EQUILIBRIO QUIMICO

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QUÍMICA ANALÍTCA 
QUALITATIVA
PROF. NÉLIA LIMA
AULA 02
Equilíbrio Químico – Processos 
reversíveis.
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CONTEÚDO
• Conceitos de processos reversíveis; 
• Velocidade de reação, constante de velocidade de reação; 
• Constante de equilíbrio
• constante de equilíbrio em termos de concentração (KC), 
• Constante de equilíbrio em termos de pressão (KP), 
• Relação entre KC e KP, 
• Cálculo da constante de equilíbrio, interpretação do valor de KC; 
• Grau de equilíbrio (α) e 
• Quociente de equilíbrio (QC).
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PROCESSOS REVERSÍVEIS
• Equação Química – é a representação algébrica de uma reação química.
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PROCESSOS REVERSÍVEIS
• Reação direta – ocorre no sentido de formação dos produtos.
• Reação inversa – ocorre no sentido de regeneração dos reagentes
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PROCESSOS REVERSÍVEIS
• Irreversíveis: consumo total dos 
reagentes envolvidos ou de pelo 
menos um deles. 
• Ex.: Combustão do propano
• Reversíveis: processa-se 
simultaneamente nos dois sentidos. 
Os reagentes se transformam nos 
produtos, e estes, à medida que se 
formam, regeneram os reagentes 
iniciais.
• Ex.: Síntese da amônia
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VELOCIDADE DE REAÇÃO
• A velocidade das reações químicas 
é uma área estudada pela Cinética 
Química. Esse estudo é importante 
porque é possível encontrar meios 
de controlar o tempo de 
desenvolvimento das reações, 
tornando-as mais lentas ou mais 
rápidas, conforme a necessidade
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Como calcular a velocidade de uma reação
• A velocidade de uma reação 
pode ser determinada a partir 
da taxa na qual um produto é 
formado ou um reagente é 
consumido, em outras palavras, 
como varia a concentração de 
um componente com o tempo.
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EXEMPLO
1. Numa experiência, a reação de formação de amônia (NH3), a 
partir do N2 e do H2, está ocorrendo com um consumo de 12 mols 
de nitrogênio (N2) a cada 120 segundos. Nesse caso, a velocidade 
de consumo de hidrogênio (H2) é:
a) 6 mols por minuto
b) 12 mols por minuto.
c) 9 mols por minuto.
d) 24 mols por minuto.
e) 36 mols por minuto.
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EXEMPLO
2. Numa experiência envolvendo o processo:
N2 + 3H2 → 2NH3,
a velocidade da reação foi expressa como = 4,0 mol/L.h. Considerando-
se a não ocorrência de reações secundárias, a expressão dessa mesma 
velocidade, em termos de concentração de H2, será:
a) -Δ[H2]/Δt = 1,5 mol/L.h
b) -Δ[H2]/Δt = 5,0 mol/L.h
c) - Δ[H2]/Δt= 6,0 mol/L.h
d) -Δ[H2]/Δt = 8,0 mol/L.h
e) -Δ[H2]/Δt = 12,0 mol/L.h
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EXEMPLO
3. A velocidade média da reação 1 N2 + 3 H2 → 2 NH3 é 0,5 
mols/min. A velocidade média em função do nitrogênio (N2) vale:
a) 6 mols / min.
b) 3 mols / min.
c) 2 mols / min.
d) 0,5 mols / min.
e) 5 mols / min
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FATORES QUE AFETAM 
A VELOCIDADE DAS 
REAÇÕES
• TEMPERATURA
• CONCENTRAÇÃO
• PRESSÃO
• SUPERFÍCIE DE 
CONTATO
• CATALISADOR
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LEI DE VELOCIDADE DA REAÇÃO
• Relaciona a rapidez de uma transformação química com 
as concentrações dos reagentes em quantidade de 
matéria (mol/L).
• A velocidade da reação é diretamente proporcional à 
concentração dos reagentes. Porém, isso depende da 
temperatura também. Por isso, temos a seguinte 
equação matemática que representa a lei da velocidade 
da reação:
𝑣 = 𝑘 𝐴 𝛼 . 𝐵 𝛽
• Em que:
• v = velocidade da reação;
k = constante que só depende do valor da temperatura;
α e β = expoentes determinados experimentalmente.
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A lei da velocidade das 
reações recebe muitos nomes, 
veja alguns: Lei da Ação das 
Massas, Equação de Rapidez, 
Lei Cinética da Reação e Lei 
de Guldberg-Waage.
EQUILÍBRIO
EQUILÍBRIO – CONCEITO
Equilíbrio químico
Constante de equilíbrio
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EQUILÍBRIO
• Equilíbrio estático: Quando o objeto 
está em repouso;
• Equilíbrio Dinâmico: não há um 
momento sequer em que o “objeto” 
em estudo esteja parado. A situação de 
equilíbrio é atingida quando a 
velocidade das ações sejam iguais 
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EQUILÍBRIO QUÍMICO
• O Equilíbrio Químico ocorre quando 
temos uma reação reversível que 
atingiu o ponto em que as reações 
direta e inversa ocorrem com a mesma 
velocidade.
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Esse equilíbrio químico não 
é estático, mas 
sim dinâmico. Apesar de 
macroscopicamente não 
ocorrerem alterações e 
parecer que está 
estabilizado em certo 
estado, na realidade as 
trocas ou compensações 
entre as partes do sistema 
ou entre o sistema e a sua 
vizinhança continuam 
acontecendo 
microscopicamente.
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GRAFICAMENTE
• A expressão do equilíbrio em termos da concentração pode ser 
expresso de várias maneiras, como nas figuras a seguir:
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EQUILÍBRIO QUÍMICO
• O equilíbrio em termos da concentração pode ser expresso 
graficamente considerando como mostrado a seguir, as 
concentrações permanecem constantes ao longo do tempo.
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CONSTANTE DE EQUILÍBRIO
• Se estivermos lidando com uma reação reversível, que 
em um determinado momento se encontra 
em equilíbrio químico, então poderemos realizar a 
expressão da velocidade tanto para a reação direta, 
como para a inversa:
Onde: Vd = velocidade da reação direta;
Vi = velocidade da reação inversa.
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𝑽𝒅 = 𝑽𝒊
𝒌𝟏 𝑨
𝒂. 𝑩 𝒃 = 𝒌𝟐 𝑪
𝒄 𝑫 𝒅
𝒌𝟏 =
𝒌𝟐 𝑪
𝒄 𝑫 𝒅
𝑨 𝒂. 𝑩 𝒃
𝒌𝟏
𝒌𝟐
=
𝑪 𝒄 𝑫 𝒅
𝑨 𝒂. 𝑩 𝒃
EXPRESSÃO DA CONSTANTE DE 
EQUILÍBRIO EM FUNÇÃO DA 
CONCENTRAÇÃO
𝑲𝒄 =
𝑪 𝒄 𝑫 𝒅
𝑨 𝒂. 𝑩 𝒃
CONSTANTE DE EQUILÍBRIO EM 
TERMOS DA PRESSÃO
• Para as reações que se passam no meio gasoso, 
uma vez que a determinação das 
concentrações poderia inferir erros, estima-se 
o equilíbrio em termos das pressões parciais:
𝑲𝒑 =
𝑷𝑪
𝒄 . 𝑷𝑫
𝒅
𝑷𝑨
𝒂 . 𝑷𝑩
𝒃
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NUMA REAÇÃO QUE ENVOLVE 
APENASCOMPONENTES NA FASE 
GASOSA, O AUMENTO DA 
PRESSÃO OBRIGA AS MOLÉCULAS 
A SE REORGANIZAREM NUM 
MENOR ESPAÇO. ASSIM, COM O 
AUMENTO DA PRESSÃO HAVERÁ 
MENOR QUANTIDADE EM MOLS 
DOS PARTICIPANTES.
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CONSIDERAÇÕES IMPORTANTES 
SOBRE A CONSTANTE DE EQUILÍBRIO
• As substâncias presentes no equilíbrio podem estar em 
diferentes estados físicos (líquido, sólido e/ou gasoso), 
formando um equilíbrio heterogêneo nesse caso a 
constante K não considera, as concentrações dos 
líquidos e sólidos puros, uma vez que, nesse contexto a 
sua variação de concentração será desprezível. Como 
exemplos temos a reação de calcinação do Carbonato 
de Cálcio, dada por:
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Como o [CO2] é uma espécie em 
fase gasosa podemos relacionar as 
constantes Kc eKp de acordo com 
equação mencionada a seguir:
Kp = Kc . (RT) Δn
Onde:
Kp é a constante de equilíbrio em 
função da pressão.
Kc é a constante de equilíbrio em 
função da concentração.
R é a constante de Clapeyron ou 
seja R= 0,082 L atm-1
T é temperatura em Kelvins (K) 
onde K= T em °C + 273,15
Δn é a variaçãodo número de mols 
ou seja Δn = (n produto)-(n 
reagentes)
EXEMPLO
4. Considere a reação: 
N2O4(g) ⇌ 2 NO2(g)
Quando se estabelece o equilíbrio químico é possível 
afirmar: 
a) [N2O4] = [NO2]. 
b) [N2O4] diminui
c) [NO2] = constante. 
d) v2 > v1. 
e) v1 > v2.
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EXEMPLO
5.Marque apenas as alternativas falsas.
01. Ambas as reações direta e inversa continuam ocorrendo com 
velocidades iguais.
02. Todas as reações reversíveis caminham espontaneamente para o 
equilíbrio e assim permanecem, a menos que um fator modifique tal 
situação.
03. O equilíbrio existe num sistema aberto e a energia armazenada é a 
menor possível, daí o equilíbrio ser procurado espontaneamente.
04. As concentrações de todas as substâncias presentes no equilíbrio não 
variam mais.
05.São iguais as concentrações de cada substância presente no equilíbrio.
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EXEMPLO
6. Num recipiente fechado, misturam-se 2,0 mols de A2(g) com 3 mols 
de B2(g). Ocorrem as reações:
A2(g) + B2(g) ⇌ 2 AB(g)
Sendo v1 e v2 as velocidades das reações indicadas, [A2] e [B2] as 
concentrações dos reagentes em mol/L, pode-se afirmar que o 
sistema atinge o equilíbrio quando:
a) v1 = v2.
b) V1 = 2 v2.
c) [A2] = 0.
d) [B2] = 0.
e) [A2] = [B2].
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EXEMPLO
7. Os seguintes gráficos representam variáveis de uma reação química:
a) No instante t1, a velocidade da reação direta é igual à da inversa.
b) Após t2, não ocorre reação.
c) No instante t1, a reação atingiu o equilíbrio.
d) A curva 4 corresponde à velocidade da reação inversa.
e) No ponto de intersecção das curvas 3 e 4, a concentração de produtos é igual à de reagentes.
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CÁLCULO DA CONSTANTE DE EQUILÍBRIO
Ex. 8: Em um recipiente fechado, com capacidade de 2 L, em temperatura de 
100ºC, há 20 mol de N2O4. Começa a ocorrer a seguinte reação reversível:
N2O4↔ NO2. 
Após certo tempo, verificou-se que a reação atingiu o equilíbrio químico e que 8 
mol de NO2 haviam se formado. Qual é o valor da constante de equilíbrio Kc em 
temperatura de 100ºC?
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CÁLCULO DA CONSTANTE DE EQUILÍBRIO
Ex. 9: Observe que na linha em que foram escritas as quantidades 
que reagem e que se formam, sabemos que foram gastos 4 mol de 
N2O4, porque a proporção é de 1 : 2, e que foram formados 8 mol 
de NO2.
Agora basta substituir os valores encontrados na expressão da 
constante de equilíbrio Kc dessa reação:
• Kc = [NO2]
2
[N2O4]
• Kc = (4 mol/L) 2
(8 mol/L)
• Kc = 2 mol/L
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CÁLCULO DA CONSTANTE DE EQUILÍBRIO
Ex. 10: Em um recipiente fechado, com capacidade de 5 L, em 
temperatura T, há 2 mol de gás hidrogênio, 3 mol de gás iodo e 4 
mol de iodeto de hidrogênio . A reação entra em equilíbrio 
químico, em temperatura T, e verifica-se que há 1 mol de gás 
hidrogênio no recipiente. Qual é o gráfico que representa esse 
equilíbrio e qual o valor da constante de equilíbrio Kc em 
temperatura de T?
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CÁLCULO DA CONSTANTE DE EQUILÍBRIO
O gráfico que mostra as variações das concentrações 
em mol/L dos reagentes e dos produtos até atingirem o 
equilíbrio pode ser dado por:
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𝐾𝑐 =
𝐻𝐼 2
𝐻2 𝐼2
𝐾𝑐 =
1,2 2
0,2.0,4
𝐾𝑐 = 18
ATENÇÃO:
• VALORES DE Kc
MAIORES QUE 1 
INDICAM A REAÇÃO 
NO SENTIDO DIRETO
• VALORES DE Kc
MENORES QUE 1 
INDICAM REAÇÃO NO 
SENTIDO INVERSO
GRAU DE EQUILÍBRIO
• O grau de equilíbrio, simbolizado por “α”, é usado em equilíbrios 
químicos para indicar a relação entre a quantidade de matéria 
(número de mol) depois que determinado reagente foi consumido e a 
quantidade de matéria inicial.
Assim, o grau de equilíbrio pode ser calculado por meio da seguinte 
expressão:
𝛼 =
𝑛ú𝑚𝑒𝑟𝑜 𝑑𝑒 𝑚𝑜𝑙 𝑐𝑜𝑛𝑠𝑢𝑚𝑖𝑑𝑜
𝑛ú𝑚𝑒𝑟𝑜 𝑑𝑒 𝑚𝑜𝑙 𝑖𝑛𝑖𝑐𝑖𝑎𝑙
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GRAU DE EQUILÍBRIO
• Veja um exemplo:
“Considere que em um recipiente fechado, com capacidade de 1 L, à temperatura de 
100ºC, há 10 mol de C2H4 e 10 mol de Cl2. Começa a ocorrer a seguinte reação reversível: 
C2H4+ Cl2 ↔ C2H4Cl2. Após certo tempo, verificou-se que a reação atingiu o equilíbrio 
químico e que quatro mol de C2H4Cl2 formaram-se. Qual é o valor do grau de equilíbrio 
dos reagentes?”
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GRAU DE EQUILÍBRIO
Exemplo 11:
Os dados fornecidos no enunciado estão na tabela a seguir para melhor visualização:
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Com esses dados, basta substituir os 
valores na expressão do grau de 
equilíbrio:
α = número de mol consumido
número de mol inicial
α = 4 mol
10 mol
α = 0,4
O valor do grau de equilíbrio pode 
variar somente entre 0 e 1, portanto, 
podemos expressar essa grandeza 
também em porcentagem, sendo que, 
nesse exemplo, temos: α = 40%.
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GRAU DE EQUILÍBRIO
Exemplo12: Em uma temperatura T, 2 mol de NH3 estão 20% 
dissociados em N2 e H2. Sabendo que o volume do recipiente é de 5 
L, determine o valor de Kc para o equilíbrio:
2 NH3 ↔N2 + 3 H2
Resolução:
A questão fornece o grau de equilíbrio, isto é, a porcentagem de 
NH3 que reage:
-reagem = 20% de 2 mol = 0,2 (2 mol) e 0,4 mol;
-restam no equilíbrio: 2 – 0,4 = 1,6 mol.
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GRAU DE EQUILÍBRIO
Assim, temos:
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Aqui o valor de Kc é menor que 
1, logo o equilíbrio encontra-se 
deslocado no sentido inverso.
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QUOCIENTE DE EQUILÍBRIO
O quociente de equilíbrio, simbolizado por Qc, é uma grandeza 
usada no estudo do equilíbrio químico com o principal objetivo de 
determinar se a reação já atingiu o equilíbrio, ou seja, se a 
velocidade da reação direta está igual à velocidade da reação 
inversa.
A expressão para determinar o quociente de equilíbrio de uma 
reação é exatamente igual à usada para a expressão da constante de 
equilíbrio Kc, isto é:
𝑄𝑐 =
𝑝𝑟𝑜𝑑𝑢𝑡𝑜𝑠 𝑐𝑜𝑒𝑓𝑖𝑐𝑖𝑒𝑛𝑡𝑒 𝑛𝑎 𝑒𝑞𝑢𝑎çã𝑜 𝑏𝑎𝑙𝑎𝑛𝑐𝑒𝑎𝑑𝑎
𝑟𝑒𝑎𝑔𝑒𝑛𝑡𝑒𝑠 𝑐𝑜𝑒𝑓𝑖𝑐𝑖𝑒𝑛𝑡𝑒 𝑛𝑎 𝑒𝑞𝑢𝑎çã𝑜 𝑏𝑎𝑙𝑎𝑛𝑐𝑒𝑎𝑑𝑎
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QUOCIENTE DE EQUILÍBRIO
No entanto, a diferença entre essas duas grandezas reside no fato de 
que o quociente de equilíbrio (Qc) pode ser calculado em qualquer 
momento da reação, enquanto a constante de equilíbrio (Kc) só pode 
ser determinada no momento do equilíbrio. Assim, o valor de Qc não 
é uma constante.
𝑄𝑐
𝐾𝑐
= 1, 𝑜 𝑠𝑖𝑠𝑡𝑒𝑚𝑎 𝑒𝑛𝑡𝑟𝑜𝑢 𝑒𝑚 𝑒𝑞𝑢𝑖𝑙í𝑏𝑟𝑖𝑜
𝑄𝑐
𝐾𝑐
≠ 1, 𝑜 𝑠𝑖𝑠𝑡𝑒𝑚𝑎 𝑛ã𝑜 𝑒𝑛𝑡𝑟𝑜𝑢 𝑒𝑚 𝑒𝑞𝑢𝑖𝑙í𝑏𝑟𝑖𝑜
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QUOCIENTE DE EQUILÍBRIO
Exemplo 13: Consideremos a seguinte reação reversível entre 
os gases tetróxido de dinitrogênio (N2O4) e o dióxido de 
nitrogênio (NO2):
N2O4(g) ↔ 2 NO2(g)
𝑄𝑐 =
𝑁𝑂2
2
𝑁2𝑂4 1
𝐾𝑐 =
𝑁𝑂2
2
𝑁2𝑂4 1
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QUOCIENTE DE EQUILÍBRIO
Para essa reação sabemos que o valor de Kc é 0,2. Digamos, então, que 
sejam realizados três experimentos com essa reação à mesma 
temperatura e que foram encontradas as concentrações em matéria (em 
mol/L) para essas substâncias. Essas respectivas concentrações estão 
alistadas na tabela abaixo:
Verifique em quais experimentos o equilíbrio já foi atingido
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Equilíbrio Químico
Processos reversíveis.
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