Buscar

Equilíbrio Químico e Lei da Ação das Massas

Faça como milhares de estudantes: teste grátis o Passei Direto

Esse e outros conteúdos desbloqueados

16 milhões de materiais de várias disciplinas

Impressão de materiais

Agora você pode testar o

Passei Direto grátis

Faça como milhares de estudantes: teste grátis o Passei Direto

Esse e outros conteúdos desbloqueados

16 milhões de materiais de várias disciplinas

Impressão de materiais

Agora você pode testar o

Passei Direto grátis

Faça como milhares de estudantes: teste grátis o Passei Direto

Esse e outros conteúdos desbloqueados

16 milhões de materiais de várias disciplinas

Impressão de materiais

Agora você pode testar o

Passei Direto grátis

Você viu 3, do total de 13 páginas

Faça como milhares de estudantes: teste grátis o Passei Direto

Esse e outros conteúdos desbloqueados

16 milhões de materiais de várias disciplinas

Impressão de materiais

Agora você pode testar o

Passei Direto grátis

Faça como milhares de estudantes: teste grátis o Passei Direto

Esse e outros conteúdos desbloqueados

16 milhões de materiais de várias disciplinas

Impressão de materiais

Agora você pode testar o

Passei Direto grátis

Faça como milhares de estudantes: teste grátis o Passei Direto

Esse e outros conteúdos desbloqueados

16 milhões de materiais de várias disciplinas

Impressão de materiais

Agora você pode testar o

Passei Direto grátis

Você viu 6, do total de 13 páginas

Faça como milhares de estudantes: teste grátis o Passei Direto

Esse e outros conteúdos desbloqueados

16 milhões de materiais de várias disciplinas

Impressão de materiais

Agora você pode testar o

Passei Direto grátis

Faça como milhares de estudantes: teste grátis o Passei Direto

Esse e outros conteúdos desbloqueados

16 milhões de materiais de várias disciplinas

Impressão de materiais

Agora você pode testar o

Passei Direto grátis

Faça como milhares de estudantes: teste grátis o Passei Direto

Esse e outros conteúdos desbloqueados

16 milhões de materiais de várias disciplinas

Impressão de materiais

Agora você pode testar o

Passei Direto grátis

Você viu 9, do total de 13 páginas

Faça como milhares de estudantes: teste grátis o Passei Direto

Esse e outros conteúdos desbloqueados

16 milhões de materiais de várias disciplinas

Impressão de materiais

Agora você pode testar o

Passei Direto grátis

Prévia do material em texto

EQUILÍBRIO QUÍMICO 1 
 
 
 
 
1- Introdução 
 
Uma reação química é composta de duas partes separadas por uma flecha, a qual 
indica o sentido da reação. As espécies químicas denominadas como reagentes ficam à esquerda da 
flecha e, à direita, ficam os produtos, ou resultado da reação química. 
 
Reagentes à Produtos 
A + B à C + D 
Quando a reação não se completa e os reagentes e produtos mantêm-se em equilíbrio, 
utilizam-se duas setas em sentidos contrários ou uma seta dupla para separar as duas partes da 
reação química. O equilíbrio químico é dinâmico, o qual indica que a reação que se processa em 
um sentido (dos reagentes para os produtos, sentido direto) tem a mesma taxa de desenvolvimento 
que a reação que se processa no sentido inverso (dos produtos para os reagentes) 
 
Reagentes ßà Produtos 
A + B ßà C + D 
 
A existência de um equilíbrio químico dinâmico significa que a reação química nem 
sempre caminha para um final; ao invés disto, alguns reagentes e produtos coexistem no sistema. 
Este equilíbrio dinâmico é um estado em que parece que nada está ocorrendo, porém é 
um estado no qual reações químicas estão ocorrendo e freqüentemente em velocidades rápidas. 
 
1 Arquimedes Lavorenti. Professor Associado do Depto. de Ciências Exatas, ESALQ/USP, Caixa Postal 9, 
 13418-900 – Piracicaba – SP. E-mail: alavoren@carpa.ciagri.usp.br – Publicação Destinada ao Ensino de 
 Ciências - Química - 28/3/2002 
 2
Conforme o sentido da reação, as mesmas podem ser classificadas em irreversíveis ou 
reversíveis. Nas reações irreversíveis as substâncias que atuam como reagentes se transformam em 
produtos da reação e entre os mesmos não existe nenhuma afinidade, e a reação não tem retorno, 
nem um equilíbrio é estabelecido, isto é, não é reversível. 
Uma espécie química sempre vai existir em equilíbrio com outras formas de si mesma. 
As outras formas podem existir em quantidades não detectáveis porém elas sempre estarão 
presente. Estas outras formas originam devido a desordem natural da natureza que nós chamamos 
de entropia (é impossível ser perfeito). 
Como exemplo, água pura consiste de compostos moleculares e íons dissociados que 
coexistem no equilíbrio: 
H2O(l) ßà H+(aq) + OH-(aq) 
O subscrito (l) se refere ao estado líquido, e o subscrito (aq) se refere aos íons em 
solução aquosa. 
 
 
 
No equilíbrio as concentrações dos íons em solução são constantes. Íons Pb2+ e CrO42- 
continuam a formar PbCrO4 sólido, e PbCrO4 sólido continua a se dissolver. Devido a taxa de 
precipitação e dissolução serem as mesmas, não há variação nas concentrações dos íons em 
solução. Este equilíbrio é representado pela reação: 
Em uma reação química em equilíbrio, as concentrações 
(ou pressões parciais) dos reagentes e produtos estão em um estado 
estacionário, isto é, eles não estão mudando. De qualquer modo, um 
ponto importante a ser lembrado é que no nível molecular as espécies 
reagentes (átomos, moléculas ou íons) ainda estão formando 
produtos, e espécies de produtos estão retornando para os reagentes. 
No equilíbrio, a taxa na qual os reagentes se transformam 
em produtos é igual a taxa da reação inversa onde os produtos se 
transformam em reagentes. A figura à direita mostra um precipitado 
de PbCrO4 sólido em equilíbrio com íons Pb2+ e CrO42- em solução. 
 3
PbCrO4(s) ßà Pb2+(aq) + CrO42-(aq) 
A flecha dupla para a direita e para a esquerda nesta equação da reação indica que as 
reações ainda estão ocorrendo, más que as concentrações atingiram um equilíbrio, isto é, um 
estado estacionário. 
2- Lei da ação das massas 
O conceito que descreve o equilíbrio químico em termos quantitativos foi proposto 
pelos noruegueses Cato Guldberg e Peter Waage em 1864. Eles observaram que a concentração 
molar dos reagentes e produtos em uma reação química em equilíbrio sempre obedecia a uma 
certa relação, característica para cada tipo de reação e dependente apenas da temperatura, a qual 
eles denominaram de constante de equilíbrio. 
Eles propuseram a lei da ação das massas para resumir suas conclusões, cujo 
enunciado é o seguinte: “a velocidade de uma reação química é diretamente proporcional às 
concentrações dos reagentes”. Observaram que o fator importante na determinação da velocidade 
ou taxa de uma reação química não é apenas a quantidade de reagente, mas sim a quantidade de 
reagente por unidade de volume. 
Para um equilíbrio químico na forma de: 
aA + bB ßà cC + dD 
 
o quociente da reação: 
 [C]c [D]d 
Qc = ------------- 
 [A]a [B]b 
avaliado através das concentrações molares em equilíbrio (simbolizadas por [ ] ) dos reagentes e 
produtos, é igual a uma constante, Kc, a qual tem um valor específico para uma dada reação 
química e temperatura (o subscrito c indica que a constante de equilíbrio é definida em termos de 
concentração). 
 4
O quociente da reação, Qc, é igual a expressão da constante de equilíbrio, porém para 
pressões parciais ou concentrações dos reagentes e produtos fora do sistema em equilíbrio. 
Se Q < K então a reação está ocorrendo em direção à formação dos produtos. 
Se Q > K então a reação está ocorrendo no sentido inverso, isto é para os reagentes. 
Se Q = K a reação está em equilíbrio, usamos K no lugar de Q. 
Exemplo: Uma mistura de hidrogênio (H2), iodo (I2), e iodeto de hidrogênio (HI), 
cada um com concentração de 0,0020 mol L-1, foi introduzida em um recipiente aquecido a 490oC. 
Nesta temperatura o valor de constante de equilíbrio (K) é igual a 46 para a seguinte reação: 
H2(g) + I2(g) ßà 2 HI(g) 
Indique se a reação tem tendência de formar mais HI ou não. 
Solução: Calculamos o valor de Q e comparamos com K. Como K tem um valor 
“intermediário” de Q, esperamos que as concentrações dos reagentes e produtos sejam 
semelhantes umas das outras. Podemos antecipar que, embora possa ter uma pequena tendência da 
reação a se deslocar para os produtos ou reagentes, a extensão da reação será bem pequena. 
O quociente da reação é: 
 [HI]2 (0,0020)2 
Q = -------------- = ------------------------ = 1 
 [H2] [I2] (0,0020) (0,0020) 
Como Q < K (K= 46), sabemos que o numerador – concentração do produto – é 
muito pequeno para que a composição do sistema corresponda a um estado de equilíbrio. 
Portanto, a reação tem tendência a continuar em direção ao lado de mais formação de produtos e 
consequentemente consumir mais reagentes. 
Regras para escrever as constantes de equilíbrio: 
1) As concentrações ou atividades dos produtos são sempre colocadas no numerador; 
2) As concentrações ou atividades dos reagentes são sempre colocadas no 
denominador; 
 5
3) Expressar as concentrações dos gases como pressões parciais, P, e das espécies 
dissolvidas em concentrações molares, [ ]; 
4) As pressões parciais ou concentrações são elevadas às potências dos coeficientes 
estequiométricos da reação balanceada; 
5) Elimine os sólidos ou líquidos puros e qualquer solvente da expressão. 
Nomes específicos para a constante de equilíbrio: 
1) Para reações químicas na fase gasosa que usam pressões parciais: Kp 
2) Dissociação da água: constante de dissociação da água, Kw 
3) Dissociação de ácidos: constante de dissociação de ácidos, Ka 
4) Reações de base com a água: constante de dissociação de bases, Kb 
5) Solubilidade de precipitados: produto de solubilidade, Ksp 
O valor da constante de equilíbrio indica a extensão com que a reação química 
favorece os reagentes ou os produtos no equilíbrio químico. 
- Valores elevadosde K (maiores que 103), o equilíbrio favorece fortemente os 
produtos; 
- Valores intermediários de K (entre 10-3 e 103), reagentes e produtos estão 
presentes no equilíbrio em quantidades iguais; 
- Valores pequenos de K (menores que 10-3), o equilíbrio favorece fortemente os 
reagentes. 
A figura abaixo exemplifica os diferentes valores da constante de equilíbrio, em 
relação às concentrações dos reagentes e dos produtos. 
 
 
 
 
 
 
 6
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
3- Equilíbrio homogêneo e heterogêneo 
Equilíbrio químico no qual todas as substâncias que fazem parte são de mesma fase ou 
estado físico é chamado de equilíbrio homogêneo. 
O equilíbrio heterogêneo é aquele no qual uma substância, no mínimo, está em uma 
fase diferente das outras. 
Por exemplo, a pressão de vapor de um líquido é descrito como sendo a pressão 
exercida por um vapor quando ele está em um estado de equilíbrio dinâmico com seu líquido 
(líquido ßà vapor). Neste caso, duas fases coexistem no sistema, então se trata de um equilíbrio 
heterogêneo. 
 A pressão de vapor da água pode ser representada como um equilíbrio dinâmico 
heterogêneo entre a água líquida e a água de vapor: 
H2O(l) ßà H2O(g) 
K = 0,01 K = 1 K = 100 
= PRODUTO = REAGENTE 
 7
A existência de uma solução saturada de sal é outro exemplo de equilíbrio 
heterogêneo, porque o sal sólido coexiste com seus íons na solução aquosa: 
CaCl2(s) ßà Ca2+(aq) + 2 Cl-(aq) 
Na decomposição térmica do calcário, CaCO3, 
CaCO3(s) ßà CaO(s) + CO2(g) 
a concentração de CO2 é dependente apenas da temperatura e não das quantidades de CaCO3 e 
CaO, e o equilíbrio é heterogêneo. 
A síntese de amônia pelo processo Haber, a partir de nitrogênio e hidrogênio, ilustra 
muito bem um equilíbrio homogêneo: 
N2(g) + 3 H2(g) ßà 2 NH3(g) 
4. Determinação da constante do equilíbrio 
O conhecimento da constante de equilíbrio de uma reação química possibilita a 
previsão e interpretação de vários aspectos da composição do sistema em equilíbrio. 
A magnitude de K indica a “posição” de um equilíbrio químico, se os reagentes ou os 
produtos são favorecidos no equilíbrio. 
O conhecimento das propriedades de K faz com que se possa interpretar a mudança na 
composição, resultante de alterações nas condições da reação, tais como a temperatura e pressão. 
Estas aplicações são importantes na química, e são usadas para discutir à respeito da 
solubilidade, comportamento de ácidos, bases e sais, e ocorrência de reações de óxido-redução. 
Etapas para o cálculo da constante de equilíbrio: 
Escrever a equação química balanceada e então: 
 8
1) Estabelecer uma tabela de equilíbrio, mostrando as concentrações molares iniciais 
de cada uma das substâncias que tomam parte na reação. 
Esta etapa mostra como o químico prepara o sistema da reação, isto é, o que e quanto 
de cada uma das substâncias são colocadas no recipiente. 
· Para misturas, concentrações molares são relativas a 1 mol L-1 e pressões parciais 
são relativas a 1 atm. 
· Para sólidos e líquidos puros, as concentrações molares são todas iguais a 1. 
2) Escrever as variações nas concentrações molares que são necessárias para que a 
reação alcance o equilíbrio. 
É comum não se conhecer estas alterações, então se escreve uma delas como sendo x 
e através da estequiometria da reação, se expressa as outras alterações em função do x. 
3) Escrever as concentrações molares de equilíbrio, adicionando as alterações na 
concentração (da etapa 2) para a concentração inicial de cada uma das substâncias 
(da etapa 1). 
Lembrar sempre que embora uma variação na concentração possa ser positiva (um 
aumento) ou negativa (um decréscimo), o valor da concentração deve ser sempre positivo. 
4) Usar o quociente da reação e a constante de equilíbrio para determinar o valor da 
concentração molar desconhecida no equilíbrio. 
Nesta etapa, as concentrações de equilíbrio que foram determinadas na etapa 3 são 
substituídas no quociente da reação. Devido ao fato do valor do quociente da reação (Qc) no 
equilíbrio ser a constante de equilíbrio Kc, a expressão resultante pode ser resolvida para achar o 
valor de x. O mesmo procedimento pode ser feito para calcular composições em termos de 
pressões parciais. 
 9
Exemplo: Uma mistura consistindo de 0,500 mol N2 L-1 e 0,800 mol H2 L-1 em um 
recipiente reage e alcança o equilíbrio. No equilíbrio, a concentração da amônia é 0,150 mol L-1. 
Calcule o valor da constante de equilíbrio para: 
N2(g) + 3 H2(g) ßà 2 NH3(g) 
Solução: Precisamos saber as concentrações de equilíbrio de cada uma das substâncias 
na mistura que está reagindo e então substituir aqueles valores no quociente da reação (Qc). 
Devido ao fato das concentrações molares iniciais de cada um dos reagentes serem conhecidas 
(etapa 1; inicialmente não há amônia presente) e o aumento na concentração molar de equilíbrio 
do produto ser conhecido (etapa 2), o decréscimo na concentração molar de cada um dos 
reagentes pode ser calculado através da estequiometria da reação. Estabelecer a tabela de 
equilíbrio: 
Equação de equilíbrio: N2 + 3 H2 ßà 2 NH3 
Espécies N2 H2 NH3 
Etapa 1. Concentração inicial, mol L-1 0,500 0,800 0 
Etapa 2. Variação na concentração, mol L-1 -1/2(0,150) -3/2(0,150) +0,150 
Etapa 3. Concentração no equilíbrio, mol L-1 0,425 0,575 0,150 
Etapa 4. Para obter a constante de equilíbrio, os valores das concentrações no equilíbrio da etapa 
3 são inseridas no quociente da reação: 
 [NH3]2 
Qc = ---------------- = Kc ( no equilíbrio) 
 [N2] [H2]3 
 (0,150)2 
Kc = ------------------------ = 0,278 
 0,425 x (0,575)3 
 
 10
5. Fatores que influem no equilíbrio 
Às vezes certas circunstâncias indicam que é necessário o conhecimento dos fatores 
que podem influenciar no equilíbrio de uma reação química, a fim de favorecer a formação de mais 
produtos de interesse. 
Equilíbrio químico, sendo dinâmico, são passíveis de responder às mudanças nas 
condições sob as quais ocorrem as reações. 
Se uma reação química está em equilíbrio ela vai tender a permanecer no equilíbrio e 
se ela não estiver em equilíbrio ela vai tender a alcançar o equilíbrio. 
Se uma mudança nas condições da reação aumenta a taxa na qual os reagentes se 
transformam em produtos, então, a composição do equilíbrio se ajusta até que a taxa da reação 
inversa aumente para igualar com a nova taxa no sentido direto. 
Se a mudança reduz a taxa da reação no sentido direto, então os produtos se 
decompõem em reagentes até que as duas taxas se igualem novamente. 
Devido ao efeito catalítico, as taxas de ambas as reações no sentido direto e inverso se 
igualam, não tem nenhum efeito na composição da mistura em equilíbrio. 
Estas situações são explicadas pelo principio de Le Chatelier, o qual, porém não 
fornece uma explicação nem tão pouco produz um valor numérico. 
5.1. Efeito da adição de reagentes. 
O efeito da adição de reagentes a uma reação química em equilíbrio é para aumentar a 
concentração ou pressão parcial dos produtos. O efeito da adição de produtos a uma reação 
química é o inverso daadição de reagentes, ou seja, vai ocorrer o aumento da regeneração da 
concentração ou pressão parcial dos reagentes. 
Supondo que nós adicionamos hidrogênio a uma mistura em equilíbrio na reação de 
síntese de Haber para produção de amônia, cuja reação é: 
N2(g) + 3 H2(g) ßà 2 NH3(g) 
 11
De acordo com o principio de Le Chatelier, o equilíbrio vai tender a se ajustar para 
minimizar o aumento no número de moléculas de hidrogênio. Este ajuste é encontrado quando a 
reação produz amônia adicional, com conseqüente diminuição nas concentrações de N2 e H2: 
N2(g) + 3 H2(g) à 2 NH3(g) 
Inversamente, se adicionarmos amônia, o equilíbrio então vai se ajustar para minimizar 
o efeito da adição de amônia e então a composição do equilíbrio será deslocada em direção aos 
reagentes: 
N2(g) + 3 H3(g) ß 2 NH3(g) 
5.2. Efeito da pressão. 
Todos os equilíbrios químicos são afetados em alguma extensão pela pressão exercida 
no sistema, porém na maioria dos casos a constante de equilíbrio varia muito pouco com a 
pressão. Quando gases estão envolvidos na reação em equilíbrio, o efeito da pressão se torna mais 
significativo. 
O equilíbrio responde a alterações na pressão, principalmente nas reações na fase 
gasosa. De acordo com o principio de Le Chatelier, um equilíbrio na fase gasosa responde a um 
aumento na pressão fazendo com que a reação se desloque no sentido em que diminua este 
aumento na pressão. 
A formação de NH3 através de N2 e H2 diminui o número de moléculas de gás no 
recipiente (de 4 para 2 mols) e portanto também diminui a pressão que a mistura exerce, a 
composição do equilíbrio vai tender a se deslocar em direção ao produto. 
Isto porque o principio de Le Chatelier indica que quando uma pressão é aplicada em 
uma reação em equilíbrio, a composição tende a se deslocar na direção que corresponda a um 
menor número de moléculas na fase gasosa. 
Assim sendo, para aumentar a produção de amônia no processo Haber, a síntese deve 
ser feita em pressões elevadas. O processo industrial atual usa pressões de 250 atm ou mais. 
 12
Outros equilíbrios também respondem igualmente: quando a pressão é aumentada, a 
reação em equilíbrio tende a se ajustar para reduzir o número de moléculas na fase gasosa. 
5.3. Efeito da temperatura. 
Todas as reações químicas em equilíbrio são afetadas pela temperatura e na maioria 
destes equilíbrios o efeito da temperatura é significativo. Os valores das constantes de equilíbrios 
são, portanto sempre fornecidas em uma determinada temperatura, normalmente a 25oC. 
O principio de Le Chatelier também pode ser usado para prever como uma reação 
química em equilíbrio vai responder a uma variação de temperatura. Se a temperatura aumenta a 
reação tem tendência a se deslocar em direção ao lado que consuma esta energia adicionada. 
Se uma reação é exotérmica (libera calor), tal como no processo Haber de produção 
de amônia, então a diminuição de temperatura vai favorecer a produção de amônia porque o calor 
gerado na reação tende a minimizar a diminuição da temperatura. Em uma reação endotérmica 
(consome calor), tal como a decomposição de PCl5, calor deve ser fornecido para deslocar em 
direção ao produto. 
Quanto maior a energia de ativação de uma reação química, mais sensível é a sua taxa 
(velocidade) as variações de temperatura. 
Considere a figura abaixo de uma reação endotérmica: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 Reagentes Produtos 
Ea 
E’a 
DH 
Altamente sensível 
 à temperatura 
Energia 
Reação 
Endotérmica 
 13
A energia de ativação (Ea) de uma reação endotérmica no sentido dos reagentes para 
os produtos (esquerda para direita) é maior do que a do sentido inverso (E’a), isto é, dos produtos 
para os reagentes (direita para esquerda). 
Como as reações químicas que possuem energia de ativação maior são mais sensíveis 
às variações de temperatura, então a reação endotérmica acima mostra que a reação direta (dos 
reagentes para os produtos) aumenta mais rapidamente com o aumento da temperatura do que a 
reação inversa. Como resultado disto, quando a temperatura de equilíbrio da mistura é alcançada, 
mais reagente são convertidos em produtos até que a concentração dos produtos tenha atingido 
quantidade suficiente para que a reação inversa se estabeleça. 
O mesmo argumento se aplica à reação exotérmica abaixo, porém, agora a reação 
inversa, isto é dos produtos para os reagentes, é mais sensível à temperatura e produz mais 
reagentes quando a temperatura é aumentada. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Produtos 
Ea 
E’a 
DH
Energia 
Reagentes 
Altamente sensível 
 à temperatura 
Reação 
Exotérmica

Outros materiais