G2 Aula 9 Equilíbrio Químico

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15/09/2015
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Química GeralQ
Professor Alessandro Kappel Jordão
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Equilíbrio Químico
Quando uma reação atinge o equilíbrio, significa que as
reações diretas e inversas continuam a ocorrer, mas os
reagentes e produtos estão sendo consumidos e
recuperados com a mesma velocidade.
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O resultado é que a composição da mistura de reação
permanece constante.
O Equilíbrio químico é dinâmico com atividade contínua e
simultânea de processos contrários.
Velocidade de evaporação = Velocidade de condensação
• O equilíbrio dinâmico entre a água líquida e seu vapor é
representado por
Equilíbrio Químico
H2O(l) H2O(g)
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• Quanto mais moléculas podem deixar a superfície mais
podem voltar.
Equilíbrio Químico
Reversibilidade das Reações
Haber aqueceu nitrogênio e hidrogênio sob pressão na
presença de uma pequena quantidade do metal ósmio:
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No início, a reação produz amônia rapidamente, mas
depois parecer parar.
Mesmo após um longo período de tempo não ocorrerá
formação de produto.
A reação atingiu o equilíbrio.
Equilíbrio Químico
Reversibilidade das Reações
Como acontece com as mudanças de fase, as reações
químicas tendem a um equilíbrio dinâmico no qual não há
mudança de composição, mas as reações direta e inversa
ainda ocorrem, porém na mesma velocidade.
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O que realmente acontece quando a formação da amônia
parece parar é que a velocidade da reação inversa
aumenta à medida que mais amônia é formada
Equilíbrio Químico
Reversibilidade das Reações
No equilíbrio, a amônia se decompõe rapidamente assim
que é formada.
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Todos os equilíbrios químicos são equilíbrios dinâmicos.
Embora não ocorra mudança no equilíbrio, as reações
direta e indireta continuam a acontecer.
Equilíbrios dinâmicos respondem a variações de
temperatura, pressão e adição de uma pequena
quantidade de reagente podendo alterar a composição
final.
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Equilíbrio Químico
Reversibilidade das Reações
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Equilíbrio Químico
Reversibilidade das Reações
As reações químicas atingem um estado de equilíbrio
dinâmico no qual a velocidade das reações direta e
inversa é a mesma e não há mudança de composição
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inversa é a mesma e não há mudança de composição.
Equilíbrio Químico
Equilíbrio e lei da ação das massas
Guldberg e Waage descobriram a relação matemática que
resume a composição de uma mistura de reação em
equilíbrio.
2 SO2(g) + O2(g) 2 SO3(g)
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PSO2 (bar) PO2 (bar) PSO3(bar) K
0,660 0,390 0,0840 0,0415
0,0380 0,220 0,00360 0,0409
0,110 0,110 0,00750 0,0423
0,950 0,880 0,180 0,0408
1,44 1,98 0,410 0.0409
Equilíbrio Químico
Reversibilidade das Reações
Em cada um desses cinco experimentos, cinco misturas
de três gases com composição iniciais diferentes foram
preparadas e atingiram o equilíbrio em 1000 K.
A composição das misturas no equilíbrio e a pressão
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A composição das misturas no equilíbrio e a pressão
total, P, foram determinadas e uma relação foi expressada
da seguinte forma:
P = Pressão parcial do gás
Po = Pressão padrão = 1 bar
Equilíbrio Químico
Reversibilidade das Reações
De forma simplificada temos que:
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Guldberg e Waage obtiveram o mesmo valor de K para
todas as composições iniciais da mistura de reação.
K é característico da composição da mistura de reação no
equilíbrio, em uma dada temperatura.
Logo, K é a constante de equilíbrio da reação.
Equilíbrio Químico
Reversibilidade das Reações
A lei de ação das massas resume este resultado. No
equilíbrio, a composição da mistura de reação pode ser
expressa em termos de uma constante de equilíbrio e que,
para qualquer reação entre gases que podem ser tratados
como ideais
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como ideais,
Com cada pressão parcial elevada a uma potência igual
ao coeficiente estequiométrico da equação química
balanceada da reação.
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Equilíbrio Químico
Reversibilidade das Reações
Logo em uma dada reação
e se todos os gases são tratados como ideais pode-se
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e se todos os gases são tratados como ideais, pode-se
escrever:
Equilíbrio Químico
Reversibilidade das Reações
Exercício: Escreva a expressão da constante de equilíbrio
da reação abaixo:
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Resolução:
Equilíbrio Químico
Reversibilidade das Reações
Importante ressaltar:
• Líquidos puros e sólidos não devem aparecer em K.
• Assim, ainda que CaCO3(s) e CaO(s) participem do
equilíbrio
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equilíbrio
não aparecem na expressão da constante de equilíbrio,
que é K = PCO2 / PO (ou, mais simplesmente, K = PCO2)
Equilíbrio Químico
Reversibilidade das Reações
Utiliza-se uma medida diferente de concentração para
escrever as expressões das constantes de equilíbrio de
reações que envolvem espécies que não são gases.
Podemos definir o conceito de atividade a de uma dada
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Podemos definir o conceito de atividade, a, de uma dada
substância.
O uso de atividades permite escrever uma expressão
geral para uma constante de equilíbrio para qualquer
reação:
equilíbrio
Equilíbrio Químico
Reversibilidade das Reações
Para uma versão mais generalizada sem identificar as
fases temos:
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Os equilíbrios químicos em que todos os reagentes e
produtos estão na mesma fase são chamados de
equilíbrios homogêneos. Os equilíbrios em sistemas com
mais de uma fase são chamados de equilíbrios
heterogêneos.
Equilíbrio Químico
Reversibilidade das Reações
O equilíbrio entre o vapor de água e água líquida em um
sistema fechado:
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O equilíbrio entre um sólido e sua solução saturada é,
também, heterogêneo:
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Equilíbrio Químico
Reversibilidade das Reações
Deve-se lembrar que a atividade dos sólidos ou dos
líquidos puros é igual a 1. Logo, o equilíbrio do hidróxido
de cálcio na reação anterior é:
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Porque o hidróxido de cálcio é um sólido puro. O
hidróxido de cálcio tem de estar presente para que o
equilíbrio se estabeleça, mas ele não aparece na
expressão da constante de equilíbrio.
Equilíbrio Químico
Reversibilidade das Reações
Cada reação tem sua constante de equilíbrio
característica, com um valor que só pode ser alterado
pela variação da temperatura. Independentemente da
composição inicial de uma mistura de reação a
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composição inicial de uma mistura de reação, a
composição tende a se ajustar até que as atividades
levem ao valor característico de K daquela reação,
naquela temperatura.
Equilíbrio Químico
Reversibilidade das Reações
A composição de uma mistura de reação no equilíbrio é
descrita pela constante de equilíbrio, que é igual às
atividades dos produtos (elevadas a potências iguais aos
coeficientes estequiométricos da equação química
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coeficientes estequiométricos da equação química
balanceada da reação) divididas pelas atividades dos
reagentes (elevadas a potências iguais a seus
coeficientes estequiométricos).
Equilíbrio Químico
Origem termodinâmica das constantes de equilíbrio
A energia livre de Gibbs de uma mistura de reação
depende das pressões parciais ou concentrações de
reagentes e produtos. Portanto, a tendência de uma
reação de ir adiante ou reverter é determinada por essas
pressões ou concentrações
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pressões ou concentrações.
As reações químicas têm a tendência de ocorrer
espontaneamente até o equilíbrio, mas a direção da
reação depende da composição da mistura de reação.
Equilíbrio Químico
Origem termodinâmica das constantes de equilíbrio
Em temperatura e pressão constantes:
• Quando a mistura de reação ainda não formou produtos
em quantidade suficiente para alcançar o equilíbrio, a
direção espontânea das mudanças é no sentido da
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formação de mais produtos e ∆G < 0 para a reação direta.
• Se a mistura de reação tem excesso de produtos, a
reação inversa é espontânea e ∆G > 0, para a reação
direta (e ∆G < 0 para a reação inversa).
• Para a reação emequilíbrio, não existe tendência de
espontaneidade em nenhuma das direções, direta ou
inversa, e ∆G = 0 .
Equilíbrio Químico
Origem termodinâmica das constantes de equilíbrio
Pode-se encontrar o valor de ∆G em qualquer ponto da
reação a partir da composição da mistura de reação
naquele ponto através da expressão abaixo:
∆G = ∆G o + RT ln Q
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∆Gr = ∆Gro + RT ln Q
Com o quociente de reação, Q, definido como
Q = (aC)c (aD)d / (aA)a (aB)b
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Equilíbrio Químico
Origem termodinâmica das constantes de equilíbrio
A equação mostra que a energia livre de Gibbs da reação
varia com as atividades (pressões parciais de gases ou
concentrações molares de solutos) dos reagentes e
produtos.
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A expressão de Q tem a mesma forma da expressão de K,
mas as atividades referem-se a qualquer estágio da
reação.
Equilíbrio Químico
Origem termodinâmica das constantes de equilíbrio
A energia livre de Gibbs padrão da reação abaixo é ∆Gro =
-141,74 kJ mol-1 em 25,00oC. (a) Qual é a energia livre de
Gibbs de reação quando a pressão parcial de cada gás é
100,00 bar? (b) Qual é a direção espontânea da reação
nessas condições?
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ç
2 SO2(g) + O2(g) → 2 SO3(g)
Resolução:
Equilíbrio Químico
Origem termodinâmica das constantes de equilíbrio
Resolução:
(a) De Q = (aSO3)2/(aSO2)2(aO2) = (PSO3)2/(PSO2)2(PO2),
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De ∆Gr = ∆Gro + RT ln Q,∆Gr = -141,74 kJ mol-1 + (2,479 kJ mol-1) ln (1,00 x 10-2)
= -153,16 kJ mol-1
(b) ∆G < 0, logo a formação dos produtos é espontânea.
RT
Equilíbrio Químico
Origem termodinâmica das constantes de equilíbrio
No equilíbrio, as atividades (pressões parciais ou
concentrações molares) de todas as substâncias que
participam da reação estão em seu valor de equilíbrio.
Neste ponto, a expressão de Q (em que as atividades
estão em seu valor de equilíbrio) torna-se igual à
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q ) g
constante de equilíbrio, K, da reação.
No equilíbrio, Q = K
No equilíbrio,∆Gr = 0,
0 = ∆Gro + RT ln K
Equilíbrio Químico
Origem termodinâmica das constantes de equilíbrio
∆Gro = - RT ln K
• Se ∆Gro é negativo, ln K deve ser positivo e, portanto, K
> 1; os produtos são favorecidos no equilíbrio.
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; p q
• Se ∆Gro é positivo, ln K deve ser negativo e, portanto, K
< 1; os reagentes são favorecidos no equilíbrio.
Equilíbrio Químico
Grau de avanço da reação
• Valores grandes de K (maiores do que aproximadamente
103): o equilíbrio favorece os produtos.
• Valores intermediários de K (no intervalo aproximado de
10-3 a 103): o equilíbrio não favorece os reagentes nem os
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produtos.
• Valores pequenos de K (inferiores a aproximadamente
10-3): o equilíbrio favorece os reagentes
• Se K é grande, os produtos são favorecidos no equilíbrio
(o equilíbrio “tende à direita”); se K é pequeno, os
reagentes são favorecidos (o equilíbrio “tende à
esquerda”)
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Equilíbrio Químico
Direção da reação
• Se Q < K, ∆G é negativo; as concentrações ou pressões
parciais dos produtos estão muito baixas em relação às
dos reagentes para o equilíbrio. Assim, a reação tem a
tendência de se processar na direção dos produtos.
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• Se Q = K, ∆G = 0; a reação está na composição de
equilíbrio e não tem tendência de mudar em nenhuma
direção.
• Se Q > K, ∆G é positivo; a reação inversa é espontânea e
os produtos tendem a se decompor nos reagentes.
Equilíbrio Químico
Direção da reação
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Equilíbrio Químico
Direção da reação
Exercício: Uma mistura de hidrogênio, iodo e iodeto de
hidrogênio, todos em 55 kPa, foi introduzida em um
recipiente aquecido até 783 K. Nesta temperatura, K = 46
para a reação abaixo. Diga se HI tem tendência a se
formar ou a se decompor em H2(g) e I2(g).
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Considere 55 kPa igual a 0,55 bar.
Equilíbrio Químico
Constantes de equilíbrio em termos das concentrações 
molares
A constante de equilíbrio é interpretada em termos de
pressões parciais ou concentrações. Em K, os gases são
sempre definidos na forma do valor numérico das
pressões parciais (unidade em bar) e os solutos, na forma
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do valor numérico das concentrações molares.
Quando tratamos equilíbrio de fases de gases em termos
de concentrações molares (número de mols pelo volume
do recipiente) e não em pressões parciais é utilizado a
constante de equilíbrio Kc.
Equilíbrio Químico
Constantes de equilíbrio em termos das concentrações 
molares
As concentrações molares são elevadas a uma potência
igual ao coeficiente estequiométrico das espécies na
equação química.
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Equilíbrio Químico
Relação entre K e Kc
K – constante de equilíbrio a partir de dados
termodinâmicos;
Kc – constante de equilíbrio levando-se em consideração
concentração molar dos componentes do equilíbrioconcentração molar dos componentes do equilíbrio
Relação entre K e Kc
Simplificada
∆n = variação do número das moléculas entre os
reagentes e os produtos da equação química.
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Equilíbrio Químico
Relação entre K e Kc
Exercício: Em 400,00 oC, a constante de equilíbrio K da
equação abaixo é 3,1 X 104. Qual é o valor de Kc nesta
temperatura?
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Dados:
R = 8,3145 L bar K-1 mol-1
Po = 1 bar
co = 1 mol L-1
Equilíbrio Químico
Que informações podemos retirar da constante de
equilíbrio?
• Composição de uma reação no equilíbrio (diz se
podemos esperar uma concentração alta ou baixa no
equilíbrio)
• Permite prever a direção na qual a reação se processa
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p ç q ç p
quando os R e P estão presentes a uma concentração
arbitrária
• É um parâmetro termodinâmico
• Cada reação tem sua própria constante de equilíbrio
(Usa-se em geral os menores coeficientes
estequiométricos)
Se K é alto  os P são favorecidos no equilíbrio
Se K é baixo  os R são favorecidos no equilíbrio
Os halogênios iodo (I2) e bromo (Br2) reagem em fase
gasosa para formar o monobrometo de iodo (IBr) a uma
temperatura de 100oC. Sabendo que a reação entre 0,150
mol de I2 e 0,100 mol de Br2, em um balão de 5,00 L,
alcança o equilíbrio quando 97% do Br2 reagiu, calcule:
P4020705 - 1a Questão
I2(g) + Br2(g) ↔ 2 IBr(g)
a) A massa de IBr produzida.
b) A pressão total da mistura no balão no final da reação.
c) A constante de equilíbrio da reação.
MM (IBr) = 207 g mol‐1
P4020705 ‐ 1a Questão
a)  nIBr = 0,194 mol
Sendo a MMIBr igual a 207 g mol‐1 tem‐se:
mIBr = nIBr . MMIBr = 0,194 mol x 207 g mol‐1
= 40,2 g
b) A pressão no balão é proporcional à quantidade dos gases presentes no final da reação.
= (0,053 + 0,003 + 0194). 
I2 Br2 IBr
Inicio 0,150 mol 0,100 mol 0 mol
Final 0,053 mol 0,003 mol 0,194 mol
 
V
RT )n + n = (n = P = P + P = P IBrBrIIBrBrItotal 2222
c) A constante de equilíbrio relaciona as concentrações dos reagentes e produto ao final da 
reação  = 2,4 x 102 ou 2,2 x 102
Alternativamente
atm 1,53
5,00
373 . 0,0821 x 0,250
5,00
373 . 0,0821 
237
10 x 6,36
10 x 1,51)(
]][Br[I
][IBK 6
3
5
0,003
5
0,053
2
5
0194
22
2
r
c  

0n pois KK seja ou 219
0,006
1,40
0,02 x 0,32
1,40K
)/5,000,0821.373 x (0,003 x ,00821.373)/5(0,053.0,0
5,00]0821.373)/[(0,194.0,
.PP
P
K
cpp
2
BrI
IBr
p
22
2


2102X