrio para o lado da reação que tiver o menor número de moléculas de gases.
Se o volume se expandir (a pressão diminui), o deslocamento será oposto: o equilíbrio se desloca para o lado da reação com maior número de moléculas de gases.