Prof. João Pedro

1 - CARACTERÍSTICAS DO EQUILÍBRIO

Em sistemas fechados (onde não há troca de matéria) verifica-se que as reações químicas se tornam reversíveis ( )em maior ou menor grau, ou seja, no sentido direto da reação, os reagentes dão origem aos produtos e, no sentido inverso, os produtos reagem entre si, reconstituindo os reagentes.

Ex. aA + bB ↔ cC + dD

Ilustração de uma reação reversível do início até o estabelecimento do equilíbrio

Reação predominante: no equilíbrio as concentrações

de reagentes e produtos podem ser iguais ou

diferentes

2 – CONSTANTES DE EQUILÍBRIO

Para sabermos quantitativamente, se o equilíbrio químico tende para a reação direta ou inversa, numa determinada temperatura definimos uma constante de equilíbrio K, que pode ser calculada em termos de concentração em mol/L (Kc )ou pressão parcial (Kp).

Para uma determinada reação

o valor das constantes de equilíbrio Kc e Kp

depende apenas da temperatura

Considere a seguinte reação genérica elementar e reversível, na qual todas as substâncias participantes se encontram na fase gasosa:

aA(g) + bB(g) cC(g) + dD(g)

Vdireta = kdireta.[A]a.[B]b

Vinversa = kinversa.[C]c.[D]d

No equilíbrio : Vdireta = Vinversa

kdireta.[A]a.[B]b= kinversa.[C]c.[D]d; assim:Constante de Equilíbrio: Kc em mol/L:

Constante de Equilíbrio: Kp em pressão parcial

GRAU DE EQUILÍBRIO (α)

( OU GRAU DE DISSOCIAÇÃO)

Ex. Num frasco de 1L, mantido a 100ºC, são introduzidos 10 mol de N2O4. Estabelecido o equilíbrio, nota-se a existência de 4 mol de NO2 e parte de N2O4.

INÍCIO EQUILÍBRIO

10 mols de após atingir N2O4 e

de N2O4 o equilíbrio 4 mols de NO2

Assim, temos:N2O4(g) 2NO2(g)

início 10 mol/L 0 Reage/forma 2 mol/L 4 mol/L equilíbrio 8 mol/L 4 mol/L

No equilíbrio:

Constante de equilíbrio – Ke ou Kc (em termos de concentração)

Ex.1

Genericamente:Quanto maior for o valor de Kc, maior será a extensão da ocorrência da reação direta.

Quanto menor for o valor de Kc, maior será a extensão da ocorrência da reação inversa.

Ex.2

QUOCIENTE DE EQUILÍBRIO (QC)

O quociente de equilíbrio é a relação entre as concentrações em mo/L dos participantes em qualquer situação, mesmo que o equilíbrio ainda não esteja estabelecido.

Se estabelecermos uma relação entre Qc e Kp podemos ter:

• Qc/ Kp = 1 ( o sistema está em equilíbrio)

• Qc/Kp#1 ( o sistema não está em equilíbrio)

PRINCÍPIO DE LE CHATELIER

Quando um sistema em equilíbrio sofre uma perturbação qualquer, ele se desloca espontaneamente no sentido que tende a anular esta perturbação, procurando se ajustar novamente ao novo equilíbrio.

DESLOCAMENTO DE EQUILÍBRIO

Fatores que afetam a condição de equilíbrio de um sistema:

Concentração

Pressão

Temperatura

Ex. 1. C(s) + CO2(g) 2CO(g)

Com adição de CO2(g)

Conclusão: o equilíbrio se desloca para o lado direito

1 - CONCENTRAÇÃO

Ex. 2. 2CrO42-

(aq) + 2H+(aq) Cr2O7

2-(aq) + H2O(l)

amarelo laranja

quando: [CrO42-] < [ Cr2O7

2-], prevalece a cor laranja na solução.

quando: [CrO42-] > [ Cr2O7

2-], prevalece a cor amarela na solução.

ADIÇÃO DE H+

Efeito do íon comun

ADIÇÃO DE NaOH OH -

Deslocamento de equílibrio

2- TEMPERATURA

3- PRESSÃO

↑ PRESSÃO - Desloca para direita↓ PRESSÃO – Desloca para esquerda↑ PRESSÃO - Desloca para direita↓ PRESSÃO – Desloca para esquerda

CATALISADORES NÃO DESLOCAM O QUÍLIBRIO

Ex.3 N2(g) + 3H2(g) 2NH3g) Δ H = -22Kcal

Operação Deslocamento do equilíbrio

Adição de reagente

Adição de produto

Retirada de reagente

Retirada de produto

Aumento de pressão 4 V 2V

Diminuição de pressão 4V 2V

Aumento de temperatura

Diminuição de temp.

Catalisador Não desloca