equilíbrio químico

Equilíbrio Químico

Prof: Msc. David Maikel Fernandes

• O Equilíbrio Químico é uma situação em que a

proporção entre as quantidades de reagentes e

produtos em uma reação química se mantêm

constantes ao longo do tempo.

• No equilíbrio químico as reações opostas

acontecem a velocidades iguais.

Conceito de Equilíbrio

Equilíbrio Químico

• REVERSIBILIDADE

Reações que se desenvolvem ao mesmo tempo, em direções opostas. Ou seja, reagentes e produtos são consumidos e formados ao mesmo tempo.

• Sistema fechado e temperatura e pressão constantes

A + B C + D

Princípios do Equilíbrio Químico

N2O4(g) 2 NO2(g)

REAÇÃO DIRETA

REAÇÃO INVERSA

Reação DIRETA e reação INVERSA

vd

vi

No início da reação a velocidade direta é máxima

No início da reação a velocidade inversa é nula

velocidade

tempo

com o passar do tempo

Vd = Vi

te

Neste instante a reação atingiu o equilíbrio químico

V1 = V2

• No equilíbrio químico ...

aA + bB cC + dD 1

2

K1 .[ A ]a. [ B ]b =

V1 = V2

K2 .[ C ]c. [ D ]d

K2 [ A ]a. [ B ]b

K1 = [ C ]c. [ D ]d = kc

O Sentido da Equação Química

O sentido no qual escrevemos a equação química para um equilíbrio é

arbitrário:

reagentes. os predominam esquerda; à - encontra-se equilíbrio : 1

produtos. os predominam direita; à - encontra-se equilíbrio : 1

eq

eq

K

K

)(2)( 242 gNOgON

K2 [ A ]a. [ B ]b

K1 = [ C ]c. [ D ]d = kc

- Conhecendo a concentração ou pressão

parcial no equilíbrio de pelo menos uma

espécie:

• Tabelar os valores iniciais e de equilíbrio;

• Calcular a variação das espécies conhecidas;

• Determinar a variação das outras substâncias

utilizando a estequiometria;

• Calcular as concentrações de equilíbrio;

• Determinar Keq .

Cálculo das Constantes de Equilíbrio

Demonstração

O trióxido de enxofre decompõe-se a alta temperatura em

um recipiente selado: 2 SO3(g) 2 SO2(g) + O2(g).

Inicialmente o recipiente é abastecido a 1000 K com SO3(g) a

uma pressão parcial de 0,500 atm. No equilíbrio, a pressão

parcial de SO3(g) é 0,200 atm. Calcule o valor de Keq.

2 SO3(g) 2 SO2(g) + O2(g)‏

Início 0,500 atm ------- -------

Variação -0,300 atm +0,300 atm +0,150 atm

Equilíbrio 0,200 atm +0,300 atm +0,150 atm

338,0)(

)()(2

2

3

22 SO

OSOeq

P

PPK

Aplicações das Constantes de

Equilíbrio

- Determinação do sentido para atingir o equilíbrio;

- Cálculo das concentrações de reagentes e produtos

durante o equilíbrio.

Determinação do sentido para atingir

o equilíbrio

• Quociente da reação (Q) : Resultado obtido pela substituição

das pressões parciais ou concentrações dos produtos e reagentes

na expressão da Keq.

Q > Keq →Equilíbrio com mais reagentes (dir.→esq.)‏

Q < Keq →Equilíbrio com mais produtos (esq.→dir.)‏

Q = Keq →Sistema em equilíbrio.

Medidas de concentração para o sistema abaixo, em

equilíbrio, a uma certa temperatura forneceram os seguintes

resultados:

Determine a constante de equilíbrio da reação nestas condições.

[ H2 ] = 0,10 mol/L

[ I2 ] = 0,20 mol/L

[ HI ] = 1,0 mol/L

H2 ( g ) + I2 ( g ) 2 HI ( g )

=

2

KC

x (0,10) (0,20)

( 1,0 ) =

1,0

0,02 KC = 50

04) Foram colocados em um recipiente fechado, de capacidade 2,0 L, 6,5 mol

de CO e 5 mol de NO2. À 200°C o equilíbrio foi atingido e verificou-se que

haviam sido formados 3,5 mol de CO2.

Podemos dizer que o valor de Kc para o equilíbrio dessa reação é:

a) 4,23.

b) 3,84.

c) 2,72.

d) 1,96.

e) 3,72.

= KC [ CO2 ] [ NO ]

[ CO ] [ NO2 ]

x

x

1,75

1,50 0,75

CO + NO2 CO2 + NO

início

reage / produz

equilíbrio 3,5 3,5

3,5 3,5

3,0 1,5

6,5 5,0

3,5 3,5

0,0 0,0

[ NO ] = 3,5

2,0 = 1,75 M

[ CO ] = 3,0

2,0

[ NO2 ] = 1,5

2,0 = 0,75 M

[ CO2 ] = 3,5

2,0 = 1,75 M

= 1,50 M

1,75 = KC

x

x

3,0625

1,125 = KC KC = 2,72

incolor

ΔH < 0 N2O4(g) 2 NO2(g) EXOTÉRMICA

ENDOTÉRMICA Castanho

avermelhado

Influência da Variação de

Temperatura (T)

• ↑ T : Equilíbrio deslocado no sentido da reação

endotérmica.

• ↓ T : Equilíbrio deslocado no sentido da reação

exotérmica.

Exemplo: PCl5 (g) PCl3(g) + Cl2(g) ΔHº = 87,9 kJ

Reação direta = endotérmica.

Reação inversa = exotérmica.

Vamos analisar o equilíbrio abaixo:

Cr2O7

1

2 2 H

2 – + H2O 2 CrO4

2 – + +

alaranjada amarela

Influência da Concentração [C]

• ↑ [C] : Equilíbrio deslocado no sentido de consumir

essa substância.

• ↓ [C] : Equilíbrio deslocado no sentido de produzir

essa substância.

Exemplo: N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g)

Consideremos o efeito da variação de concentração na mistura

em equilíbrio cloro e água. A equação de equilíbrio é:

Cl2 + 2 H2O HOCl + H3O+ + Cl-

Esquerda

Direita

Esquerda

Direita

Esquerda

Podemos generalizar afirmando que um(a) ...

AUMENTO DE CONCENTRAÇÃO

desloca o equilíbrio no

SENTIDO OPOSTO

da espécie química adicionada

DIMINUIÇÃO DE CONCENTRAÇÃO

desloca o equilíbrio no mesmo

MESMO SENTIDO

da espécie química retirada

Aumento de volume diminui a pressão total desloca para o maior número de

moléculas

Redução de volume aumenta a pressão total desloca para o menor número de

moléculas

N2 ( g ) + 3 H2 ( g ) 2 NH3 ( g )

4 volumes 2 volumes

A reação em equilíbrio, ocorre a variação do n. moles de reagentes e produtos, ou seja

variação de volume. Um aumento de pressão desloca o equilíbrio para o lado de menor volume

(menor n. moles) para diminuir o efeito do aumento da pressão.

Exemplo:

N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g)

1mol 3 mols 2 mols

O lado esquerdo da reação representa 4 mols de gás combinando-se

para dar 2 mols no lado direito.

Um aumento na pressão total do sistema desloca o equilíbrio para a

direita.

Exemplo:

N2(g) + O2(g) 2 NO(g)

1mol 1 mol 2 mols

O equilíbrio gasoso representado pela equação :

N2( g ) + O2( g ) 2 NO( g ) – 88 kj

É deslocado no sentido de formação de NO(g), se :

a) a pressão for abaixada.

b) N2 for retirado.

c) a temperatura for aumentada.

d) for adicionado um catalisador sólido ao sistema.

e) o volume do recipiente for diminuído.

EQUILÍBRIO QUÍMICO EM SISTEMAS GASOSOS

EQUILÍBRIO QUÍMICO

Kp = pCc. pDd

pAa . pBb

SEJA A REAÇÃO:

ONDE Kp É A CONSTANTE DE EQUILÍBRIO EM PRESSÃO PARCIAL

pV=nRT p=nRT/ V

RELAÇÃO ENTRE Kc E Kp

Kp= Kc.(RT)∆n ∆n=( c+d) – (a+b) ONDE

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

O GALO MUDA DE COR POR DESLOCAR O EQUILÍBRIO QUÍMICO.

ELE INDICA A MUDANÇA DE UMIDADE. QTO MAIOR A UMIDADE

MAIS ROSA QTO MAIS SECO O TEMPO MAIS AZUL. TUDO POR

CAUSA DO CoCl2

Influência dos Catalisadores

Aumenta a velocidade para o equilíbrio ser atingido, mas

NÃO a composição da mistura no equilíbrio.

Equilíbrio Químico no Cotidiano

• Óculos Fotocromáticos:

AgCl + energia Ag + Cl

AgCl = aparência clara.

Ag = aparência escura.

• Cerveja

Supercongelamento

A vida a altitudes elevadas e a produção de hemoglobina

Os alpinistas precisam de semanas ou mesmo meses para se

ambientarem antes de escalarem montanhas de elevada altitude

como o Monte Everest.

Como explicar este fato?


• Escalar uma montanha de elevada altitude pode causar dores de

cabeça, náuseas, fadiga não usual e outros incómodos. Tudo

isto são sintomas de hipoxia, uma deficiência na quantidade de O2

quando chega aos tecidos do corpo.

• No entanto, uma pessoa que vive a altitude elevada durante

semanas ou meses recupera gradualmente do enjoo de altitude e

habitua-se ao teor do conteúdo de O2 na atmosfera, sendo capaz

de funcionar normalmente.


• Consideremos o seguinte sistema em equilíbrio, que representa a

combinação do O2 com a molécula de hemoglobina:

Hb (aq) + O2 (aq) HbO2 (aq)

HbO2 - oxi-hemoglobina que é o composto que transporta realmente o O2

para os tecidos.

A constante de equilíbrio é:

De acordo com o Princípio de Le Châtelier, como evoluirá o

sistema se a ocorrer uma diminuição da concentração de O2?

][Hb][O

][HbO

2

2cK


Hb (aq) + O2 (aq) ? HbO2 (aq)

• De acordo com o Princípio de Le Châtelier, uma diminuição da

concentração de O2 deslocará o sistema da direita para a

esquerda.

Hb (aq) + O2 (aq) HbO2 (aq)

• Esta variação elimina a oxi-hemoglobina, causando hipoxia.

• Desde que se dê tempo suficiente o corpo é capaz de se defender

desta adversidade produzindo mais moléculas de hemoglobina. O

equilíbrio desloca-se então gradualmente da esquerda para a

direita novamente, favorecendo a produção de oxi-hemoglobina.

Energia de Gibbs e Equilíbrio Químico

As equações que nos dão as variações de energia de Gibbs e de

energia padrão são, respectivamente,

É importante compreender as condições em que estas equações são

aplicáveis e que tipo de informação podemos obter a partir de ∆G e

de ∆Gº

Consideremos a seguinte reacção:

Reagentes → Produtos

∆G = ∆H - T∆S

∆Gº = ∆Hº - T∆Sº


• A variação da Energia de Gibbs padrão para esta reacção é dada

por:

∆Gº = Gº (produtos) – Gº(reagentes)

∆Gº - representa a variação da energia de Gibbs quando os

reagentes no seu estado padrão são convertidos em produtos

também no seu estado padrão.

Assim que a reação tiver início, deixa de ser válida a condição de

estado padrão para os reagentes e para os produtos, pois

nenhum deles permanece em solução com uma concentração

padrão.


• Quando não estamos sob condições padrão, devemos usar ∆G em vez de ∆Gº para prever a direcção da reacção. A relação entre ∆G e ∆Gº é:

∆G = ∆Gº + RT ln Q

Em que:

R – constante dos gases perfeitos ( 8,314 J/K . mol)

T – temperatura absoluta a que ocorre a reacção

Q – quociente reaccional

No equilíbrio, G = 0 e Q = K

0 = Gº + RT ln K

G = - RT ln K

Reação não espontânea

Gº = Gº(produtos) –

Gº(reagentes) > 0

Gº (produtos)

Gº (reagentes)

∆Gº > 0,

pois Gºprodutos > Gº reagentes

A reacção não é espontânea.

Os reagentes são

favorecidos em relação aos

produtos.

Gº = Gº(produtos) –

Gº(reagentes) < 0

Gº (reagentes)

Gº (produtos)

∆Gº < 0,

pois Gºprodutos < Gº reagentes

A reacção é espontânea.

Os produtos são favorecidos

em relação aos reagentes.

Reação espontânea

Reação em Equilíbrio Químico

∆Gº = 0

Os produtos e os reagentes

são igualmente favorecidos no equilíbrio.


K ln K ∆Gº Comentários

> 1 Positivo Negativo A reacção é espontânea. Os produtos

são favorecidos em relação aos

reagentes.

= 1 0 0 Os produtos e os reagentes são

igualmente favorecidos.

< 1 Negativo Positivo A reacção não é espontânea. Os

reagentes são favorecidos em relação

aos produtos.

DEFINIÇÃO: É UM CASO PARTICULAR DE EQUILÍBRIO QUÍMICO EM QUE APARECE ÍONS

O EQUILÍBRIO IÔNICO ESTÁ LIGADO AO GRAU DE IONIZAÇÃO

EQUILÍBRIO IÔNICO

α

CONSTANTE DE IONIZAÇÃO - Ki Ka PARA OS ÁCIDOS Kb PARA AS BASES OU OU

QTO MAIOR A

CONSTANTE DE

IONIZAÇÃO

MAIS IONIZADO ESTÁ

O ÁCIDO

MAIOR SERÁ A SUA

FORÇA

Ki =‏‏│H │-X│‏+‏│+

│HX│

SEJA UM ELETRÓLITO QUALQUER HX H+ + X-

LEI DA DILUIÇÃO DE OSTWALD

RELACIONA O GRAU DE IONIZAÇÃO (α)‏COM A CONSTANTE DE IONIZAÇÃO (Ki )

Ki = Mα2 (1 –α)

Kw- constante de equilíbrio para a água

EQUILÍBRIO IÔNICO DA ÁGUA pH e pOH

Kw= │H+│.│OH-│

│H2O│

SEJA A REAÇÃO:

H2O (l) 2H+(aq) + ½ O2(aq)

PRODUTO IÔNICO DA ÁGUA

kw=‏│H+│.│OH-│‏A0‏25‏C É 10-14

COMO‏PARA‏A‏ÁGUA‏PURA‏│H+│=│OH-│ ENTÃO │H+│e│OH-│SÃO‏IGUAIS‏A10-7 ‏

POTENCIAL HIDROGENIÔNICO- pH

pH= log 1

│H+│

POTENCIAL OXIDRILIÔNICO pOH

pOH= log 1

│OH-│

pH + pOH = 14

ESCALA DE ACIDEZ E ALCALINIDADE


INDICADORES DE pH


SUCO DE REPOLHO ROXO

PAPEL DE TORNASSOL VERMELHO DE METILA, FENOLFTALEINA, AZUL DE BROMOTIMOL

equilíbrio químico

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