O_estado_de_Equilibrio

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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
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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
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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
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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
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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
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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
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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
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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
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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
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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
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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?
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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
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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
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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.
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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
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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.
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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.
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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
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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: