equilibrio qumico

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Equilibrio Químico 
1 
Se a taxa de pessoas que entram na água é igual à taxa de pessoas 
que saem da água, então o sistema está em equilíbrio! O número 
total de pessoas na praia e o número de pessoas na água 
permanecerão constantes, mesmo que os banhistas ainda estejam se 
movendo entre a areia e a água. .,m 
Crédito da imagem: penreyes no flickr, CC BY 2.0 2 
Equilibrio 
O equilíbrio químico ocorre quando uma reação 
e sua reação inversa ocorrem na mesma 
velocidade. 
3 
Equilibrio 
H2(g)+I2(g)⇌2HI(g) 
Inicialmente, apenas a reação direta ocorre porque não HI não está presente. Assim que 
algun HI se forma, começa a se decompor novamente em H2 e I2. Gradualmente, a 
velocidade da reação direta diminui enquanto a velocidade da reação reversa aumenta. 
Eventualmente, a taxa de combinação H2 and I2 para produzir HI torna-se igual à taxa 
de decomposição de HI para H2 e I2. Quando as velocidades das reações direta e inversa 
se tornam iguais, a reação atingiu um estado de equilíbrio. O equilíbrio químico é o 
estado de um sistema em que a velocidade da reação direta é igual à velocidade da 
reação inversa. 
4 
5 
Equilibrio 
À medida que um sistema se aproxima do 
equilíbrio, ocorrem as reações direta e inversa. 
No equilíbrio, as reações direta e inversa estão 
ocorrendo na mesma velocidade. 
6 
Equilibrio do Sistema 
Uma vez que o equilíbrio é alcançado, a 
quantidade de cada reagente e produto 
permanece constante. 
7 
Equilibrio do Sistema 
A taxa se torna igual 
A concentração se 
torna constante 
8 
A Constante de Equilibrio 
Reação direta Reação reversa 
Taxa Taxa 
Taxa = Kd [N2O4] Taxa = Kr [NO2]
2 
9 
A Constante de Equilibrio 
No equilibrio: 
 taxa reação direta = taxa reação reversa 
Kd [N2O4] = Kr [NO2]
2 
 
Kd
 = [NO2]
2 
Kr = [N2O4] 
Constante de 
equlibrio Keq 
10 
A Constante de Equilibrio 
em geral: 
 
aA + bB ↔ cC + dD 
Constante de 
equlibrio Keq 
Keq = [C]
c . [D]d 
 [A]a . [B]b 
11 
A Constante de Equilibrio - exemplo 
12 
O equilibrio pode ser alcançado 
independente da direção da reação 
13 
O equilibrio pode ser alcançado 
independente da direção da reação 
14 
Qual a fórmula do equilibrio 
para essa reação? 
O equilibrio pode ser alcançado 
independente da direção da reação 
15 
O que significa o valor de K? 
K >> 1, a reação é favorecida na 
direçaõ do produto, ou seja, há 
predominância de produto no 
equilibrio. 
K <<1, a reação é favorecida na 
direção dos reagentes, ou seja, 
há predominância de reagente 
no equilíbrio. 
A magnitude de K indica até que ponto 
uma reação prossegue em direção ao 
produto a uma dada temperatura. 
16 
N2O4(g) 2NO2(g) 
N2O4(g) não tem core e NO2(g) é marrom 
No equilibrio 
17 
O dióxido de nitrogênio gasoso forma tetróxido de 
dinitrogênio de acordo com esta equação: 
2NO2(g) ⇌ N2O4(g) 
 
Quando 0,10 mol NO2 é adicionado a um frasco de 1,0 L a 
25°C, a concentração muda de modo que no equilíbrio, 
[NO2] = 0,016 M e [N2O4] = 0,042 M. 
Qual é o valor da constante de equilíbrio para a reação? 
 
1.6×102 
18 
Para a reação 
 
2SO2(g) + O2(g) ⇌ 2SO3(g) 
 
as concentrações no equilíbrio são [SO2] = 0,90 M, [O2] = 
0,35 M e [SO3] = 1,1 M. 
Qual é o valor da constante de equilíbrio, Kc? 
Kc = 4.3 
19 
Dadas aqui estão as concentrações iniciais de reagentes e produtos para três 
experimentos envolvendo esta reação: 
 
CO(g) + H2O (g) ⇌ CO2(g) + H2(g) 
 
com Kc=0,64. Determine em que direção a reação prossegue quando atinge o 
equilíbrio em cada um dos três experimentos mostrados. 
Reagente/Produtos Experimento 1 Experimento 2 Experimento 3 
[CO] 0.0203 M 0.011 M 0.0094 M 
[H2O] 0.0203 M 0.0011 M 0.0025 M 
[CO2] 0.0040 M 0.037 M 0.0015 M 
[H2] 0.0040 M 0.046 M 0.0076 M 
20 
Kc versus Kp:usando pressão parcial em 
vez de concentração 
• Quando um componente da reação é um gás, 
também podemos expressar a quantidade 
desse produto químico em equilíbrio em 
termos de sua pressão parcial. Quando a 
constante de equilíbrio é escrita com os gases 
em termos de pressão parcial, a constante de 
equilíbrio é escrita Kp 
21 
Kc versus Kp: usando pressão parcial 
em vez de concentração 
aA + bB ↔ Cc + dD 
a mols de A reage com b mols de B para 
produzi c mols de C e d mols de D 
Se soubermos a pressão parcial de cada 
componente.. 
22 
Conversão entre concentração de gás 
e pressão parcial 
Δn = mol de gás produto - mol de gás 
reagente 
23 
Exemplo 
2N2 ​O5​(g) ⇌ O2​(g) + 4NO2​(g) 
Pressão parcial de cada ocmponente a uma dada 
T: 
PN2​O5​ = 2 atm 
PO2​ = 0,296 atm 
PNO2 = 1,70 atm 
Qual o Kp para essa reação? 
 
 
0,618 
24 
Exemplo 
N2​(g) + 3H2 ​(g) ⇌ 2NH3​(g) 
 
O Kc da reação é 4,5x10
4 a 400K. Qual o Kp da 
reação na mesma temperatura? 
Δn = mol de gás produto - mol de gás reagente 
Δn = 2 mols de NH3 – (1 mol N2 + 3 mols H2) 
Δn = -2 mols gas 
R = 0,08314 L.bar/K.mol 
41 
25 
Princípio de Le Chatelier 
Se um equilíbrio dinâmico é perturbado pela 
mudança das condições, a posição do equilíbrio 
muda para neutralizar a mudança para 
restabelecer o equilíbrio. Se uma reação química 
está em equilíbrio e experimenta uma mudança 
na pressão, temperatura ou concentração de 
produtos ou reagentes, o equilíbrio se desloca na 
direção oposta para compensar a mudança. 
26 
Princípio de Le Chatelier – 
mudança na concetração 
A + 2B ⇌ C + D 
 
↑ [A]: Nesse caso, a posição de equilíbrio se 
moverá de modo que a concentração de A 
diminua novamente, reagindo-a com B para 
formar mais C e D. O equilíbrio se move para a 
direita 
27 
Princípio de Le Chatelier – 
mudança na pressão 
A (g) + 2B (g) ⇌ C (g) + D (g) 
 
se a pressão for aumentada, a posição de equilíbrio 
se moverá de modo que a pressão seja reduzida 
novamente. A pressão é causada por moléculas de 
gás batendo nas laterais do recipiente. Quanto mais 
moléculas no recipiente, maior será a pressão. O 
sistema pode reduzir a pressão reagindo de forma a 
produzir menos moléculas. 
28 
Princípio de Le Chatelier – 
mudança na pressão 
N2 + 3H2 ⇌ 2NH3 
 
Se essa mistura for transferida de um frasco de 
1,5 L para um frasco de 5 L, em que direção 
ocorre uma mudança líquida para retornar ao 
equilíbrio? Como o volume é aumentado (e, portanto, 
a pressão é reduzida), o deslocamento 
ocorre na direção que produz mais mols de 
gás. Para restaurar o equilíbrio, o 
deslocamento precisa ocorrer para a 
esquerda, na direção da reação inversa. 29 
Princípio de Le Chatelier – 
mudança na temperatura 
250kj é liberado 
A + 2B ⇌ C + D ∆H = -250kj/mol (exotérmica) 
Nesta reação, 250 kJ são liberados quando 1 mol 
de A reage completamente com 2 mols de B. 
A + 2B ⇌ C + D 
250kj é absorvido 
30 
Princípio de Le Chatelier – 
mudança na temperatura 
250kj é liberado 
Suponha que o sistema esteja em equilíbrio a 300°C 
e a temperatura aumente 500°C. Para esfriar, ele 
precisa absorver o calor extra adicionado. Pra qual 
direção a reação vai? 
A + 2B ⇌ C + D 
250kj é absorvido 
31 
Princípio de Le Chatelier 
2SO2(g) + O2(g) ⇌ 2SO3(g) 
 
O que acontecerá com o equilíbrio quando 
mais 2SO2 (g) for adicionado ao sistema? 
Adicionar mais reagentes desloca o equilíbrio 
na direção dos produtos; portanto, o equilíbrio 
se desloca para a direita. 
32 
Princípio de Le Chatelier 
2SO2(g) + O2(g) ⇌ 2SO3(g) 
 
O que acontecerá com o equilíbrio quando o 
volume do sistema for diminuído? 
Diminuir o volume leva a um aumento na pressão que fará com que o 
equilíbrio se desloque para o lado com menos mols. Neste exemplo, há 3 mols 
no lado reagente e 2 mols no lado do produto, então o novo equilíbrio se 
deslocará para os produtos (para a direita). 33 
Princípio de Le Chatelier 
N2(g) + O2(g) ⇌ 2NO(g) ΔH = 180.5kJ 
O que acontecerá com o equilíbrio quando a 
temperatura do sistema diminuir? 
ΔH positivo, então a reação é endotérmica no sentido direto. A remoçãode 
calor do sistema força o equilíbrio a se deslocar para a reação exotérmica, de 
modo que a reação inversa ocorrerá e mais reagentes serão produzidos. 
Endotérmica (absrove calor) 
34 
Princípio de Le Chatelier – 
Quociente da reação Q 
O princípio de Le Chatelier pode ser usado para prever 
mudanças nas concentrações de equilíbrio quando um 
sistema que está em equilíbrio é submetido a um estresse. 
A comparação de Q e K para uma 
dada reação nos diz em qual 
direção a reação precisa seguir 
para atingir o equilíbrio. 
Q = [C]c . [D]d 
 [A]a . [B]b 
aA + bB ↔ Cc + dD 
35 
Quociente da reação Q 
0 10-3 103 1 
REAGENTE PRODUTOS 
Kc 
Q>K 
Para voltar ao 
equilibrio, a 
reação tende 
para a esquerda 
Q<K 
Para voltar ao 
equilibrio, a 
reação tende 
para a direita 
36 
Quociente da reação Q 
Q > K: sugere que temos mais produto presente do 
que teríamos no equilíbrio. Portanto, a reação 
tentará usar parte do produto em excesso e 
favorecer a reação inversa para atingir o equilíbrio. 
Q < K: a concentração dos reagentes é maior do que 
seria no equilíbrio. Para atingir o equilíbrio, a reação 
favorecerá a reação direta e tentará usar parte do 
reagente em excesso para produzir mais produto. 
Q = K: a reação está em equilíbrio 
37 
Quociente da reação Q – exemplo 
Dadas as seguintes concentrações, qual valor de 
Q? E, se K = 1,0, qual lado da reação é 
favorecido nesse valor de Q? 
 
CO(g) + H2​O(g) ⇌ CO2​(g) + H2​(g) 
[CO]=[H2​O]= 1.0M 
[CO2]=[H2]= 15M 
Q = [C]c . [D]d 
 [A]a . [B]b 
225 
38 
Quociente da reação Q – exemplo 
Encontre o valor de Q e determine qual lado da 
reação é favorecido. 
K= 0,5 
CO(g) + H2​O(g) ⇌ CO2​(g) + H2​(g) 
Q = [C]c . [D]d 
 [A]a . [B]b 
4.0 
 
[CO] = 1M 
[H2​O]= 1M 
[CO2] = 2M 
[H2]= 2M 
39 
NÃO TEM AULA DIA 19/04 
Mas vou passar exercícios  
40 
EQUILÍBRIO HETEROGÊNIO 
Quando os produtos e reagentes de uma reação de 
equilíbrio formam uma única fase, seja gás ou 
líquido, o sistema é um equilíbrio homogêneo. 
Em contraste, um sistema cujos reagentes, 
produtos ou ambos estão em mais de uma fase é 
um equilíbrio heterogêneo, como a reação de um 
gás com um sólido ou líquido. 
 
 
41 
EQUILÍBRIO HETEROGÊNIO 
As concentrações de sólidos e líquidos são 
essencialmente constantes: valor de 1 
As concentrações de líquidos e sólidos podem 
ser obtido dividindo a densidade do substância 
por sua massa molar - e ambos são constantes a 
temperatura constante. 
42 
EQUILÍBRIO HETEROGÊNIO 
Portanto, as concentrações de sólidos e líquidos 
não aparecem na expressão de equilíbrio 
43 
CO2(g) + C(s) ⇌ 2CO(g) 
Kp = (PCO)
2 
 (PCO2) 
 
EQUILÍBRIO HETEROGÊNIO 
• Escreva cada expressão para K para as 
seguintes reações de equilíbrio. 
44 
PCl3(l) + Cl2(g) ⇌ PCl5(s) 
Fe3O4(s) + 4H2(g) ⇌ 3Fe(s) + 4H2O(g) 
CaCO3(s) ⇌ CaO(s)+CO2(g) 
C6H12O6(s) + 6O2(g) ⇌ 6CO2(g)+6H2O(g 
atividade 
1. O que significa quando uma reação é descrita 
como “atingindo o equilíbrio”? O que essa afirmação 
significa em relação às taxas de reação direta e reversa? 
O que essa afirmação significa em relação às 
quantidades ou concentrações dos reagentes e dos 
produtos? 
45 
Quando uma reação é descrita como "atingindo o equilíbrio", isso 
significa que a velocidade da reação direta é agora igual à velocidade 
da reação inversa. No que diz respeito às quantidades ou 
concentrações dos reagentes e dos produtos, não há alteração 
devido à taxa de reação direta ser igual à taxa de reação inversa. 
atividade 
É correto dizer que a reação “parou” quando atingiu o 
equilíbrio? Explique sua resposta e apoie-a com um 
exemplo específico. 
46 
Não é correto dizer que a reação "parou" quando atingiu o equilíbrio 
porque não é necessariamente um processo estático onde pode ser 
assumido que as taxas de reação se cancelam a zero ou são 
"paradas", mas em vez disso, um processo dinâmico no qual os 
reagentes são convertidos em produtos na mesma taxa que os 
produtos são convertidos em reagentes. Por exemplo, um 
refrigerante tem dióxido de carbono dissolvido no líquido e dióxido 
de carbono entre o líquido e a tampa que está constantemente 
sendo trocado entre si. O sistema está em equilíbrio e a reação que 
ocorre é CO2( g) + 2H2O( l ) ⇌H2CO3 
atividade 
Por que o equilíbrio químico é descrito como um processo 
dinâmico? Descreva este processo no contexto de uma solução 
saturada de NaCl em água. O que está ocorrendo em um nível 
microscópico? O que está acontecendo em um nível macroscópico? 
47 
O equilíbrio químico é descrito como um processo dinâmico porque 
há um movimento no qual as reações direta e inversa ocorrem na 
mesma velocidade para atingir um ponto em que as quantidades 
ou concentrações dos reagentes e produtos não mudam com o 
tempo. O equilíbrio químico pode ser descrito em uma solução 
saturada de NaCl como no nível microscópico os íons Na+ e Cl− 
deixam continuamente a superfície de um cristal de NaCl para entrar 
na solução, enquanto ao mesmo tempo os íons Na+ e Cl− em 
solução precipitam na superfície. do cristal. No nível macroscópico, o 
sal pode se dissolver ou não, dependendo se o equilíbrio químico foi 
estabelecido. 
atividade 
Qual desses sistemas existe em estado de equilíbrio 
químico? 
• oxigênio e hemoglobina no sistema circulatório humano 
 
• cristais de iodo em um béquer aberto 
 
• a queima da madeira 
 
• a quantidade de C14 em um organismo em decomposição 
48 
Processo reversivel, portanto dinâmico 
Processo reversivel, portanto dinâmico 
Hb(aq)+4H2O(l)⇌Hb(O2)4(aq) . 
H2(g)+I2(g)⇌2HI(g)