Química Aplicada à Engenharia - 7

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EQUILÍBRIO QUÍMICO
Equilíbrio Químico
• Equilíbrios Químicos em Sistemas Homogêneos
Reação reversível é aquela que
se processa nos dois sentidos
(Reagentes↔Produtos)
Reação Irreversível é aquela 
que se processa em um único 
sentido (Reagentes→Produtos)
O Estado de Equilíbrio
 Considere a reação entre o monóxido de carbono e o dióxido de 
nitrogênio para a formar dióxido de carbono e monóxido de 
nitrogênio
 Nesse caso, está ocorrendo simultaneamente a reação da esquerda 
para a direita e a da direita para a esquerda.
 Por convenção, costumam-se representar as reações reversíveis 
utilizando-se duas flechas em sentidos opostos.
O Estado de Equilíbrio
 Outros exemplos:
A abordagem do Equilíbrio
 Voltando ao exemplo vamos 
detalhar o que acontece nessa reação
A abordagem do Equilíbrio
A reação 
caminha para 
uma situação de 
equilíbrio
• As concentrações das espécies químicas 
envolvidas tornam-se constantes. 
A partir de 40 
minutos os 
valores da tabela 
não se alteram 
mais. 
• Este valores expressam a 
quantidade de mols por 
litro para cada 
substância
Dizemos então 
que a reação 
atingiu o 
equilíbrio químico
• Os valores dessa tabela 
podem ser traduzidos em 
um gráfico.
A abordagem do Equilíbrio
Equilíbrio Químico
Concentração 
dos reagentes 
constante
Concentração 
dos produtos 
constante
Não necessariamente iguais
Equilíbrio Químico
Reação direta Reação inversa
Velocidades iguais
implica
mas
implica
com
A abordagem do Equilíbrio
OBSERVAÇÃO:É importante notar que toda reação 
reversível fatalmente chega a um equilíbrio
Lei do Equilíbrio Químico
 Enunciado da Lei:
“A uma dada temperatura o valor da expressão da lei da ação
das massas para uma certa reação em equilíbrio é uma constantes”
O equilíbrio químico é atingido quando as
velocidades das reações direta e inversa se igualam.
Lei do Equilíbrio Químico
Continuação:
 Vamos continuar usando a mesma equação para ilustrarmos
melhor.
 Admitindo que o equilíbrio ocorrido seja homogêneo, pois
adveio de um sistema homogêneo, e que as velocidades das
reações direta e inversa sejam dadas por:
Lei do Equilíbrio Químico
Grau de Equilíbrio
 O grau de equilíbrio (𝛼) de uma reação, para um dado 
reagente, é o quociente entre o número de mols desse 
reagente que reagiu até se atingir o equilíbrio químico e o 
número de mols inicial do mesmo reagente.
 Matematicamente:
𝛼 =
𝑛ú𝑚𝑒𝑟𝑜 𝑑𝑒 𝑚𝑜𝑙𝑠 𝑞𝑢𝑒 𝑟𝑒𝑎𝑔𝑖𝑢
𝑛ú𝑚𝑒𝑟𝑜 𝑖𝑛𝑖𝑐𝑖𝑎𝑙 𝑑𝑒 𝑚𝑜𝑙𝑠
Grau de Equilíbrio
 Aplicando essa equação no exemplo anterior vimos que,
partindo-se de 1,00 mol de CO, depois de 40 minutos, chega-
se a um equilíbrio em que ainda existe 0,20 mol de CO sem
reagir. Isso indica que, de fato, reagiu apenas 0,80 mol de
CO (1,00 mol – 0,20 mol). Podemos então dizer que:
Se tivesse reagido 1,00 mol de CO -------------- teríamos 100% de reação
Como reagiu apenas 0,80 mol de CO ----------- teremos x% de reação
Logo, x = 80%
Resumidamente 𝜶 =
𝒏ú𝒎𝒆𝒓𝒐 𝒅𝒆 𝒎𝒐𝒍𝒔 𝒒𝒖𝒆 𝒓𝒆𝒂𝒈𝒊𝒖
𝒏ú𝒎𝒆𝒓𝒐 𝒊𝒏𝒊𝒄𝒊𝒂𝒍 𝒅𝒆 𝒎𝒐𝒍𝒔
=
𝟎,𝟖
𝟏
= 𝟎, 𝟖
Grau de Equilíbrio
 𝛼 próximo de 1 (ou α% próximo de 100%) indica que a 
extensão (ou rendimento) da reação é grande;
 𝛼 próximo de zero (ou α% próximo de zero) indica a situação 
oposta, logo, a reação tem uma extensão (ou rendimento) 
reduzida.
0 < 𝛼% < 100 𝑒 0 < 𝛼 < 1
𝛼% = 100𝛼
Constante de Equilíbrio
Para uma dada reação genérica do tipo:
A + B C + D
 Velocidade da reação direta: 𝑣1 = 𝑘1 𝐴 𝐵
 Velocidade da reação inversa: 𝑣2 = 𝑘2 𝐶 𝐷
Como no equilíbrio 𝑣1 = 𝑣2, resulta que:
𝑘1
𝑘2
=
𝐶 𝐷
𝐴 𝐵
 Considerando 𝑘1e 𝑘2 como valores constantes, concluímos que
o quociente entre eles será também uma constante. Logo:
 Generalizando a expressão de Kc para uma
reação mais complexa:
Constante de Equilíbrio
𝐾𝐶 =
𝐶 𝐷
𝐴 𝐵
“A Constante de Equilíbrio (Kc), é a relação
entre a concentração molar dos produtos e a
concentração molar dos reagentes.”
aA + bB + cC + ... xX + yY + zZ + …
𝐾𝐶 =
𝑋 𝑥 𝑌 𝑦 𝑍 𝑧 …
𝐴 𝑎 𝐵 𝑏 𝐶 𝑐 …
Exemplo:
1. Uma solução é preparada dissolvendo-se 1,00 mol de etanol 
e 1,00 mol de ácido acético em água, a 100 °C. O volume 
da solução é 250 mL. No equilíbrio, 0,25 mol de ácido 
acético é consumido e forma-se acetato de etila. Calcular a 
Kc da seguinte reação a 100 °C.
Constante de Equilíbrio
 Exemplo:
3 mols de PCl5(g) são colocados em um recipiente, atingindo o 
seguinte equilíbrio:
No momento do equilíbrio, 60% do reagente sofre dissociação. 
Sabendo que a pressão total do sistema é 4,8atm, calcule o 
valor de KP.
Constante de Equilíbrio
Deslocamento do Equilíbrio
 Princípio de Le Chatelier
“Quando se aplica uma força em um sistema
em equilíbrio, ele tende a se reajustar no
sentido de diminuir os efeitos dessa força.”
Fatores que afetam o Equilíbrio
 Concentração
2𝐻𝐶𝑙 𝑔 + 𝐼 2(𝑔 ⇄ 2𝐻𝐼 𝑔 + 𝐶𝑙 2(𝑔
A reação é forçada a produzir 
maiores quantidades dos 
produtos (deslocamento do 
equilíbrio para a direita).
Adição de um reagente
Adição de um reagente
A reação é forçada a produzir 
maiores quantidades de 
reagentes (deslocamento do 
equilíbrio para a esquerda).
 Pressão
Fatores que afetam o Equilíbrio
𝑁2𝑂 4(𝑔 ⇄ 2𝑁𝑂 𝑔
(Incolor) (Vermelho)
Reduzindo-se a pressão, irá 
deslocar-se para o lado de 
maior volume, que é o do NO2
No estado inicial, existia no 
equilíbrio bastante N2O4
(incolor) e pouco NO2
(vermelho)
Fatores que afetam o Equilíbrio
 Pressão
Aumento de 
pressão
Provoca 
contração de 
volume
O equilibrio se desloca 
para o lado de menor 
volume (menor nº de mol)
Diminuição de 
pressão
Provoca 
expansão 
de volume
O equilíbrio se desloca 
para o lado de maior 
volume (maior nº de mol)
 Temperatura
Fatores que afetam o Equilíbrio
𝑁 2(𝑔 + 3𝐻 2(𝑔 2𝑁𝐻 3(𝑔 ∆𝐻 = −109,5 𝐾𝑗
 Temperatura
Fatores que afetam o Equilíbrio
 Volume
Fatores que afetam o Equilíbrio
- À medida que a quantidade de NO2
aumenta, há uma chance de duas 
moléculas de NO2 se
colidirem para formar NO2.
- No início da reação, não existe nenhum 
NO2, então não ocorre a reação inversa 
2NO2(g) ⇄ N2O4(g).
- No equilíbrio, tanto de N2O4 reage para 
formar NO2 quanto de NO2 reage para
formar outra vez N2O4.
 Adição de um Catalisador
 Em geral, catalisadores são substâncias que diminuem a energia de 
ativação, tornando as transformações químicas mais favoráveis 
energeticamente. 
 Quando a reação é reversível, a influência do catalisador é percebida 
tanto na reação direta quanto na reação inversa. 
 O catalisador aumenta as velocidades destas reações e diminui o 
tempo necessário para se atingir o equilíbrio sem, no entanto, alterar o 
próprio estado de equilíbrio. 
Fatores que afetam o Equilíbrio
 Adição de um Catalisador
Fatores que afetam o Equilíbrio
Relação entre Kc e Kp
Para muitos gases a lei da ação das massas pode ser escrita
como função das pressões parciais. Para a reação hipotética
abaixo, temos:
𝑎𝐴 + 𝑏𝐵 ⇄ 𝑐𝐶 + 𝑑𝐷 Logo: 𝐾𝑃 =
𝑃𝐶
𝑐 ∙ 𝑃𝐷
𝑑
𝑃𝐴
𝑎 ∙ 𝑃𝐵
𝑏
Da lei dos gases perfeitos, PV = nRT, temos: 𝑃 =
𝑛𝑅𝑇
𝑉
Substituindo pela pressão parcial de cada componente anterior, obtemos:
𝐾𝑃 =
𝑛𝐶𝑅𝑇
𝑉
𝑐 𝑛𝐷𝑅𝑇
𝑉
𝑑
𝑛𝐴𝑅𝑇
𝑉
𝑎 𝑛𝐵𝑅𝑇
𝑉
𝑏 =
𝑛𝐶
𝑉
𝑐 𝑛𝐷
𝑉
𝑑
𝑛𝐴
𝑉
𝑎 𝑛𝐵
𝑉
𝑏 𝑅𝑇
𝑐+𝑑 − 𝑎+𝑏 Continuação
Mas n/V é simplesmente a concentração molar e 𝑐 + 𝑑 − 𝑎 + 𝑏 é a 
variação do número de mols de gás, Δngás, mostrada na equação balanceada. 
Portanto: 
Relação entre Kc e Kp
𝐾𝑃 =
𝐶 𝑐 𝐷 𝑑
𝐴 𝑎 𝐵 𝑏
𝑅𝑇 ∆𝑛𝑔á𝑠
𝐾𝑃 = 𝐾𝐶 𝑅𝑇
∆𝑛𝑔á𝑠
Equilíbrio Iônico
Definição: É um caso particular de equilíbrio químico em que 
aparecem íons.
HCN H++CN-
𝐻𝐶𝑁 𝐻+ + 𝐶𝑁−
 Reação direta – Ocorre a ionização que é a quebra da
moléculas de HCN produzindo os íons 𝐻+ e 𝐶𝑁−.
 Reação inversa – Reagregação dos íons 𝐻+ e 𝐶𝑁− ,
refazendo a molécula de HCN.
 Observações
𝛼 → Grau de ionização ou grau de dissociação iônica;
𝐾 → Constante de dissociação iônica (Ka para ácidos e Kb para bases)
Equilíbrio Iônico
 Tanto 𝛼 quanto 𝐾 aumentam com a temperatura.
 No caso de um poliácido (ou de uma polibase), a
ionização e gradativa, ionizando um H+ (ou OH-) por vez.
Exemplo: Dissociação do ácido fosfórico
Equilíbrio Iônico
𝐻3𝑃𝑂 4 𝐻
+ + 𝐻2𝑃𝑂4
− 𝐾1 = 7,5 ∙ 10
−31ª etapa:
𝐻2𝑃𝑂4
− 𝐻+ + 𝐻𝑃𝑂4
− 𝐾2 = 2,0 ∙ 10
−72ª etapa:
𝐻𝑃𝑂4
− 𝐻+ + 𝐻𝑃𝑂4
− 𝐾3 = 1,0 ∙ 10
−123ª etapa:
 Lei da diluição de Ostawald
Equilíbrio Iônico
É uma lei que relaciona o grau de ionização com o 
volume (diluição) da solução
Observação:
 O grau de ionização de um eletrólito aumenta, tendendo para 
100%, à medida que se dilui a solução.
 Para eletrólitos muito fracos, 𝛼 é muito pequeno, e podemos 
admitir, nesse caso, que 1 − 𝛼 ≅ 1. Logo a Lei de Ostwald
fica:
Equilíbrio Iônico
𝐾 =
𝑛
𝑉
∙ 𝛼2
 Efeito do íon comum
Equilíbrio Iônico
𝐻𝐶𝑁 𝐻+ + 𝐶𝑁−
𝑁𝑎𝐶𝑁 𝑁𝑎+ + 𝐶𝑁−
Acido fraco, em solução aquosa
Solução de NaCN, derivado do próprio ácido
O aumento de CN- desloca o equilíbrio da
reação (princípio de Le Chatelier), no
sentido de HCN
Diminui a ionização do ácido HCN. O mesmo
aconteceria a uma solução de base fraca se a ela
fosse adicionado um sal da própria base
“Efeito do íon comum é o deslocamento da 
posição de equilíbrio de um eletrólito, 
causado pela adição de um segundo 
eletrólito (em geral mais forte), possuidor 
de um íon em comum com o primeiro.”
Equilíbrio Iônico
 Efeito do íon comum
Equilíbrio Iônico da Água
 Transferência de próton (H+)
𝐻2𝑂 𝑙 + 𝐻2𝑂 𝑙 𝐻3𝑂
+
𝑎𝑞 + 𝑂𝐻
−
𝑎𝑞
OU
𝐻2𝑂 𝑙 𝐻
+
𝑎𝑞 + 𝑂𝐻
−
𝑎𝑞
𝐾 =
𝐻+ 𝑂𝐻−
𝐻2𝑂
𝐾 ∙ 𝐻2𝑂 = 𝐻
+ 𝑂𝐻−
𝐾𝑤 = 𝐻+ 𝑂𝐻−
Observações Experimentais:
 O valor de Kw, a 25º, vale, aproximadamente 10
-14. Para um 
litro de água a 25 ºC, Kw = 10-14 (íons g/L)2
 Para a água pura → [H+] = 10-7; [OH-] = 10-7
 Em soluções ácidas → [H+] > 10-7; [OH-] < 10-7
 Em soluções básicas → [H+] < 10-7; [OH-] > 10-7
Equilíbrio Iônico da Água
Para evitar o uso de expressões matemáticas com expoentes
negativos, o químico Sorënsen propôs as seguintes definições:
Equilíbrio Iônico da Água
pH = -log[H+] pOH= - log[OH-]
pH = 14 - pOH pOH = 14 – pH
pH + pOH = 14
Equilíbrio Iônico da Água
Equilíbrios Químicos em Sistemas 
Heterogêneos
 Aplicação da Lei da Ação das Massas aos Equilíbrios 
Heterogêneos
A lei da ação das massas ou lei de
Guldberg-Waage, isto é, as expressões de
Kc e Kp só valem para sistemas
homogêneos.
Entretanto pode-se aplicá-la a cada uma
das fases (porções homogêneas) que
constituem o sistema heterogêneo.
Considere:
Temos que: 
Reescrevendo,
Ao escrever a fórmula de Kp, podemos omitir os sólidos (e líquidos, 
eventualmente existentes), fazendo constar apenas os gases.
Equilíbrios Químicos em Sistemas 
Heterogêneos
 Exemplos
Equilíbrios Químicos em Sistemas 
Heterogêneos
Produto de Solubilidade (KPS)
Exemplo: Solução saturada de sulfato de bário com corpo de 
fundo.
Neste caso, KPS será:
 menor que o valor de Ks, a solução é insaturada;
 igual ao valor de Ks, a solução é saturada;
 maior que o valor de Ks, ocorrerá a formação de precipitado
até que o valor de Ks seja atingido.
 Enunciado:
“Produto de solubilidade (KPS) é o produto das
concentrações em mol/L dos íons existentes em
uma solução saturada, estando cada
concentração elevada à potência igual ao
coeficiente do íon na equação de dissociação
iônica correspondente.”
O sulfato de bário é um sal pouco 
solúvel (facilmente precipitável).
Produto de Solubilidade (KPS)