10-Equilíbrio Químico - parteI

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Equilíbrio Químico(I) 
Departamento de Biologia
Profª: Dra. Daniele C. da Silva
Curso Ciências Biológicas
Química Geral
Conceito
Um equilíbrio químico é a situação em que a proporção
entre os reagentes e produtos de uma reação química se
mantém constante ao longo do tempo.
Reagentes produtos e
Produtos reagentes
Condições
Velocidade da reação 
direta igual a velocidade 
da reação inversa.
Concentrações ou pressões 
parciais (no caso gases) 
constantes com o tempo.
Sistema fechado.
Reação reversível
Exemplo: formação do trióxido de enxofre (SO3) a partir do gás
oxigênio (O2) e do dióxido de enxofre (SO2(g)) — uma etapa do
processo de fabricação do ácido sulfúrico.
A seta dupla significa que a reação ocorre nos dois sentidos.
A reação que ocorre da 
esquerda pra a direita chama-se 
reação direta.
A reação que ocorre da direita 
pra a esquerda chama-se 
reação inversa.
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 para 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.
Reação (direta ou indireta)
Reação direta: A → B Velocidade = k[A]
Reação inversa: B → A Velocidade = k[B]
•No equilíbrio VA = VB = k[A] = k[B].
Para um equilíbrio escrevemos:
À medida que a reação progride
– [A] e [B] diminuem para uma constante,
– [C] e [D] aumentam de zero para uma constante.
– Quando [A], [B] e [C], [D] são constantes, o equilíbrio é
alcançado.
– k[A] diminui para uma constante,
– k[B] aumenta de zero para uma constante.
– Quando k[A] = k[B], o equilíbrio é alcançado.
A + B C + D
Quando todas as substâncias envolvidas no equilíbrio se
encontram no mesmo estado físico diz-se que temos um
equilíbrio homogêneo, que é o caso de todos os equilíbrios
apresentados aqui até então.
Quando os equilíbrios estão envolvidas mais de uma fase são
chamados de equilíbrios heterogêneos.
Ni(s) + 4CO(g) Ni(CO)4(g)
Equilíbrio homogêneo e heterogêneo
N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g)
Importante
Quando uma reação atinge o equilíbrio ela não para. 
Ela continua se processando, porém tanto a reação 
direta como a inversa ocorrem à mesma 
velocidade, e desse jeito a proporção entre os 
reagentes e os produtos não varia. 
1) Considere o gráfico abaixo:
a) Qual variável o eixo das ordenadas representa, considerando-se que o
sistema atinge o equilíbrio a partir de determinado tempo? Justifique.
b) Indique no gráfico, o momento em que a reação entra em equilíbrio.
c) Escreva uma equação genérica que possa ser representada pelo gráfico,
identificando os reagentes e os produtos pelas respectivas cores das
curvas. 11
Exercícios
2) Represente, por meio de gráfico, a rapidez da reação direta e da
reação inversa até atingir o estado de equilíbrio para a reação:
2 SO2 (g) + O2 (g) 2 SO3 (g)↔
12
(v1 e v2 são as velocidades das reações direta e inversa)
Quando se estabelece o equilíbrio químico é possível afirmar que:
a) [N2] = [H2].
b) [NH3] = constante.
c) [N2] = [NH3].
d) v2 > v1.
e) v1 > v2 .
3) Considere a reação entre nitrogênio e hidrogênio: 
13
Reações Reversíveis
Reações predominantemente: No equilíbrio as 
concentrações de reagentes e produtos podem ser iguais 
ou diferentes.
Princípio de Le Chatelier 
(Alteração das condições da reação)
Quando um sistema químico em equilíbrio é perturbado
por alteração da temperatura, ou da pressão, ou de
concentrações, desloca a composição da mistura reacional em
equilíbrio de modo a contrabalancear a modificação imposta.
 Alteração das concentrações pela remoção ou adição de componentes da 
reação;
 Alteração da pressão parcial de componente da reação pela modificação do 
volume;
 Alteração da temperatura.
Constante de Equilíbrio
Para sabermos quantitativamente, se o equilíbrio químico tende
para a reação direta ou inversa, numa determinada temperatura
definimos uma constante de equilíbrio K que pode ser
calculada em termos de concentração mol/L Kc ou pressão
parcial Kp
K = [produtos]/[reagentes]
* Para determinar os valores de Kc Kp dependem apenas da temperatura
Exemplo: Kc = 5,0 x 107 significa que o equilíbrio da reação está mais
deslocado no sentido dos produtos.
aA + bB cC + dD
onde A, B, C e D representam as espécies químicas
envolvidas e a, b, c e d os seus respectivos coeficientes
estequiométricos.
Os colchetes representam o valor da concentração (mol/L) da
espécie que está simbolizada dentro dele ([A] = concentração da
espécie A, e assim por diante). Kc Constante de equilíbrio da
reação.
Adimensional!!!
Kc = [C]c . [D]d
[A]a . [B]b
Deduzindo:Informativo
Kc= Kd/Ki
Kc = [C]c . [D]d
[A]a . [B]b
Observações
 O valor de Kc depende da reação considerada e da
temperatura, e independe das concentrações iniciais dos
regentes;
 A constante de equilíbrio é tratada como um número puro,
isto é, sem unidades.
 Líquidos e sólidos puros, que não fazem parte de solução,
não constam da expressão da constante de equilíbrio.
Observações
A concentração de um sólido ou um líquido puro (que são
virtualmente incompressíveis) é a mesma independentemente
de quanto houver deles (já um gás, que pode ser comprimido
sem dificuldade, tem a sua concentração variada facilmente).
Por essa razão se simplifica as expressões das constantes de
equilíbrio omitindo-se a concentração de sólidos e líquidos
puros
Exercícios 
1) Escreva a expressão da constante de equilíbrio para as equações 
abaixo:
a) 2NO (g) + Cl2 (g) ↔ 2NOCl (g)
b) Fe(s) + Cu2+ (aq) ↔ Fe2+ (aq) + Cu (s)
2) Uma quantidade de nitrogênio e hidrogênio é colocada em um
recipiente de 1,00 litro a 500 °C. Quando o equilíbrio é estabelecido,
estão presentes 3,01 mols de N2, 2,10 mols de H2 e 0,565 mol de
NH3. Calcule o valor de Kc a essa temperatura.
N2(g) + 3H2(g) ⇌ 2NH3(g)
Constante de Equilíbrio Kp (pressão 
parcial)
Somente para gases.
No lugar da concentração 
valores de pressão parcial 
dos gases
Constante de Equilíbrio Kp (pressão 
parcial)
Pela equação dos gases reais tem-se que para cada gás de uma mistura
gasosa:
Rearranjando a equação, teremos:
O membro esquerdo (nx/V) é a fórmula para o cálculo da concentração molar 
do gás. A constante R é sempre a mesma e a temperatura T não varia em um 
sistema que permanece em equilíbrio químico, assim o único fator que pode 
variar na equação em um equilíbrio é a pressão parcial Px. Dessa forma pode-
se dizer que a concentração do gás é proporcional à sua pressão parcial.
Exemplo
Para expressar a lei de equilíbrio em termos das pressões
parciais, basta que apenas uma das espécies do equilíbrio
esteja no estado gasoso.
Escreva a expressão da constante de equilíbrio Kp para as
seguintes reações:
a) H2 (g) + I2 (g) ↔ 2HI (g)
b) CaCO3 (s) ↔ CaO (s) + CO2 (g)
Resumindo!!!
A constante de equilíbrio, K, é a razão entre produtos e
reagentes.
Consequentemente, quanto maior for K, mais produtos
estarão presentes no equilíbrio.
De modo inverso, quanto menor for K, mais reagentes
estarão presentes no equilíbrio.
Resumindo!!!
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.
Constante para soma de reações
Se uma reação química pode ser expressa pela soma de
duas ou mais reações (ou etapas individuais), então:
Kc da reação global será a multiplicação das constantes de cadauma das reações individuais.
Relação entre a velocidade da 
reação e a constante de equilíbrio
No equilíbrio a velocidade tanto da reação inversa quanto a 
da direta são iguais. 
A velocidade de uma reação depende de uma outra
constante chamada de constante de velocidade (simbolizada
aqui por κ ); e é possível encontrar uma relação entre as
constantes de velocidade das reações direta e indireta, e a
constante de equilíbrio.
Considerando esse equilíbrio:
2A X + Y
Relação entre a velocidade da 
reação e a constante de equilíbrio
As duas reações que ocorrem nele, juntamente com a expressão 
de suas respectivas velocidades (r):
2A → X + Y
X + Y → 2A
Uma vez que as velocidades de ambas as reações são
idênticas no equilíbrio, pode-se igualá-las:
Assim:
válida para qualquer equilíbrio cujas 
reações ocorram em uma única etapa
Reação global para 
mais de uma etapa
Relação entre Kc e Kp
•Em alguns casos precisamos converter uma constante na
outra.
•Existe uma relação matemática entre as constantes de
equilíbrio em função da concentração Kc e em função da
pressão parcial Kp, baseada na equação de Clapeyron:
aA(g) + bB(g) + cC(s) yY(g) + zZ(g)
Δn = (y + z) - (a + b)
Fatores que influenciam o equilíbrio
•Concentração
•Pressão
•Temperatura
•Efeito do catalisador
Concentração
Ao se alterar a quantidade de uma substância, também se
está mexendo na velocidade em que a reação se processa (pois
se estará mudando as chances de as substâncias reagirem
entre si).* a velocidade das reações direta e inversa deixa de
ser igual
Quando a concentração de um dos compostos da reação
é aumentada, a reação se deslocará no sentido de minimizar
essa perturbação, ou seja, no sentido de consumir o excesso.
Fatores que influenciam o equilíbrio
Exemplo 1: 4NH3(g) + 3O2(g) 2N2(g) + 6H2O(g)
a) Adição de N2 b) remoção de NH3 c) remoção de H2O
Fatores que influenciam o equilíbrio
Exemplo 2: SO3(g) + NO(g) SO2(g) + NO2(g)
a) Adição de NO b) Adição de NO2 c) remoção de SO2
Compressão
Um equilíbrio gasoso pode ser afetado pela compressão.
Então o equilíbrio tende a deslocar a reação na direção que
reduz o número de moléculas em fase gás. O aumento da
pressão pela introdução de um gás inerte não afeta a
composição em equilíbrio.
Fatores que influenciam o equilíbrio
Fatores que influenciam o equilíbrio
Exemplos: 2NO2(g) N2O4(g)
H2(g) + I2(g) 2HI(g)
Temperatura
É encontrado experimentalmente que a formação de produtos
de uma reação exotérmica (isto é, que liberta energia) é
favorecida com a diminuição da temperatura, ao passo que a
formação de produtos em uma reação endotérmica (isto é, que
absorve energia) é favorecida com o aumento da temperatura.
Fatores que influenciam o equilíbrio
Temperatura
Em um equilíbrio, se uma reação é endotérmica a outra
necessariamente é exotérmica, e vice-versa. Aumentar ou
diminuir a temperatura fará com que a velocidade de uma das
reações aumente e a da outra diminua. As velocidades das
reações se igualarão novamente depois de um tempo; (a
constante de equilíbrio nessa nova temperatura não será mais
a mesma da temperatura anterior.)
Fatores que influenciam o equilíbrio
Catalisador
A adição de um catalisador direciona a reação para um novo
mecanismo, o qual é mais rápido do que o sem a catálise.
Contudo, o catalisador não afeta o valor da constante de
equilíbrio, ele apenas faz com que o equilíbrio seja atingido
em um tempo menor.
Fatores que influenciam o equilíbrio
Atenção: O equilíbrio não é deslocado com a presença 
do catalisador
Curvas tracejadas: com catalisador
Curvas cheias: sem catalisador
Processo Haber-Bosch
Fe – catalisador
Pressão -250 atm
Temperatura – 450 ºC
	Equilíbrio Químico(I) 
	Conceito
	Condições
	Slide Number 4
	Slide Number 5
	Reação (direta ou indireta)
	Slide Number 7
	Slide Number 8
	Slide Number 9
	Importante
	Slide Number 11
	Slide Number 12
	Slide Number 13
	Reações Reversíveis
	Princípio de Le Chatelier �(Alteração das condições da reação)
	Constante de Equilíbrio
	aA + bB cC + dD
	Deduzindo:Informativo
	Slide Number 19
	Slide Number 20
	Slide Number 21
	Slide Number 22
	Constante de Equilíbrio Kp (pressão parcial)
	Constante de Equilíbrio Kp (pressão parcial)
	Exemplo
	Resumindo!!!
	Resumindo!!!
	Constante para soma de reações
	Slide Number 29
	Slide Number 30
	�Relação entre a velocidade da reação e a constante de equilíbrio�
	�Relação entre a velocidade da reação e a constante de equilíbrio�
	Slide Number 33
	Relação entre Kc e Kp
	Slide Number 35
	Fatores que influenciam o equilíbrio
	Fatores que influenciam o equilíbrio
	Fatores que influenciam o equilíbrio
	Slide Number 39
	Slide Number 40
	Fatores que influenciam o equilíbrio
	Fatores que influenciam o equilíbrio
	Slide Number 43
	Slide Number 44
	Slide Number 45
	Slide Number 46
	Slide Number 47
	Slide Number 48
	Slide Number 49
	Slide Number 50
	Slide Number 51
	Slide Number 52
	Slide Number 53
	Slide Number 54
	Slide Number 55
	Slide Number 56