AULA 7- EQUILÍBRIO QUÍMICO

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EQUILÍBRIO QUÍMICO
QUÍMICA GERAL
1
UNIVERSIDADE FEDERAL DE MATO GROSSO/UFMT
CAMPUS UNIVERSITÁRIO DO ARAGUAIA/CUA 
Camila Cíntia Sousa Melo Brito
Barra do Garças – MT
Maio de 2015
2
• O Equilíbrio Químico é dinâmico e fornece informações sobre a direção e o
rendimento dos produtos da reação.
• Considere o N2O4 congelado e incolor. À temperatura ambiente, ele se
decompõe em NO2 marrom:
N2O4(g) 2NO2(g)
• Em um determinado momento, a cor pára de se alterar e temos a mistura de
N2O4 e NO2.
• Equilíbrio químico é o ponto em que as concentrações de todas as espécies
são constantes.
Introdução
3
Equilíbrio Químico
Introdução
4
Introdução
• O ponto no qual a velocidade de decomposição: 
N2O4(g)  2NO2(g) Vdireta
se iguala à velocidade de dimerização:
2NO2(g)  N2O4(g) Vinversa
Vdireta = Viinversa
Equilíbrio Químico
5
• No equilíbrio, tanto de N2O4 reage para formar NO2 quanto de NO2 reage
para formar outra vez N2O4:
Reação direta: N2O4(g) 2NO2(g) Velocidade = k1[N2O4]
Reação inversa: 2NO2(g) N2O4(g) Velocidade = k2[NO2]
2
N2O4(g) 2NO2(g)
Introdução
6
• Considere o processo de Haber:
N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g)
Reação direta Reação inversa
Introdução
7
• Para uma reação geral na fase gasosa
a expressão da constante de equilíbrio é
onde Keq é constante de equilíbrio.
A constante de equilíbrio
aA + bB cC + dD
Em 1864, Cato Maximilian Guldberg
(1836-1902) e Peter Waage (1833-1900)
postularam a lei da ação da massa, que
expressa a relação entre as
concentrações dos reagentes e produtos
presentes no equilíbrio.
Keq=
(𝑃𝐶 )
𝑐 (𝑃𝐷)
𝑑
(𝑃𝐴 )𝑎 (𝑃𝐵)𝑏
8
A constante de equilíbrio
• Para uma reação geral
a expressão da constante de equilíbrio para tudo em solução é
onde Keq é constante de equilíbrio.
aA + bB cC + dD
Keq=
𝐶 𝑐 𝐷 𝑑
𝐴 𝑎 𝐵 𝑏
1. Escreva a expressão de equilíbrio para Keq para as seguintes reações:
a)
b)
c)
2. Escreva a expressão de equilíbrio para Keq para as seguintes reações:
a)
b)
H2(g) + I2(g) 2HI(g)
2 O3(g) 3 O2(g)
Exercícios 
Ag+(aq) + 2 NH3(aq) Ag(NH3)2(aq)
2 NO(g) + Cl2(g) 2 NOCl(g)
Cd2+(aq) + 4 Br
-
(aq) CdBr4
2-
(aq)
3. Determine a constante de equilíbrio para a reação abaixo:
a)
b)
c)
Onde: N2= 2,46 atm; H2= 7,38 atm; NH3=0,166 atm
H2(g) + I2(g) 2HI(g)
H2(g) + Cl2(g) 2HCl(g)
Exercícios 
N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g)
11
Não esquecer de balancear a reação antes de fazer os cálculos.
N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g)
[NH3]
2
[H2]
3 .[N2]
Keq =
[0,796]2
[0,324]3 . [0,305]
Keq = Kc = 61,08
d) Sabendo que:
H2 = 0,324 mol.L
-1; N2 = 0,305 mol.L
-1; NH3 = 0,796 mol.L
-1
12
• A constante de equilíbrio, K, é a razão entre produtos e reagentes.
• Quanto maior for K, mais produtos estarão presentes no equilíbrio.
• Quanto menor for K, mais reagentes estarão presentes no equilíbrio.
• Se K >> 1, então os produtos predominam no equilíbrio e o equilíbrio
encontra-se à direita.
• Se K << 1, então os reagentes predominam no equilíbrio e o equilíbrio
encontra-se à esquerda
Ordem de grandeza das constantes de equilíbrio
k = [Prod]
[Reag]
13
Ordem de grandeza das constantes de equilíbrio
14
Exemplo: A reação de N2 com O2 para formar NO poderia ser considerada uma maneira de
‘fixar’ nitrogênio.
O valor para a constante de equilíbrio para essa reação a 25°C é Keq=1x10
-30. Descreva a
praticabilidade dessa reação para fixação de nitrogênio.
Exercício: 4 - A constante de equilíbrio para a reação:
Varia com a temperatura como segue: keq= 794 a 298 K; Keq= 54 a 700 K. A formação de HI
é mais favorecida a temperatura mais alta ou mais baixa?
Ordem de grandeza das constantes de equilíbrio
N2(g) + O2(g) 2 NO(g)
H2(g) + I2(g) 2HI(g)
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• Um equilíbrio pode ser abordado a partir de qualquer sentido.
• Exemplo:
• tem
O sentido da equação química e Keq
N2O4(g) 2NO2(g)
Keq=
(𝑃𝑵𝑶
𝟐
)2
(𝑃𝑁
2
𝑂
4
)
= 6.46 a 100°C
16
O sentido da equação química e Keq
• No sentido inverso:
2NO2(g) N2O4(g)
Keq=
(𝑃𝑵
𝟐
𝑶
𝟒
)
(𝑃𝑁
2
𝑂)2
= 0.155 =
1
6.46
a 100°C
17
Exemplo: a) Escreva a expressão para Keq para a seguinte reação:
b) Usando a informação do “exemplo anterior em ordem de grandeza”, determine o valor
dessa constante de equilíbrio a 25°C.
O valor para a constante de equilíbrio para essa reação a 25°C é Keq=1x10
-30. Descreva a
praticabilidade dessa reação para fixação de nitrogênio.
Exercício: 5 – Para a formação de NH3 a partir de N2 e H2:
Keq= 4,34x10
-3 a 300 °C. Qual é o valor de Keq para a reação inversa?
2 NO(g) N2(g) + O2(g)
O sentido da equação química e Keq
N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g
18
A relação entre Keq
aA + bB ↔ cC + dD K1
cC + dD ↔ aA + bB K2 = 1
K1
naA + nbB ↔ ncC + ndD K3 = K1
n
A↔B K1
B↔ C K2
A ↔ C K3
K3 = K1.K2
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Exemplo: a) Dada as seguintes informações:
Determine o valor da constante de equilíbrio para a seguinte reação:
Exercício: 6 – Dada a seguinte informação a 700K, Keq=54,0 para a reação, Keq= 1,04x10
-4
para a reação determine o valor da constante de equilíbrio para a reação
HF(aq) H
+
(aq) + F
-
(aq) Keq= 6,8x10
-4
A relação entre Keq
H2C2O4(aq) 2H
+ 
(aq) + C2O4
2-
(aq) Keq= 3,8x10
-6
2 HF(aq) + C2O4
2-
(aq) 2 F
-
(aq) + H2C2O4(aq)
H2(g) + I2(g) 2HI(g)
N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g)
2NH3(g) + 3 I2(g) 6HI(g) + N2(g) 
20
A termodinâmica e o equilíbrio
N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g)
• Enquanto não se atinge o equilíbrio:
∆G < 0 - direção de formação de Produtos – reação direta espontânea.
• Se iniciarmos a reação com excesso de NH3 a reação inversa será espontânea e
portanto ∆G > 0.
• No equilíbrio ∆G = 0, neste caso não existe tendência de espontaneidade na
direção direta e inversa.
21
A termodinâmica e o equilíbrio
22
Usando a constante de equilíbrio
• K fornece informações tais como:
- [ ] alta ou baixa de produtos;
- direção da reação;
k = [Prod]
[Reag]
• A direção da reação – comparar Q com K
Favorece Prod. Favorece Reag.Equilíbrio
23
A termodinâmica e o equilíbrio
Tendência a formar Produtos Tendência a formar Reagentes
24
Exemplo: a) Suponha que coloquemos uma mistura de 2,0 mol de H2, 1,00 mol de N2 e
2,00 mol de NH3 em um recipiente de 1,00L a 472°C. N2 e H2 reagirão para formar mais
NH3?
Devemos calcular a pressão parcial de cada espécie.
PH2 =
𝑛𝐻2 𝑅𝑇
𝑉
=
2 𝑚𝑜𝑙𝑠 (
0,0821 𝐿 𝑎𝑡𝑚
𝑚𝑜𝑙 𝐾
)(745𝐾)
1,00𝐿
= 122 𝑎𝑡𝑚
PN2 =
𝑛𝑁2 𝑅𝑇
𝑉
=
1 𝑚𝑜𝑙 (
0,0821 𝐿 𝑎𝑡𝑚
𝑚𝑜𝑙 𝐾
)(745𝐾)
1,00𝐿
= 61,2 𝑎𝑡𝑚
PNH3 =
𝑛𝑁𝐻3 𝑅𝑇
𝑉
=
2 𝑚𝑜𝑙𝑠 (
0,0821 𝐿 𝑎𝑡𝑚
𝑚𝑜𝑙 𝐾
)(745𝐾)
1,00𝐿
= 122 𝑎𝑡𝑚
Keq=
(𝑃𝑁𝐻3)
2
𝑃𝑁2 (𝑃𝐻2)
3 =
122 2
61,2 122 3
=1,34x10-4
Keq= 2,79 x10
-5 a 472°C
N2(g) + 3 H2(g) 2NH3(g)
Usando a constante de equilíbrio
25
Exemplo: A 448° C a constante de equilíbrio, Keq, para reação
é 51. Determine como a reação prosseguirá para atingir o equilíbrio a 448°C se
começarmos com 2,0x10-2 mol de HI,1,0x10-2 mol de H2 e 3,0x10
-2mol de I2 em um
recipiente de 2,00L.
Exercício: 7 – A 1.000K o valor de keq para a reação é 0,338. Calcule o valor de Q,
determinando o sentido no qual a reação prosseguirá em direção ao equilíbrio se as
pressões parciais dos reagentes forem PSO3 =0,16 atm; PSO2 = 0,41atm; PO2 =2,5 atm.
Usando a constante de equilíbrio
H2(g) + I2(g) 2HI(g)
2SO3(g) 2SO2(g) + O2(g)
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O equilíbrio heterogênio
• Quando todos os reagentes e produtos estão em uma fase, o equilíbrio é
homogêneo.
• Se um ou mais reagentes ou produtos estão em uma fase diferente, o equilíbrio
é heterogêneo.
• Considere:
– experimentalmente, a quantidade de CO2 não parece depender das
quantidades de CaO e CaCO3.
– Por quê?
CaCO3(s) CaO(s) + CO2(g)
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O equilíbrio heterogênio
Ex.:
Keq=
𝑃𝑏2
+
[𝐶𝑙
−
]
[𝑃𝑏𝐶𝑙2]
• Sólido ou líquido puro, solvente com concentrações baixas, sua concentração
não é incluída na expressão Keq para a reação.
Concentração x Concentração referência
Ex.:
Keq=
𝑂𝐻
−
[𝐻𝐶𝑂3
−
]
[𝐶𝑂3
2
−
]
PbCl2(g) Pb
2+
(g) + 2Cl
-
(g)
H2O(l) + CO3
2+
(aq) OH
-
(aq) + HCO
3-
(aq)
28
O equilíbrio heterogênio
• A concentração de um sólido ou um líquido puro é sua densidade dividida pela
massa molar.
• Nem a densidade nem a massa molar é uma variável, as concentrações de
sólidos e líquidos puros são constantes.
• Ignoramos as concentrações de líquidos puros e sólidos puros nas expressões
das constantes de equilíbrio.
• A quantidade de CO2 formada não dependerá muito das quantidades de CaO
e CaCO3 presentes.
29
O equilíbrio heterogênio
Keq = PCO2
30
Exemplo: Escreva as expressões da constante de equilíbrio para cada uma das seguintes
reações:
a)
b)
c)
Exercício: 8 – Escreva as expressões da constante de equilíbrio para as reações:
a)
b)
CO2(g) + H2(g) CO(g) + H2O(l)
SnO2(s) + 2 CO(g) Sn (s) + 2CO2 (g)
Sn(s) + 2H
+
(aq) Sn
2+
(aq) + H2(g)
O equilíbrio heterogênio
3 Fe(s) + 4H2O(g) Fe3O4(s) + 4H2(g)
Cr(s) + 3Ag
+
(aq) Cr
3+
(aq) + 3Ag(s)
31
Cálculo das constants de equilíbrio
Ex.: Uma mistura de hidrogênio e nitrogênio em um recipiente de reação
atinge o equilíbrio a 472°C. A mistura de gases em equilíbrio foi analisada e
descobriu-se que ela contem 7,38 atm de H2, 2,46 atm de N2 e 0,166 atm de
NH3. A partir desses dados calcule a constante de equilíbrio Keq, para: N2(g) +
3H2(g) ↔ 2NH3(g).
Exercício: Encontra-se que uma solução aquosa de ácido acético tem as
seguintes concentrações no equilíbrio a 25 °C: [HC2H3O2] =1,65x10
-2 mol L-1;
[H+] = 5,44x10-4 mol L-1 e [C2H3O2] = 5,44x10
-4 mol L-1. Calcule a constante de
equilíbrio, Keq para a ionização do ácido acético a 25°C.
32
Cálculo das constants de equilíbrio
Geralmente não sabemos as [ ] no equilíbrio de todas as espécies químicas em um
equilíbrio.
1- Tabelar as concentrações iniciais e no equilíbrio de todas as espécies na expressão da constante.
2- para as espécies que tanto a concentração inicial quanto a concentração no equilíbrio são
conhecidas, calculamos a variação na concentração que ocorre à medida que o sistema atinge o
equilíbrio.
3- Use a estequiometria da reação (isto é use os coeficientes estequiométricos na equação química
balanceada) para calcular as variações na concentração para todas as outras espécies no equilíbrio.
4- A partir das concentrações iniciais e das variações na concentração, calcule as concentrações no
equilíbrio.
33
Cálculo das constants de equilíbrio
Exemplo: Dissolve-se uma quantidade de amônia suficiente em 5,00L de água
a 25°C para produzir uma solução de 0,0124mol L-1 de amônia. A solução é
mantida até que atinga o equilirio. A análise da mistura em equilíbrio mostra
que a concentração de OH- é 4,64x10-4 mol-1. Calcule a Keq a 25°C para a
reação.
NH3(aq) + H2O(l) ↔ NH4
+ 
(aq) + OH
-
(aq)
NH3 H2O NH4
+ OH-
Inicial 0,0124molL-1 0 molL-1 0 molL-1
Variação
Equilíbrio 4,64x10-4 molL-1
34
Cálculo das constants de equilíbrio
NH3(aq) + H2O(l) ↔ NH
4+ 
(aq) + OH
-
(aq)
Para cada 1 mol de OH- formado, 1 mol de NH3 deve ser consumido.
[NH4
+] = 0 + 4,64x10-4 molL-1
[NH3] = 0,0124 molL
-1 - 4,64x10-4 molL-1 = 0,01194 molL-1
Keq= 
𝑁𝐻4
+
[𝑂𝐻
−
]
[𝑁𝐻3]
=
4,64𝑥10−4 2
(0,0119)
= 1,81x10-5
NH3 H2O NH4
+ OH-
Inicial 0,0124 molL-1 0 molL-1 0 molL-1
Variação - 4,64x10-4 molL-1 + 4,64x10-4 molL-1 + 4,64x10-4 molL-1
Equilíbrio 0,0119 molL-1 4,64x10-4 molL-1 4,64x10-4 molL-1
35
Cálculo das constants de equilíbrio
Exercício: O trióxido de enxofre decompõe-se a alta temperatura em um
recipiente selado: 2SO3(g) + 2 SO2(g) ↔ O2 (aq). Inicialmente o recipiente é
abastecido a 1000K com SO3(g) a uma pressão parcial de 0,500 atm. No
equilíbrio a pressão parcial de SO3 é a 0,200 atm. Calcule o valor de keq a
1000K.
2SO3 2 SO2(g O2
Inicial 0,500 atm 0 atm 0 atm
Variação
Equilíbrio 0,200 atm
36
As tabelas de equilíbrio
1) composição inicial
2) as mudanças no equilíbrio
3) composição final do equilíbrio
Ex. Haber iniciou seu experimento com uma mistura de 0,5 mol/L de N2 e 0,8
mol/L de H2 e deixou atingir o equilíbrio com o produtos NH3.
No equilíbrio [NH3] = 0,15 mol/L. Calcule Keq.
N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g)
37
Espécies N2 3H2 2NH3
Início 0,5 0,8 0
Variação -0,075 -0,225 0,15
Final 0,425 0,575 0,15
Relação estequiométrica
1N2 2NH3
x 0,15
x = 0,075 mol/L
Relação estequiométrica
3H2 2NH3
x 0,15
x = 0,225 mol/L
k = [NH3]
2
[H2]
3 [N2]
k = [0,15]2 
[0,575]3 [0,425]
K = 0,28
As tabelas de equilíbrio
38
Cálculo das constantes de equilíbrio
Exemplo: Para o processo de Haber, N2(g) + 3H2 ↔ NH3(g), Keq= 1,45x10
-5 a
500°C. Em uma mistura em equilíbrio dos três gases a 500°C, pressão parcial
de H2 é 0,928 atm e a pressão parcial de N2 é 0,432 atm. Qual é a pressão
parcial de NH3 nessa mistura no equilíbrio?
N2(g) + 3H2 ↔ 2NH3(g)
0,432 0,928 x
Keq=
𝑃𝑁𝐻3
2
𝑃𝑁2 𝑃𝐻2
3 =
𝑥2
0,432 0,938 3
=1,45x10-5
X2= (1,45x10-5 ) ( 0,432) (0,938)3 = 5,01x10-6
X2= 5,01𝑥10−6 = 2,24𝑥10−3 𝑎𝑡𝑚 = 𝑃𝑁𝐻3
Conferir: Keq=
22,4 𝑥10−3 2
0,432 0,938 3
= 1,45x10-5
39
Cálculo das constantes de equilíbrio
Exercício: A 500°C a reação de PCl5(g) ↔ PCl3(g) + Cl2(g) tem Keq= 0,497. Em uma
mistura em equilíbrio a 500K, a pressão parcial de PCl5 é 0,860 atm e a
pressão parcial de PCl3 é 0,350 atm. Qual é a pressão parcial de Cl2 na mistura
em equilíbrio?
40
As respostas do equilíbrio as mudanças nas condições
Princípio de Le Chatelier: quando uma perturbação é aplicada ao sistema em
equilíbrio dinâmico, o equilíbrio tende a se ajustar para minimizar o efeito da
perturbação.
Fatores que alteram o equilíbrio:
• Adição e remoção de reagentes e produtos
• Pressão
• Temperatura
41
Adição de reagentes ou produtos
Aumentando a quantidade de H2 desloca para formação de NH3 
N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g)
Aumentando a quantidade de N2 desloca para formação de NH3 
Aumentando a quantidade de NH3 desloca para formação dos Reagentes
42
Remoção de reagentes ou produtos
N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g)
Remoção de H2 ou de N2 desloca para Reagentes
Remoção de NH3 desloca para formação de Produtos
43
Remoção de reagentes ou produtos
• O Princípio de Le Chatelier sugere um bom caminho para assegurar que a
reação continue gerando uma substância, como por exemplo removendo os
produtos assim que são gerados.
• Os processos industriais raramente atingem o equilíbrio por essa razão.
• NH3pode ser continuamente produzida através de sua remoção e
dissolução em H2O.
44
Pressão 
N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g)
• Se aumentar a pressão desloca o equilíbrio para o lado de menor nº
de moléculas, ou seja, P desloca para formação de NH3
• Se diminuir a pressão desloca o equilíbrio para lado de maior nº de
moléculas , ou seja, lado dos reagentes.
• Com isso Haber compreendeu que para aumentar a produção de NH3 era
necessário conduzir a reação a Pressão alta.
45
Temperatura 
• K depende da T
• Reação 
EXOTÉRMICA - calor liberado, T favorece os Reagentes
ENDOTÉRMICA - calor absorvido, T favorece os Produtos 
46
Reação Endotérmica:
Co(H2O)6
+2 (aq) + 4Cl- (aq) ↔ CoCl4
-2 (aq) + 6H2O (l) 
Tamb os íons Co(H2O)6
+2 rosa
e CoCl4
-2 azuis estão
presentes em quantidade
significativas dando cor
violeta a solução
Aquecendo a solução
desloca o equilíbrio para
formação de CoCl4
-2
Resfriando a solução
desloca o equilíbrio para
lado dos reagentes de
Co(H2O)6
+2
47
Catalisadores
• Acelera reação;
• Não tem efeito sobre a composição;
• O equilíbrio dinâmico não é afetado.
Realização de Haber
N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g)
• retirar NH3
• aumentar Pressão 
• T menor (reação Exo)
• Problema!!!!
• Catalisador
48
EXERCÍCIOS
1. Escrever a expressão da constante de equilíbrio (Keq) para as seguintes reações
genéricas de equilíbrios homogêneos:
a) 2A + 3B ↔ C + 4D
b) X ↔ 2Y + M
c) N2O4(g) ↔ 2NO2(g)
d) 2NO(g) + Cl2(g) ↔ 2NOCl(g)
49
2. Em determinadas condições de pressão e temperatura, um frasco fechado
contém 0,4 mol/L de O3(g) em equilíbrio com 0,2 mol/L de O2(g), de acordo com
a seguinte equação:
3 O2(g) ↔ 2 O3(g)
Determine o valor de Keq.
3. A constante de equilíbrio, Keq da reação abaixo é 3,8x10
-5. Calcule a
concentração de I2 sendo que concentração de I = 3,5x10
-2 mol L-1.
2I2(g) ↔ 4I(g)