QUÍMICA_EQUILÍBRIO QUÍMICO

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LARISSA MIKI OHOTAGURO | 25 JAN 2023 
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Equilíbrio Químico 
 
Reações Reversíveis 
Reações reversíveis correspondem às reações que se processam, num sistema fechado, 
simultaneamente nos dois sentidos, isto é, os reagentes se transformam em produtos, e estes, à 
medida em que se formam, produzem os reagentes iniciais. Assim, nota-se que nessas reações, o 
rendimento é menor que 100%. 
 
→ Reação direta: reagentes transformam-se em produtos. 
→ Reação inversa: produtos geram os reagentes. 
 
Equilíbrio Químico 
O equilíbrio químico é o estado no qual a velocidade da reação direta é igual a velocidade da 
reação inversa. Logo, as concentrações dos participantes do equilíbrio permanecem constantes. 
 
Exemplo: CO(g) + NO2(g) ⇌ CO2(g) + NO(g) 
Tempo (min) CO(g) NO2(g) CO2 (g) NO(g) 
 T0 1 mol/L 1 mol/L — — 
 T 0,5 mol/L 0,5 mol/L 0,5 mol/L 0,5 mol/L 
 2T 0,32 mol/L 0,32 mol/L 0,68 mol/L 0,68 mol/L 
 3T 0,24 mol/L 0,24 mol/L 0,76 mol/L 0,76 mol/L 
 4T 0,2 mol/L 0,2 mol/L 0,8 mol/L 0,8/ mol/L 
 5T 0,2 mol/L 0,2 mol/L 0,8 mol/L 0,8/ mol/L 
 
 
 
 
 
 
⇌ 
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A constante de equilíbrio corresponde à razão entre as constantes de velocidade das reações 
direita e inversa, de modo que depende da reação analisada e da temperatura. Ademais, não se 
considera os participantes sólidos ou a água no estado líquido na equação. 
 
 Exemplo: 
V1 = k1 . [CO] . [NO2] e V2 = k2 . [CO2] . [NO] 
V1 = V2 k1 . [CO] . [NO2] = k2 . [CO2] . [NO] Kc = = 
 
▪ Grau de equilíbrio: indica o rendimento da reação 
 
 
 α = 
 
 
→ Kc > 1 : equilíbrio no qual há mais produtos do que reagentes, ou seja, a reação possui alto 
rendimento; 
→ Kc < 1: equilíbrio no qual há mais reagentes do que produtos, ou seja, a reação possui baixo 
rendimento; 
 
▪ Operações matemáticas com a constante de equilíbrio: 
 
→ Kc2 = 1 / Kc1 : as constantes de equilíbrio das reações direta e inversa são recíprocas; 
 
 
Exemplo: N2O4 ⇌ 2 NO2 K1 = = 0,21 a 100°C 
 
 2 NO2 ⇌ N2O4 K2 = = 1 / = 4,76 
 
→ Kc2 = (Kc1)x : ao multiplicar os coeficientes estequiométricos de uma reação em equilíbrio 
por x, deve-se elevar a constante de equilíbrio por x; 
 
Exemplo: N2O4 ⇌ 2 NO2 K1 = = 0,21 a 100°C 
 
 2 N2O4 ⇌ 4 NO2 K2 = = = 0,044 
Kc = 
k1 
k2 
= 
[produtos]x 
[reagentes]y 
k1 
k2 
[CO2] . [NO] 
 
[CO] . [NO2]
 
Constante de equilíbrio 
quantidade de mols que reagiu 
quantidade inicial de mols 
[NO2]
2 
[N2O4]
 
inverter 
[NO2]
2 
[N2O4]
 
[NO2]
2 
[N2O4]
 
x2 
[NO2]
2 ( [N2O4] 
2 
[NO2]
4 
[N2O4]
2 
(
 
[NO2]
2 
[N2O4]
 
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→ Kc3 = Kc1 . Kc2 : ao somar duas ou mais reações, deve-se multiplicar as constantes de 
equilíbrio para se obter a constante da equação global. 
 
Exemplo: N2O4 (g) ⇌ 2 NO2 (g) K1 = = 0,21 a 100°C 
 
 2 NO2 (g) ⇌ N2 (g) + 2 O2 (g) K2 = = 7,8 . 1014 a 100°C 
 
 N2O4 (g) ⇌ N2 (g) + 2 O2 (g) K3 = = . = 1,6 . 1014 
 
 
A constante de equilíbrio também pode ser 
escrita em termos de pressão parcial (pressão 
que um gás exerce sozinho dentro de uma 
mistura gasosa). Essa forma pode ser utilizada 
em sistemas em equilíbrio nos quais há 
participação de um ou mais gases. 
 
Kp = 
 
 
 
 
Deslocamento de Equilíbrio Químico 
O deslocamento de equilíbrio corresponde à qualquer alteração de um equilíbrio químico que 
acaba por favorecer uma das reações, a direta ou a inversa. 
 
 
 
 
 
▪ Variação na concentração: 
→ O aumento da concentração de um participante provoca o descolamento do equilíbrio no 
sentido do seu consumo, ou seja, o equilíbrio desloca-se para o lado oposto da adição. 
 
[NO2]
2 
[N2O4]
 
[N2] . [O2]
2 
[NO2]
2 
[N2] . [O2]
2 
[N2O4]
 
[NO2]
2 
[N2O4]
 
[N2] . [O2]
2 
[NO2]
2 
(pressão parcial dos produtos) 
(pressão parcial dos reagentes) 
Relação entre Kc e Kp 
a . A + b . B ⇌ c . C + d . D 
Kp = 
(pC)
c . (pD)
d 
 
(pA)
a . (pB)
b 
 
; 
Kp = 
([C] . R . T)c . ([D] . R . T)d 
 
([A] . R . T)a . ([B] . R . T)b 
 
p . V = n . R . T 
p = [ ] . R . T 
Kp = 
[C]c . [D]d 
 
[A]a . [B]b 
 
. (R . T)c + d – a - b 
 
Kp = Kc . (R . T ) n ; 
 
𝚫 
 
 
𝚫n = nprodutos – nreagentes 
 
 
Princípio de Le Chântelie: se um sistema em equilíbrio é perturbado por uma 
variação na concentração, na pressão ou na temperatura, o equilíbrio deslocar-se-á 
de forma a diminuir o efeito dessa perturbação. 
reagentes ⇌ produtos 
 
e reagentes ⇌ produtos 
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→ A diminuição da concentração de um participante provoca o descolamento do equilíbrio no 
sentido de sua formação, ou seja, o equilíbrio descola-se para o mesmo lado da redução. 
 
 
 
▪ Variação na pressão por alteração de volume: 
→ O aumento da pressão por diminuição de volume provoca o descolamento do equilíbrio no 
sentido com o menor número de moléculas na forma gasosa, ou seja, o equilíbrio desloca-se 
para o lado de menor volume gasoso. 
 
 
 
→ A diminuição da pressão por aumento de volume provoca o descolamento do equilíbrio no 
sentido com o maior número de moléculas na forma gasosa, ou seja, o equilíbrio desloca-se 
para o lado de maior volume gasoso. 
 
 
 
Equilíbrios químicos com volumes gasosos iguais (x = y) não sofrem descolamento por variação de 
pressão. 
 
▪ Variação na temperatura: 
→ O aumento da temperatura, isto é, o fornecimento de calor para 
o sistema, provoca o descolamento do equilíbrio no sentido 
endotérmico, alterando a constante de equilíbrio. 
 
 
 
 
→ A diminuição da temperatura, isto é, a retirada de calor para o 
sistema, provoca o descolamento do equilíbrio no sentido 
exotérmico, alterando a constante de equilíbrio. 
 
 
 
e 
p x reagentes ⇌ y produtos (x < y) 
p x reagentes ⇌ y produtos (x < y) 
T reagentes + calor ⇌ produtos 
endo 
exo 
T reagentes + calor ⇌ produtos 
endo 
exo 
reagentes ⇌ produtos reagentes ⇌ produtos 
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▪ Emprego de catalisador: 
→ O catalisador corresponde a uma substância responsável por aumentar a velocidade da 
reação a partir da diminuição da energia de ativação. Essa redução é a mesma tanto para a 
reação direta quanto para a reação inversa, de modo que o catalisador não provoca 
deslocamento, apenas faz com que o equilíbrio seja atingido mais rapidamente.