equilibrio quimico parte 1

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Reações completas ou irreversíveis São reações nas quais os reagentes são totalmente convertidos em produtos, não havendo “sobra” de reagente, ao final da reação ! Exemplo: HCl (aq) + NaOH (aq) NaCl (aq) + H 2 O (l) Essas reações tem rendimento 100 % ! EQUILÍBRIO QUÍMICO

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Page 1: Equilibrio Quimico Parte 1

Reações completas ou irreversíveis

São reações nas quais os reagentes são totalmente convertidos em produtos, não havendo “sobra” de reagente, ao final da

reação !

Exemplo:

HCl(aq) + NaOH(aq) NaCl(aq) + H2O(l)

Essas reações tem rendimento 100 % !

EQ

UIL

ÍBR

IO Q

UÍM

ICO

Page 2: Equilibrio Quimico Parte 1

Reações incompletas ou reversíveis

São reações nas quais os reagentes não são totalmente convertidos em produtos, havendo “sobra” de reagente, ao final da

reação !

Essas reações tem rendimento < 100 % !

Exemplo:

- reações de esterificaçãoCH3COOH + C2H5OH CH3COOC2H5 + H2O E

QU

ILÍB

RIO

QU

ÍMIC

O

Page 3: Equilibrio Quimico Parte 1

A reversibilidade de uma reação pode ser relacionada com o seu rendimento !

EQ

UIL

ÍBR

IO Q

UÍM

ICO Para a reação gasosa (com baixo rendimento) :

CO + H2O CO2 + H2

Concentração (mol/L)

CO = H2O

CO2 = H2

tempo

Reação com baixo rendimento

Page 4: Equilibrio Quimico Parte 1

EQ

UIL

ÍBR

IO Q

UÍM

ICO

A mesma reação, com alto rendimento

CO + H2O CO2 + H2

Concentração (mol/L)

CO2 = H2

CO = H2O

tempo

Reação com alto rendimento

Page 5: Equilibrio Quimico Parte 1

Sob o ponto de vista da cinética química, as reações reversíveis podem ocorrer em dois sentidos (direto e inverso) representados

por

R P

com uma velocidade direta (vdireta

ou v1) e uma velocidade inversa (vinversa ou v2).

EQ

UIL

ÍBR

IO Q

UÍM

ICO

Page 6: Equilibrio Quimico Parte 1

Considerando-se uma reação química genérica:

aA + bB xX + yY

A velocidade direta será:

v1 = k1 [A]a[B]b

a qual diminui com o passar do tempo.

A velocidade inversa será:

v2 = k2 [X]x[Y]y

que no início é nula e vai aumentanto !

EQ

UIL

ÍBR

IO Q

UÍM

ICO

Page 7: Equilibrio Quimico Parte 1

A medida que a reação avança a velocidade direta vai diminuindo e

a inversa aumentando, até o momento em que as duas tornam-

se iguais e a velocidade global nula !

vdireta = vinversa

v1 = k1 [A]a[B]b e v2 = k2 [X]x[Y]y

Esse momento é chamado de Equilíbrio Químico.

EQ

UIL

ÍBR

IO Q

UÍM

ICO

Page 8: Equilibrio Quimico Parte 1

EQ

UIL

ÍBR

IO Q

UÍM

ICO

As variações de velocidade direta e inversa, até alcançar o equilíbrio, podem ser representadas pelo

diagrama abaixo.

0

2

4

6

8

10

velocidade

1 4 7

10 13 16tempo

velocidades e equilíbrio

velocidade direta

velocidade inversa

equilíbrio químico

Page 9: Equilibrio Quimico Parte 1

EQ

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IO Q

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ICO

Se as duas velocidades (direta e inversa) são iguais ao atingir o equilíbrio, então:

v1 = v2

k1[A]a[B]b = k2[X]x[Y]y

isolando os termos semelhantes resulta:

KCCCC

kk

cb

B

a

A

y

Y

x

X

2

1

.

.

CAa , CB

b ,... = concentrações molares de A, B,...

Kc = constante de equilíbrio (concentrações)

CAa = [A]a , ...

Page 10: Equilibrio Quimico Parte 1

EQ

UIL

ÍBR

IO Q

UÍM

ICO

Algumas reações e as constantes Kc (em função de concentrações)

Generalizando

Kc = [Produtos]p / [Reagentes]r

Reação Constantes

N2 + 3H2 2NH3 Kc = [NH3]2 / [N2].[H2]3

PCl5 PCl3 + Cl2 Kc = [PCl3].[Cl2] / [PCl5]

SO3 + 1/2 O2 SO3 Kc = [SO3] / [SO2].[O2]1/2

2H2 + S2 2H2S Kc = [H2S]2 / [H2]2.[S2]

Page 11: Equilibrio Quimico Parte 1

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IO Q

UÍM

ICO

Equilíbrio químico em reações gasosas

Considere a formação da amônia, que ocorre em fase gasosa, num balão de volume V, em certa temperatura T sendo que

cada gás exerce uma pressão parcial Px

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

A pressão de cada gás pode ser calculada a partir da expressão: P = nx R T / V onde: nx / V = [X]

logo: P = [X] R T

[X] = molaridade ; R = constante dos gases e T = temperatura absoluta (K)

Page 12: Equilibrio Quimico Parte 1

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ICO

Se a reação ocorrer em fase gasosa a constante de equilíbrio pode ser expressa

em função das pressões parciais exercidas pelos componentes gasosos:

PPPPK b

B

a

A

y

Y

x

Xp .

.

lembre que:

V

nRT P

P = pressão ; V = volume ; n = número de mols ; T = temperatura (K)

R = constante universal dos gases = 0,082 atm.L/mol.K

Page 13: Equilibrio Quimico Parte 1

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UIL

ÍBR

IO Q

UÍM

ICO

Cálculo da constante Kc - exemplo

O PCl5 se decompõe, segundo a equação:

PCl5 PCl3 + Cl2

Ao iniciar havia 3,0 mols/L de PCl5 e ao ser alcançado o equilíbrio restou 0,5 mol/L do reagente não transformado. Calcular Kc.

PCl5 PCl3 Cl2Inicio 3,0 - -

Equilíbrio 0,5 2,5 2,5Reage 2,5 - -

A constante de equilíbrio será:

Kc = [PCl3].[Cl2] / [PCl5] = [2,5].[2,5] / [0,5]

Kc = 12,5 mol/L

Page 14: Equilibrio Quimico Parte 1

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ICO

Equilíbrios em reações heterogêneas

Há certas reações, nas quais se estabelece equilíbrio, em que reagentes e/ou produtos encontram-se em

estados físicos distintos, como por exemplo:

I - CaCO3(s) CaO(s) + CO2(g)

II - NH4Cl(s) NH3(g) + HCl(g)

Nesses casos, como a concentração dos componentes sólidos não variam, as constantes não incluem tais

componentes.

I - Kc = [CO2] e Kp = PCO2

II - Kc = [NH3].[HCl] e Kp = PHCl . PNH3