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1 O Estado de EquilO Estado de Equilííbrio brio para Reapara Reaçções Quões Quíímicasmicas Prof. Alexandre Fonseca 2 O Estado de EquilO Estado de Equilííbriobrio Um problema prático Considere o preparo de uma solução de um ácido hipotético HA. •1,0 mol (6,02 x 1023 moléculas) do ácido (HA) foram colocadas em um recipiente que comporta 1 L de solução. O que deve acontecer? Segundo a definição de Arrhenius (Ensino médio): −+ +→ AHHA Haverá a “quebra” das moléculas do ácido em íons H+ e A-. 3 O Estado de EquilO Estado de Equilííbriobrio Um questionamento? Quais serão as quantidades de moléculas de HA, de íons H+ e de íons A- que existirão dentro do frasco após a dissolução? −+ +→ AHHA Podemos pensar em duas respostas: ionização completa ionização incompleta −+ +→ AHHA Início: 1,0 0,0 0,0 Meio: 0,5 0,5 0,5 Fim: 0,0 1,0 1,0 Início: 1,0 0,0 0,0 Meio: 0,9 0,1 0,1 Fim: 0,8 0,2 0,2 HA Consumido completamente Apenas uma parte do HA foi consumida OU Exemplo Hipotético: 4 O Estado de EquilO Estado de Equilííbriobrio Mas qual é a resposta correta? ionização completa ionização incompletaOU Ainda não temos conhecimento suficiente para responder !!! A ferramenta que utilizaremos para responder corretamente esta questão é chamada . . . Equilíbrio Químico 5 O Estado de EquilO Estado de Equilííbriobrio Equilíbrio Químico Primeira consideração importante desta TEORIA: Nenhuma reação química acontece de maneira completa Em outras palavras . . . •Existem reações que levarão ao consumo de diferentes quantidades de reagente (exemplo: de 0,0001% a 99,9999% da quantidade inicial). •Não existem reações em que 100% do reagente é consumido, sempre restará uma fração, mesmo que ínfima, da quantidade inicial. 6 O Estado de EquilO Estado de Equilííbriobrio De um ponto de vista prático consideramos que reações em há o consumo de 99,99 % do reagente é uma reação dita completa Importante ! Assim, as considerações realizadas no slide #3 continuam válidas 7 O Estado de EquilO Estado de Equilííbriobrio Equilíbrio do ponto de vista cinético Considere o seguinte experimento hipotético: Medidor de concentração em mol/L 0,0 HA 0,0 A- 0,0 H+ 00:00:0000:00:00 sensor H2O 1 L 1,0 mol de HA (num volume ínfimo) * *mede apenas o H+ proveniente do ácido Montagem: Cronômetro para marcação do tempo 8 O Estado de EquilO Estado de Equilííbriobrio Equilíbrio do ponto de vista cinético Considere o seguinte experimento: Medidor de concentração em mol/L 1,0 HA 0,0 A- 0,0 H+ 00:00:0000:00:00 sensor H2O 1 L * INÍCIO Imediatamente após a gota se misturar com a água: Cronômetro disparado No instante inicial temos 1 mol de HA e nada de H+ e de A- em 1,0 L de água nadaHA→ 9 O Estado de EquilO Estado de Equilííbriobrio Equilíbrio do ponto de vista cinético Considere o seguinte experimento: Medidor de concentração em mol/L 0,8 HA 0,2 A- 0,2 H+ 00:01:0000:01:00 sensor H2O 1 L * DECORRIDO 1 s após a gota se misturar com a água: Decorrido 1 s 20% do ácido foi consumido proporcionando as concentrações acima −+ +→ AHHA A reação tem início 10 O Estado de EquilO Estado de Equilííbriobrio Equilíbrio do ponto de vista cinético Considere o seguinte experimento: Medidor de concentração em mol/L 0,7 HA 0,3 A- 0,3 H+ 00:02:0000:02:00 sensor H2O 1 L * DECORRIDO 2 s após a gota se misturar com a água: Agora 30% do ácido foi transformado em H+ e A- −+ +→ AHHA A reação se processa ainda mais 11 O Estado de EquilO Estado de Equilííbriobrio Equilíbrio do ponto de vista cinético Considere o seguinte experimento: Medidor de concentração em mol/L 0,65 HA 0,35 A- 0,35 H+ 00:03:0000:03:00 sensor H2O 1 L * DECORRIDO 3 s após a gota se misturar com a água: Agora 35% do ácido foi transformado em H+ e A- −+ +→ AHHA A reação se processa ainda mais 12 O Estado de EquilO Estado de Equilííbriobrio Equilíbrio do ponto de vista cinético Considere o seguinte experimento: Medidor de concentração em mol/L 0,63 HA 0,37 A- 0,37 H+ 00:04:0000:04:00 sensor H2O 1 L * DECORRIDO 4 s após a gota se misturar com a água: Agora 37% do ácido foi transformado em H+ e A- −+ +→ AHHA A reação se processa ainda mais 13 O Estado de EquilO Estado de Equilííbriobrio Equilíbrio do ponto de vista cinético Considere o seguinte experimento: Medidor de concentração em mol/L 0,63 HA 0,37 A- 0,37 H+ 00:05:0000:05:00 sensor H2O 1 L * DECORRIDO 5 s após a gota se misturar com a água: Agora as concentrações não sofreram alterações −+ +→ AHHA A reação se processa ainda mais 14 O Estado de EquilO Estado de Equilííbriobrio Equilíbrio do ponto de vista cinético Considere o seguinte experimento: Medidor de concentração em mol/L 0,63 HA 0,37 A- 0,37 H+ 00:15:0000:15:00 sensor H2O 1 L * DECORRIDO 15 s após a gota se misturar com a água: Mesmo após 15 s não houve mais alteração nas concentrações −+ +→ AHHA A reação se processa ainda mais 15 O Estado de EquilO Estado de Equilííbriobrio Equilíbrio do ponto de vista cinético Observando os dados em um gráfico : IMPORTANTE! •Após 4s as concentrações se mantiveram constantes •A variação da concentração de H+ é idêntica a variação de A- devido a estequiometria 1:1 −+ +→ AHHA 16 O Estado de EquilO Estado de Equilííbriobrio Equilíbrio do ponto de vista cinético Observando os dados em um gráfico : Uma definição para Equilíbrio Químico Estado no qual as concentrações de todas as espécies de uma dada reação química são CONSTANTES CUIDADO! “Constantes” é diferente de “Iguais” Observe, no nosso caso, que a concentração de HA é diferente das concentrações de H+ e A-. Obs.: A concentração destas duas espécies é igual por conta da estequiometria da reação e porque pouquíssimo H+ é proveniente da dissociação da água As concentrações podem até serem iguais, mas isto será mera coincidência 17 O Estado de EquilO Estado de Equilííbriobrio Equilíbrio do ponto de vista cinético Observando os dados em um gráfico : OK ! Vimos experimentalmente que as concentrações ficam constantes quando se atinge o Estado de Equilíbrio. MAS O que deve ocorrer em nível molecular? A reação realmente cessa? 18 O Estado de EquilO Estado de Equilííbriobrio Equilíbrio do ponto de vista cinético A Teoria do Equilíbrio diz que temos que pensar em reações REVERSÌVEIS A reação que se processa em um sentido: −+ +→ AHHA Deve ocorrer também no sentido contrário: HAAH →+ −+ Escrevemos isto empregando-se duas meias setas −+ + AHHA∏∏∏∏ Notação de equilíbrio 19 O Estado de EquilO Estado de Equilííbriobrio Equilíbrio do ponto de vista cinético A Teoria do Equilíbrio diz que temos que pensar em reações REVERSÌVEIS Na condição apresentada no slide 8, quando a gota de HA acaba de ser introduzida na água, somente reação abaixo pode acontecer −+ +→ AHHA Por que? Porque não temos ainda H+ e A- e a reação oposta não pode ocorrer 20 O Estado de EquilO Estado de Equilííbriobrio Equilíbrio do ponto de vista cinético Alguns milésimos de segundo após condição apresentada no slide 8, a reação inversa também começa a ocorrer Por que? Porque agora temos H+ e A- no meio HAAH →+ −+ E o que acontece a seguir? 21 O Estado de EquilO Estado de Equilííbriobrio Equilíbrio do ponto de vista cinético ORA . . . Ambas as reações vão se processando simultaneamente, mas com velocidades INICIALMENTE diferentes. −+ +→ AHHA HAAH →+ −+ Esta se inicia de forma mais rápida (maior concentração de reagentes) Esta se inicia de forma mais lenta (menor concentração de reagentes) Em um determinado instante (4s para o nosso exemplo), as velocidades de ambas as reações se tornam essencialmente IGUAIS e o ESTADO DE EQUILÍBRIO é estabelecido 22 O Estado de EquilO Estado de Equilííbriobrio Equilíbrio do ponto de vista cinético Observando os dados em um gráfico : A partir deste instante: −+ + AHHA∏∏∏∏V1 V2 V1 = V2 23 O Estado de EquilO Estado de Equilííbriobrio Equilíbrio do ponto de vista cinético Aprimorando o conceito cinético de equilíbrio químico: • As concentrações das espécies permanecem essencialmente constantes. • As velocidades das reações direta e inversa são IGUAIS. Implicação: Temos um sistema DINÂMICO A reação não CESSA Tanto a reação direta quanto a inversa continuam a acontecer simultaneamente 24 O Estado de EquilO Estado de Equilííbriobrio Equilíbrio do ponto de vista cinético Aprimorando o conceito cinético de equilíbrio químico: • Macroscópicamente (Leitura do medidor de concentrações no nosso exemplo) parece que a reação cessou pois não vemos variações das concentrações •Em nível molecular as reações continuam... Como provar isto? 25 O Estado de EquilO Estado de Equilííbriobrio Equilíbrio do ponto de vista cinético Um exemplo...Formação da amônia (NH3) a partir de N2 e H2 Deutério: átomos de hidrogênio com número de massa diferente Antes: Equilíbrios estabelecidos em ambos os lados (A e B) do reator com concentrações idênticas ( [NH3]A= [ND3]B, [H2]A=[D2]B e [N2]A=[N2]B) A B 322 23 NHHN + ∏∏∏∏ 322 23 NDDN + ∏∏∏∏ 26 O Estado de EquilO Estado de Equilííbriobrio Equilíbrio do ponto de vista cinético 322 23 NHHN + ∏∏∏∏ 322 23 NDDN + ∏∏∏∏ ?O que irá ocorrer ao abrirmos a válvula? A B 27 O Estado de EquilO Estado de Equilííbriobrio Equilíbrio do ponto de vista cinético Se o equilíbrio fosse ESTÁTICO (não dinâmico), o resultado seria apenas a mistura das espécies SEM quebra das moléculas antigas e formação de novas moléculas A B Não é isto que ocorre . . . 28 O Estado de EquilO Estado de Equilííbriobrio Equilíbrio do ponto de vista cinético Um exemplo...Formação da amônia (NH3) a partir de N2 e H2 Depois: De fato, prova-se que o equilíbrio é dinâmico porque são formadas novas espécies (ND2H, NDH2 e DH) A B ND2H HD NDH2 Ou seja, as moléculas continuaram a se quebrar e a formar novas espécies, a reação continua a ocorrer. 29 O Estado de EquilO Estado de Equilííbriobrio Equilíbrio do ponto de vista cinético Observação Importante (g)ggg COOHCOH ++ )(2)(2)(2 ∏∏∏∏ • Para qualquer reação química, as concentrações no estado de equilíbrio serão constantes, independentemente das concentrações do estado inicial Exemplo para a reação: Observe nos próximos Slides o comportamento do sistema para diferentes condições iniciais 30 O Estado de EquilO Estado de Equilííbriobrio Equilíbrio do ponto de vista cinético (g)ggg COOHCOH ++ )(2)(2)(2 ∏∏∏∏ • Reações iniciadas com concentrações iniciais de CO2 e H2 diferentes • No início também não havia nada de H2O e CO. 31 O Estado de EquilO Estado de Equilííbriobrio Equilíbrio do ponto de vista cinético (g)ggg COOHCOH ++ )(2)(2)(2 ∏∏∏∏ Início sem H2 ou CO2, processo iniciado com a reação inversa Exercício Analise os casos “a”, “c” e “d”. 32 O Estado de EquilO Estado de Equilííbriobrio A Lei de Ação das Massas ou Quociente Reacional (Q) dDcCbBaA ++ ∏∏∏∏ • O quociente reacional “Q” é um parâmetro muito importante para avaliação do estado de um sistema reacional •Abaixo demonstra-se a sua DEFINIÇÃO para uma equação química hipotética ba dc BA DCQ ][][ ][][ × × = Quociente reacional ou lei de ação das massas [A] = concentração da espécie A em mol/L 33 O Estado de EquilO Estado de Equilííbriobrio A Lei de Ação das Massas ou Quociente Reacional (Q) (g)gg NHHN 3)(2)(2 23+ ∏∏∏∏ • Para a reação de formação da amônia podemos escrever a expressão para “Q”como: 3 22 2 3 ][][ ][ HN NHQ × = Obs. Por se tratar de espécies gasosas poderíamos expressar também em termos das pressões parcias 3 2 22 3 HN NH p PP PQ × = 34 O Estado de EquilO Estado de Equilííbriobrio A Lei de Ação das Massas ou Quociente Reacional (Q) (g)gg NHHN 3)(2)(2 23+ ∏∏∏∏ • Observe agora o comportamento de “Q” para a formação de amônia partindo de concentrações equimolares de N2 e H2 No equilíbrio, como as concentrações permanecem constantes, Q também permanece constante 35 O Estado de EquilO Estado de Equilííbriobrio A Lei de Ação das Massas ou Quociente Reacional (Q) • Observando em um gráfico. . . Q fica constante 36 O Estado de EquilO Estado de Equilííbriobrio A Lei de Ação das Massas ou Quociente Reacional (Q) • Importantíssimo: No equilíbrio Q é constante independente dos valores de concentração encontrados nesta condição para o sistema •Concentrações de equilíbrio são diferentes para diferentes condições iniciais •Q é constante no equilíbrio independente das concentrações 37 O Estado de EquilO Estado de Equilííbriobrio A Lei de Ação das Massas ou Quociente Reacional (Q) • Importantíssimo: As considerações realizadas no Slide anterior serão verdadeiras apenas se a temperatura for também mantida CONSTANTE. 38 O Estado de EquilO Estado de Equilííbriobrio A Lei do Equilíbrio Químico “ A uma dada temperatura o valor da expressão da lei da ação das massas (Q) para uma certa reação em equilíbrio é uma constante” Em outras palavras Somente no equilíbrio: Q = K K é a constante de equilíbrio para a reação 39 O Estado de EquilO Estado de Equilííbriobrio Quociente reacional (Q) vs Constante de Equilíbrio (K) É idêntica a Q somente no equilíbrio É idêntica a K somente no equilíbrio Só pode assumir um único valor para uma certa temperatura apenas no equilíbrio (quando as concentrações são constantes) Assumirá diferentes valores dependendo do instante da reação em que está sendo calculada Aplicada somente na condição de equilíbrio Aplicada a qualquer instante da reação KQ 40 O Estado de EquilO Estado de Equilííbriobrio Quociente reacional (Q) vs Constante de Equilíbrio (K) “Q” pode ser usada para prever como o sistema reacional deve “reagir” para que o equilíbrio seja estabelecido Exemplo: Para a reação indicada abaixo Kc é 4,8 x 10-3 à temperatura de 700oC. Se, em um recipiente as concentrações destas substâncias, numa condição fora do equilíbrio, forem as seguintes [SO3] = 0,60 mol L-1 [SO2] = 0,15 mol L-1 [O2] = 0,025 mol L-1 Como estas concentrações deverão se alterar para atingir-se o estado de equilíbrio? )(22)(3 22 g(g)g OSOSO +∏∏∏∏ 41 O Estado de EquilO Estado de Equilííbriobrio Quociente reacional (Q) vs Constante de Equilíbrio (K) 2 3 2 2 2 ][ ][][ SO OSOQ ×= !!!! Concentrações fora da condição de equilíbrio !!!! 3 2 2 106,1]60,0[ ]025,0[]15,0[ −×= × =Q Q < K; então Q deve aumentar para se igualar a K Para isto, a concentração de SO3 deve diminuir e as concentrações de SO2 e O2 devem aumentar com o tempo até se atingir o equilíbrio )(22)(3 22 g(g)g OSOSO + (a reação direta é favorecida) 42 O Estado de EquilO Estado de Equilííbriobrio Quociente reacional (Q) vs Constante de Equilíbrio (K) Resumindo . . . Se Q < K: a reação direta deve ser favorecida dDcCbBaA ++ ∏∏∏∏ ba dc BA DCQ ][][ ][][ × × = Deve aumentar Deve diminuir Se Q > K: a reação indireta deve ser favorecida ba dc BA DCQ ][][ ][][ × × = Deve diminuir Deve aumentar 43 O Estado de EquilO Estado de Equilííbriobrio Quociente reacional (Q) vs Constante de Equilíbrio (K) Resumindo . . . Se Q = K: O equilíbrio está estabelecido e não há favorecimento de nenhuma das reações dDcCbBaA ++ ∏∏∏∏ ba dc BA DCQ ][][ ][][ × × = Não altera Não altera 44 O Estado de EquilO Estado de Equilííbriobrio Equilíbrio do ponto de vista termodinâmico Consideração importante: Toda reação Química ocorrerá de maneira ESPONTÂNEA (sem que haja necessidade de uma “ajuda” externa) se a transformação levar à uma condição de menor energia. Reagentes Produtos E N E R G I A Perda de ENERGIA Analogia: a água em uma cachoeira cai pois há uma redução da energia potencial 45 O Estado de EquilO Estado de Equilííbriobrio Equilíbrio do ponto de vista termodinâmico Deve-se notar, entretanto, que a “energia” do sistema não advém apenas das trocas de calor: Ou seja, •A variação de entalpia,∆H (“calor”), NÃO pode ser empregada ISOLADAMENTE para prever se um processo é espontâneo. Exemplo: Dissociação endotérmica do iodeto de potássio (KI) KI(s)→K+(aq) + I-(aq) Processo acompanhado pela absorção de calor das vizinhanças Considerando apenas o calor (∆H), houve um aumento da energia, ∆H > 0, mas a reação é espontânea E agora? 46 O Estado de EquilO Estado de Equilííbriobrio Equilíbrio do ponto de vista termodinâmico Devemos notar também que: •Além do calor transferido (∆∆∆∆H) é preciso levar em consideração também se o sistema (KI) tende a um estado de maior probabilidade (mais desorganizado). •A entropia (S) é a função termodinâmica que descreve a “DESorganização” do sistema (quanto maior S, maior desorganização) KI(s)→K+(aq) + I-(aq) Observe que, no nosso exemplo, ∆S>0, pois partiu-se de um estado menos desorganizado (estado sólido, Smenor) para um estado mais desorganizado (íons em solução, Smaior) Smaior Mais desorganizado Smenor Menos desorganizado 47 O Estado de EquilO Estado de Equilííbriobrio Equilíbrio do ponto de vista termodinâmico Então é só considerar a variação de entropia (∆S) para saber se o processo será espontâneo? ∆S>0, processo espontâneo NÃO Veja o caso do congelamento da água a -5º C. Nesta temperatura, o processo abaixo é espontâneo, embora ∆S<0 H2O(líquido)→H2O(sólido) ∆S<0 O sistema se tornou menos desorganizado Importância da temperatura 48 O Estado de EquilO Estado de Equilííbriobrio Equilíbrio do ponto de vista termodinâmico Das nossas observações concluímos que . . . A ESPONTANEIDADE de um processo irá depender das seguintes variáveis: Variação de entalpia (∆H): processos espontâneos tendem (mas nem sempre ocorre) a perder calor (∆H<0). Variação de entropia (∆S): processos espontâneos tendem (mas nem sempre ocorre) a se tornarem mais desorganizados (∆S>0). Temperatura (T):Há processos que são espontâneos em determinadas temperaturas, mas não são em outras. 49 O Estado de EquilO Estado de Equilííbriobrio Equilíbrio do ponto de vista termodinâmico De fato, uma outra função termodinâmica tem que ser utilizada a fim de estabelecer se uma dada reação química ocorrerá espontaneamente ou não. A variação da ENERGIA LIVRE DE GIBBS (∆G) é esta função STHG ∆−∆=∆ Observe que ∆H, ∆S e T são consideradas na definição desta nova propriedade 50 O Estado de EquilO Estado de Equilííbriobrio Equilíbrio do ponto de vista termodinâmico Retornando à nossa consideração inicial . . . Reagentes ProdutosE N E R G I A l i v r e d e G i b b s ( G ) Perda de ENERGIA livre de GIBBS Deve haver diminuição de “G” para que o processo seja ESPONTÂNEO ∆G>0 Processo não espontâneo ∆G<0 Processo espontâneo ∆G=0 Processo em EQUILÍBRIO 51 O Estado de EquilO Estado de Equilííbriobrio Equilíbrio do ponto de vista termodinâmico Visualização gráfica do estado de equilíbrio em termos da energia livre de Gibbs E N E R G I A l i v r e d e G i b b s ( G ) Extensão da reação 100 % 0 % Conversão completa dos reagentes em produtos Nenhuma molécula do produto foi formada A B C 52 O Estado de EquilO Estado de Equilííbriobrio Equilíbrio do ponto de vista termodinâmico Visualização gráfica do estado de equilíbrio em termos da energia livre de Gibbs E N E R G I A l i v r e d e G i b b s ( G ) Extensão da reação 100 % 0 % A B C Observações importantes: • O ponto “B” é o ponto de mínima energia. Região onde atingiu-se o Equilíbrio. • Neste caso específico, o equilíbrio foi atingido quando cerca de 70 % dos reagentes foram convertidos em produto. Mínima Energia Equilíbrio 53 O Estado de EquilO Estado de Equilííbriobrio Equilíbrio do ponto de vista termodinâmico Visualização gráfica do estado de equilíbrio em termos da energia livre de Gibbs E N E R G I A l i v r e d e G i b b s ( G ) Extensão da reação 100 % 0 % A B C Observações importantes: •As transformações que ocorrem no sentido An→B da curva são espontâneas (∆G<0). •As transformações que ocorrem no sentido Cn→B também são espontâneas (∆G<0). •Transformações que ocorrem no sentido B→Cn ou B→An não são espontâneas (∆G>0). A2 A1 A4 A3 C2 C1 54 O Estado de EquilO Estado de Equilííbriobrio Equilíbrio do ponto de vista termodinâmico Visualização gráfica do estado de equilíbrio em termos da energia livre de Gibbs E N E R G I A l i v r e d e G i b b s ( G ) Extensão da reação 100 % 0 % A B C Observações importantes: • Se o sistema estiver sob a condição descrita por um dos pontos An então teremos um “excesso” de reagentes em relação ao produtos quando comparados com a situação de equilíbrio (ponto B). Q<K Reação direta favorecida A2 A1 A4 A3 C2 C1 55 O Estado de EquilO Estado de Equilííbriobrio Equilíbrio do ponto de vista termodinâmico Visualização gráfica do estado de equilíbrio em termos da energia livre de Gibbs E N E R G I A l i v r e d e G i b b s ( G ) Extensão da reação 100 % 0 % A B C Observações importantes: • Se o sistema estiver sob a condição descrita por um dos pontos Cn então teremos um “excesso” de produtos em relação aos reagentes quando comparados com a situação de equilíbrio (ponto B). Q>K Reação inversa favorecida A2 A1 A4 A3 C2 C1 56 O Estado de EquilO Estado de Equilííbriobrio Relação de ∆G com o quociente reacional QRTGG ln0 +∆=∆ A relação de ∆G com o quociente reacional é dada por: dDcCbBaA ++ ∏∏∏∏ ba dc BA DCQ ][][ ][][ × × = Temperatura em que se desenvolve o processo em K Constante dos gases (8,314 J/K mol) Energia Livre PADRÃO de Reação Variação da energia livre envolvida nas reações que ocorrem sob condições padrão Reagentes no estado padrão são convertidos à produtos no estado padrão (Veja próximo slide) 57 O Estado de EquilO Estado de Equilííbriobrio Relação de ∆G com o quociente reacional Concentração1 mol/LSolução Sólido puroSólido Líquido PuroLíquido Pressão de 1 atmGás Estado PadrãoEstado da Matéria Convenções para o estado padrão 58 O Estado de EquilO Estado de Equilííbriobrio Relação de ∆G com o quociente reacional QRTGG ln0 +∆=∆ Observe que: c o n s t a n t e constantes • Então, para que seja alcançado o equilíbrio (∆G=0) em uma dada temperatura, “Q” se modifica ESPONTANEAMENTE (pelo consumo ou produção reagentes e/ou produtos) até que Sabemos que no equilíbrio: 0=∆G 0ln0 =+∆ QRTG 59 O Estado de EquilO Estado de Equilííbriobrio Relação de ∆G com o quociente reacional KQ = Ora...No equilíbrio •Torna-se então 0=∆G QRTGG ln0 +∆=∆ e KRTG ln0 −=∆ Importante! Conhecendo-se a variação da energia livre para uma reação sob condições padrão é possível calcular a constante de equilíbrio para a reação. 60 O Estado de EquilO Estado de Equilííbriobrio Interpretação da constante de equilíbrio aA(g) + bB(g) cC(g) + dD(g) Considerando o seguinte equilíbrio O qual tem uma constante Kc, descrita por ba dc BA DCKc ][][ ][][ × × = Podemos inferir: Se K = ou > 1000: a reação entra em equilíbrio com concentrações bem maiores dos produtos em relação a dos reagentes (Quantidades apreciáveis dos produtos são formadas) Se K for muito pequeno: o sistema precisa formar apenas pequenas quantidades dos produtos para tornar Q=K (equilíbrio atingido) 61 O Estado de EquilO Estado de Equilííbriobrio Interpretação da constante de equilíbrio E N E R G I A l i v r e d e G i b b s ( G ) Extensão da reação 100 % 0 % E N E R G I A l i v r e d e G i b b s ( G ) Extensão da reação 100 % 0 % A B Para qual dos casos acima sabemos que o processo apresenta uma maior constante de equilíbrio? Exercício: 62 O Estado de EquilO Estado de Equilííbriobrio Interpretação da constante de equilíbrio Para o processo “A”, pois a energia livremínima é alcançada em um ponto onde a reação aconteceu com maior extensão Resposta:
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