Equilíbrio Químico

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Equilíbrio Químico 
Estado de equilíbrio 
• Todas as reacções químicas são, em princípio, 
reversíveis 
• Quando, p.e., dissolvemos CaHCO3 em água, 
inicialmente são formados iões de Ca2+ e de 
HCO3
-
 
• Se esta este processo for levado em ambiente 
fechado, vamos ter a libertação de CO2 que 
permanece em contacto com a solução 
• Estas espécies, Ca2+, HCO3
-, CaCO3, CO2 e H2O, 
coexistem na solução como mostra reacção 
seguinte 
Ca2+(aq) + 2 HCO3
-(aq) CaCO3(s) + CO2(g) + H2O(l) 
• A partir de uma dada altura não se observa 
qualquer mudança a nível macroscópico, 
embora a reacção continue 
• Contudo a nível microscópico o processo 
continua 
• Os produtos, CaCO3, CO2 e H2O, combinam-se e 
a medida que sua concentração aumenta a 
velocidade desta reacção (inversa) também 
aumenta 
• A certa altura as velocidades se igualam e é 
nesta altura que, aparentemente, nada ocorre 
• Temos nesta altura um equilíbrio dinâmico 
• Onde 
Vdirecto = Vinverso 
• O processo de equilíbrio tem também uma 
natureza igual independentemente do lado em 
que for considerado 
Constante de Equilíbrio 
• Para um processo genérico em equilíbrio 
aA + bB cC + dD 
• A posição do equilíbrio pode ser caracterizada 
pelas concentrações das espécies intervenientes 
• Uma forma de expressar esta relacao de 
concentrações é através da constante de equilíbrio 
• Exemplo 
H2(g) + I2(g) = 2HI(g) 
 
 
• Tratando-se de gases podemos também 
exprimir a K através das pressões 
 
Equilíbrio em Sistemas Heterogéneos 
• Para sistemas heterogêneos em equilíbrio na 
relação de equilíbrio não aparecem as 
substâncias que não se distribuem 
homogeneamente como sejam os sólidos e 
líquidos puros 
• Exemplo: 
• Seja o equilíbrio 
CuO(s) + CO(g) = Cu(s) + CO2(g) 
 
• A constante de equilíbrio será 
 
 
 
Cálculos 
• Exemplo: Calcule Kc do equilíbrio indicado 
na equação, se no equilíbrio a concentração 
de N2 gasoso é 0.2mol/l, de O2 gasoso é 
0.4mol/l e de NO 0.6mol/l, à uma dada 
temperatura. 
• N2(g) + O2(g) = 2NO(g 
• Resolução 
N2(g) + O2(g) = 2NO(g) 
 
 
• Exemplo: Calcule Kc da reacção de 
nitrogénio e hidrogénio, se as massas iniciais de 
N2 e de H2 são respectivamente 5.6 e 0.60 
gramas, sendo a massa de amoníaco no 
equilíbrio igual a 0.85 gramas. O volume do 
recipiente é 1dm3. 
• N2(g) + 3 H2(g) → 2 NH3(g) 
 
• Resolução 
N2(g) + 3 H2(g) → 2 NH3(g) 
• Cálculo de concentrações iniciais e em 
equilíbrio 
 
Deslocamento do equilíbrio químico. Princípio de Le 
Chatelier 
• Se um sistema em equilíbrio é perturbado em 
consequência dos processos que nele ocorrem, o 
equilíbrio deslocar-se-á no sentido da diminuição 
do efeito dessa perturbação, ou seja o sistema 
reage de modo a contrariar essa perturbação, 
para tal sua composição modifica-se. Este 
princípio permite fazer previsões de natureza 
qualitativa. 
 
Factores que afectam o estado de 
equilíbrio 
• Variação da concentração de qualquer 
substância que participa na reacção; 
• variação da pressão (para gases); 
• variação da temperatura; 
• variação de quantidades de solvente (para 
soluções). 
 
Efeito da variação da concentração 
• Sempre que se dá um aumento da concentração 
de qualquer das substâncias que participam no 
equilíbrio, o equilíbrio deslocar-se-á no sentido do 
consumo desta substância. Se se dá uma 
diminuição da concentração de qualquer das 
substâncias, o equilíbrio deslocar-se-á no sentido 
da formação desta substância 
Efeito da pressão 
• Se se diminuir o volume do sistema e portanto 
aumentar-se a pressão o equilíbrio deslocar-
se-á no sentido da redução do número de 
partículas do gás, isto é, no sentido do 
diminuição da pressão. 
 
Efeito da variação da temperatura 
• para processos exotérmicos o aumento da 
temperatura favorece a reacção inversa e a 
diminuição favorece a reacção directa 
Efeito da variação do solvente 
• As reacções que se realizam em solução são alteradas pelas 
variações da quantidade do solvente de maneira análoga à 
alteração provocada pela pressão em reacções de gases. A 
diluição (aumento da quantidade do solvente) desloca o 
equilíbrio no sentido de maior número de partículas 
dissolvidas. 
• O aumento do soluto, ou seja, diminuição do solvente faz 
deslocar o equilíbrio no sentido de menor número de 
partículas dissolvidas. 
 
Presença de catalisador 
• Consideremos a reacção reversível 
2 SO2(g) + O2(g) → 2 SO3(g) 
• Este equilíbrio pode estabelecer-se na presença de 
platina ou pentóxido de vanádio, V2O5, que catalisam a 
reacção, mas pode estabelecer-se, também, na 
ausência de catalisadores. 
• Os catalisadores são espécies químicas que alteram a 
velocidade de uma reacção sem serem consumidas 
• Na presença de um catalisador (positivo) o 
equilíbrio é estabelecido mais rapidamente, 
mas a posição do equilíbrio não varia pois o 
catalisador afecta de igual modo a velocidade 
da reacção directa e a velocidade da reacção 
inversa. Os catalisadores são importantíssimos 
na indústria química e não só. 
 
Equilíbrio na indústria 
• Um certo número de químicos que se usam como matéria prima 
para o fabrico e uso industrial e aplicação nos vários ramos de 
actividade económica social obtém-se na indústria química 
usando equilíbrios químicos e tendo como base a lei de Le 
Chatelier 
• O ácido sulfúrico (H2SO4) indispensável no fabrico de fibras 
sintéticas, detergentes, corantes, baterias obtém-se à partir do 
SO3 cuja obtenção é um processo de equilíbrio 
• O amoniáco (NH3), o ácido nítrico assim como o CaO (óxido de 
cálcio) são outras das substâncias que se obtêm usando equilíbrio 
químico