Conceitos gerais de equilíbrio químico

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Conceitos gerais 
Equilíbrio Químico
EQUILÍBRIO QUÍMICO
Química → estudo das reações químicas 
As reações químicas são, em sua maioria, reações reversíveis que se 
processam em extensão maior ou menor, conforme o caso
Reação Química: É o processo de mudança ou conversão de uma ou mais
substâncias em outras
➢ modificação direta ou indiretamente percebida no sistema 
➢ formação de um precipitado
➢ mudança de cor
➢desprendimento de um gás
É a situação em que a proporção entre as quantidades de reagentes e produtos
em uma reação química se mantém constante ao longo do tempo
EQUILÍBRIO QUÍMICO
reação direta: Reagentes se transformando em produtos 
Reação indireta: Produtos se transformando de volta em reagentes
as velocidades da reação direta (v1) e da reação inversa (v2) são iguais
Reações nas quais uma certa quantidade de produtos é formada
N2(g) + 3H2(g) → 2NH3(g)
E estes tornam a dar origem aos reagentes
2NH3(g) → N2(g) + 3H2(g)
N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g)
Representação de uma reação em equilíbrio
Para representar a reação reversível em equilíbrio usamos duas semi setas em sentidos opostos 
O equilíbrio é dinâmico
quando a reação atinge o equilíbrio ela não para
Tanto a reação direta como a inversa estão ocorrendo na mesma velocidade
As concentrações de todos os participantes da reação (reagentes e produtos) 
tornam-se constantes mas, não necessariamente iguais
N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g)
N2(g) + 3 H2(g)→ 2 NH3(g)
2 NH3(g)→ N2(g) + 3 H2(g)
N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g)
Concentração de nitrogênio e hidrogênio
diminuem em função do tempo
Concentração de amônia aumenta em função do
tempo
Equilibrio
ponto onde não há alteração nos valores de concentração
Deslocamento de equilíbrio
• ao atingir o estado de equilíbrio, o sistema tende a permanecer nesse
estado desde que não ocorra nenhuma perturbação externa
Henri Louis Le Châtelier (1850 - 1936) foi um químico e 
metalurgista francês wikipedia
Henri Louis Le Châtelier estudou os sistemas em equilíbrio e os fatores que
os afetavam, foi ele quem elaborou um princípio para explicar esse
comportamento
“Quando um sistema em equilíbrio sofre algum tipo de perturbação 
externa, ele se deslocará no sentido de minimizar essa 
perturbação, a fim de atingir novamente uma situação de 
equilíbrio” 
PRINCÍPIO DE LE CHÂTELIER 
a posição de equilíbrio muda
Novo equilíbrio é estabelecido 
mais produtos ou reagentes aparecem dependendo 
do que foi formado durante a mudança
[H2]
N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g)
Deslocamento para a direita 
formação de mais produtos
+ N2
1. Variação de temperatura aplicada a um sistema em equilíbrio químico
A formação de amônia a partir de seus elementos é uma reação reversível
N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g)
A formação da amônia é acompanhada pelo desprendimento de calor 
reação exotérmica
A reação inversa absorve calor 
reação endotérmica
se a temperatura do sistema em equilíbrio é aumentada
a reação que absorve calor será favorecida, promovendo decomposição da amônia 
até atingir novo estado de equilíbrio químico
A variação de temperatura (elevar ou diminuir) de um sistema 
afetará o equilíbrio por alterar o valor da constante de equilíbrio 
(Kc ou Kp), que depende da temperatura do sistema
2. Variação de pressão aplicada a um sistema em estado de equilíbrio químico
N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g)
1 H2(g) + 1 I2(g) 2 HI(g)
Elevação da pressão desloca o equilíbrio no sentido de menor volume
menor número de mols
Diminuição da pressão desloca o equilíbrio no sentido de maior volume 
maior número de mols
3. Adição de reagentes ou produtos a um sistema em estado de equilíbrio 
químico
[H2]
Adição de substância desloca o equilíbrio no sentido de consumo da substância
Remoção de substância desloca o equilíbrio no sentido de produção da substância
Formação de 
produtos
Adição de 
reagentes
Formação de 
reagentes
Adição de 
produtos
Catalisador
São substâncias que alteram a velocidade das reações
Alteram o caminho da reação, fornecendo um caminho alternativo
mais fácil de ser alcançado
Como o catalisador aumenta igualmente a velocidade das reações
direta e inversa, já que produz a mesma diminuição na energia de
ativação das duas reações, ele não altera o estado de equilíbrio, só a
velocidade com que o equilíbrio é atingido
não devemos esperar obter mais produtos em uma reação 
catalisada
Dada a reação em equilíbrio 
N2(g) + O2(g) ⇄ 2 NO(g) ΔH = − 43,2 kcal 
Determine o que ocorre com esse equilíbrio se: 
a) for adicionado N2(g)
b) for retirado NO(g)
c) for aumentada a temperatura
d) for aumentada a pressão
Deslocamento do equilíbrio para formação de mais produto = direita
Deslocamento do equilíbrio para formação de mais produto = direita
Deslocamento do equilíbrio para formação de mais reagente = esquerda
Reação direta é exotérmica (ΔH < 0)
Não há deslocamento do equilíbrio
CONSTANTE DE EQUILÍBRIO
Constante de equilíbrio é a constante obtida a partir das concentrações, em
quantidade de matéria (mol/L) ou das pressões parciais das substâncias
envolvidas no equilíbrio, elevadas a seus respectivos coeficientes
estequiométricos
a A + b B c C + d D
A constante de equilíbrio é igual à razão entre as concentrações de 
produtos e reagentes elevados a seus coeficientes estequiométricos
H2(g) + I2(g) 2 HI(g)
3 H2(g) + N2(g) 2NH3(g) 
Fe(s) + 3 Ag
+
(aq) Fe
+3
(aq) + 3 Ag(s)
Sólidos não 
participam do cálculo 
da constante
[P] < [R] [P] > [R] [P] = [R]
Para a resolução de problemas/exercícios envolvendo equilíbrio químico
• Reação química balanceada
• Quantidade inicial de reagente
• Dissociação/ionização
• Expressão da constante de equilíbrio 
Algumas espécies se dissociam em etapas
constantes de equilíbrio são escritas para cada passo da reação
A2B 2 A
+ + B2-
A2B A
+ + AB-
AB- A+ + B2-
𝑲𝒆𝒒 =
A+ [AB−]
[𝑨𝟐𝑩]
𝑲𝒆𝒒 =
A+ [B2−]
[AB−]
Os produtos químicos A e B reagem da seguinte forma para produzir C e D
A constante de equilíbrio K tem um valor de 0,30. Suponha 0,20 mol de A e 0,50 mol de B são
dissolvidos em 1,00 L, e a reação prossegue. Calcular as concentrações de reagentes e produtos em
equilíbrio.
Equilibrio 0,2 – x 0,5 – x x x
𝐴 =
0,2 𝑚𝑜𝑙
1,0 𝐿
= 0,2
𝑚𝑜𝑙
𝐿
Inicio 0,2 0,5 0 0
Variação - x - x + x + x
A + B C + D
𝐊 =
[𝐏𝐑𝐎𝐃𝐔𝐓𝐎𝐒]
[𝐑𝐄𝐀𝐆𝐄𝐍𝐓𝐄𝐒]
𝐾 =
𝐶 [𝐷]
𝐴 [𝐵]
0,30 =
𝑥 (𝑥)
0,2 − 𝑥 (0,5 − 𝑥)
0,30 (0,2 − 𝑥)(0,5 − 𝑥) = 𝑥 (𝑥)
0,30 * (0,10 – 0,70x + 𝑥2) = 𝑥2
0,30𝑥2 - 0,21 x + 0,03 = 𝑥2
0,70𝑥2 + 0,21 x - 0,03 = 0
𝑥 =
−𝑏 ± 𝑏2 − 4 𝑎 𝑐
2 𝑎
𝑥 =
−0,21 ± 0,212 + 4 ∗ 0,70 ∗ 0,03
2 ∗ 0,70
x = 0,11 mol/L = [C] = [D]
[A] = 0,20 – 0,11 = 0,09 mol/L
[B] = 0,50 – 0,11 = 0,39 mol/L
𝐵 =
0,5 𝑚𝑜𝑙
1,0 𝐿
= 0,5
𝑚𝑜𝑙
𝐿
Atividade e Coeficiente de atividade
A “atividade” representa a concentração efetiva
levando em consideração o comportamento do soluto na solução
Formam íons quando dissolvidos em água (ou em alguns outros solventes) e
produzem soluções que conduzem eletricidade
• eletrólitos fortes ionizam-se completamente em um solvente
• eletrólitos fracos ionizam-se parcialmente
Isso significa que uma solução de um eletrólito fraco não conduzirá
eletricidade tão bem quanto uma solução contendo uma concentração igual
de um eletrólito forte
ELETRÓLITOS
EFEITO DOS ELETRÓLITOS NO EQUILÍBRIO QUÍMICO 
ATIVIDADE E COEFICIENTE DE ATIVIDADE
A atividade de uma espécie química, uma grandeza termodinâmica, permite contabilizar os
efeitos de eletrólitos sobre os equilíbrios químicos
A “atividade” representa a concentração efetiva levando em consideração o comportamento 
do soluto na solução
Um íon em solução fica rodeado de outros íons de carga oposta à sua
A separação dos íons negativos dos íons positivos é impossível
A atividade ou concentração efetiva de uma espécie química depende da força iônica do meio
Em equilíbrios iônicos
a atividade de uma espécie química e sua respectiva concentração podemser significativamente diferentes
Os equilíbrios também podem ser afetados por eletrólitos presentes na 
solução, mesmo que não estejam participando efetivamente da reação
FORÇA IÔNICA 
Medida da concentração total de eletrólito na solução 
𝜇 =
1
2
∑ 𝑋 𝑍2
TODOS os cátions e ânions presentes na solução se incluem no
cálculo
µ: força iônica
Z: carga em cada íon individual
EXEMPLO
1. Calcule a força iônica de uma solução de nitrato de potássio 0,2 mol/L e 
uma solução de sulfato de potássio 0,2 mol/L.
2. Calcule a força iônica de uma solução contendo cloreto de sódio 0,3 mol/L
e sulfato de sódio 0,2 mol/L.
KNO3 → K
+ + NO3
-
µ = 
0,2∗12+0,2∗12
2
K2SO4 → 2 K
+ + SO4
2-
µ = 
0,4∗12+0,2∗22
2
µ = 
0,3∗12+0,3∗12+0,4∗12+0,2∗22
2
NaCl → Na+ + Cl-
0,3 0,3
Na2SO4 → 2 Na
+ + SO4
2-
0,4 0,2
A atividade (ax) de uma espécie X é dada por 
ax = [X] fx
fx : representa o coeficiente de atividade do soluto X
[X]: concentração em quantidade de matéria do íon X
Em soluções diluídas (< 10-4) o coeficiente de atividade de um eletrólito simples 
é próximo de 1
Atividade = concentração
CÁLCULO DO COEFICIENTE DE ATIVIDADE
Expressão teórica para o cálculo do coeficiente de atividade
Equação de DEBYE-HÜCKEL
− log 𝑓𝑖 =
0,51 𝑍𝑖
2 𝜇
1 + 0,33 𝛼𝑖 𝜇
0,51 e 0,33 são constantes determinadas para a agua a 25°C
α: parâmetro do tamanho do íon com diâmetro efetivo do íon hidratado 
1 Ȧ = 10-10 m
− log 𝑓𝑖 =
0,51 𝑍𝑖
2 𝜇
1 + 𝜇
Íons de carga simples: α geralmente ~ 3 Ȧ
𝛾
aA + bB cC + dD
𝐾 =
[𝐶]𝑐 [𝐷]𝑑
[𝐴]𝑎 [𝐵]𝑏
𝐾 =
𝑎𝐶
𝑐 𝑎𝐷
𝑑
𝑎𝐴
𝑎 𝑎𝐵
𝑏
i) a atividade de sólidos e líquidos puros (por exemplo, água pura) é igual a 1
ii) a atividade de um soluto é igual a sua concentração em mol L-1, em uma solução diluída
Esta última condição admite o comportamento ideal de uma solução
EXEMPLO
1. Calcule coeficiente de atividade e a atividade para o íon potássio e o íon sulfato em uma
solução de sulfato de potássio 0,0020 mol/L.
K2SO4 → 2 K
+ + SO4
2-
0,0020 0,0040 0,0020
− log 𝑓𝑖 =
0,51𝑍𝑖
2 𝜇
1 + 0,33 𝛼𝑖 𝜇
−𝑙𝑜𝑔𝑓𝐾+=
0,51 ∗ 12 ∗ 0,006
1 + 0,33 ∗ 3 ∗ 0,006
= 0,037
−𝑙𝑜𝑔𝑓
𝑆𝑂4
2− =
0,51 ∗ 22 ∗ 0,006
1 + 0,33 ∗ 4 ∗ 0,006
= 0,14
−𝑙𝑜𝑔𝑓𝑖= 𝑋
𝒇𝒊 = 𝟏𝟎
−𝑿
𝑓𝐾+ = 10
−0,037 = 0,92
𝑎𝐾+ = 0,0037
𝑓𝑆𝑂42− = 10
−0,14 = 0,72
𝑎𝑆𝑂42− = 0,0014ax = [X] fx
µ = 
0,004∗12+0,002∗22
2
= 0,006
2. Calcule coeficiente de atividade e a atividade para o íon potássio e o íon sulfato em uma
solução de sulfato de potássio 0,020 mol/L
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