Equilíbrio químico/PCNA

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EQUILÍBRIO QUÍMICO 
 
1. Reações Reversíveis 
Seja a reação genérica: 
 
Onde: 
 
V1 e V2 são as velocidades 
 
No momento do equilíbrio, as concentrações [A], [B], 
[C], [D] são constantes, mas não necessariamente 
iguais. 
Reação Reversível = É aquela que ocorre 
simultaneamente nos dois sentidos. Ao mesmo tempo, 
os reagentes se transformam em produtos e os 
produtos se transformam em reagentes. 
No gráfico abaixo, os regentes são representados por 
B e os produtos por A. 
 
 
No início da reação, há uma grande quantidade de 
reagentes. À medida que o tempo vai passando, essa 
quantidade vai diminuindo e a velocidade também. 
Enquanto isso, no início da reação, não há produtos, a 
quantidade é zero. Ao decorrer da reação, os produtos 
vão sendo formados e a velocidade inicial é zero e vai 
aumentando até igualar com a velocidade dos 
reagentes. Neste momento, as velocidades 
permanecerão iguais e constantes. As concentrações 
também serão constantes. Quando as velocidades dos 
produtos e dos reagentes chegam neste ponto, 
dizemos que a reação está em equilíbrio. 
2. Classificação do Equilíbrio 
Pode-se classificar os equilíbrios em função das fases 
das substâncias envolvidas na reação química. 
2.1. Equilíbrio Homogêneo 
É aquele onde todas as substâncias estão na mesma 
fase (estado físico). Geralmente, ocorrem em sistemas 
gasosos e aquosos. 
Exemplos: 
 
2.2. Equilíbrio Heterogêneo 
É aquele onde as substâncias estão em fases 
diferentes. Geralmente, envolvem substâncias sólidas 
e líquidas. 
Exemplos: 
 
3. Constante de equilíbrio (Kc) 
Observe a seguinte reação química, Sendo a reação 
direta 1 e a reação inversa 2. 
 
De acordo com a lei cinética ou lei da velocidade: 
 
No instante do 
equilíbrio: 
 
 
Isolando K: 
A divisão de duas constantes, em matemática origina 
uma terceira constante: 
 
KC = constante de equilíbrio em função das 
concentrações 
Então: 
4. Propriedades das Constantes 
É possível, a partir das constantes de equilíbrio da 
reação direta, obter a constante de equilíbrio da reação 
inversa. Também podemos multiplicar as constantes. 
4.1. Reação Inversa 
Seja a reação química: 
 
4.2. Adição de uma Reação 
Se duas reações são adicionadas, o novo KC será o 
produto das constantes originais. 
 
4.3. Multiplicação de uma Reação 
Se duas reações são multiplicadas por um determinado 
número, a sua nova KC será elevada à este valor. 
Veja o modelo: 
 
4.4. Divisão de uma Reação 
Se duas reações são divididas por um determinada 
número, a sua nova KC será a sua raíz. 
Veja o modelo: 
 
4.5. Reação com Substância Pura Líquida ou 
Sólida 
As substâncias puras líquidas e sólidas possuem 
concentração constante, onde o valor está incorporado 
ao da constante KC. Por este motivo, nas expressões 
de constante de equilíbrio, não se coloca as suas 
concentrações no cálculo da KC. 
Exemplo: 
 
5. Constante de Equilíbrio em Função das 
Pressões Parciais (Kp) 
Se uma determinada reação química apresentar 
substâncias no estado gasoso, a constante de 
equilíbrio pode ser dada em função das suas pressões 
parciais. 
Exemplo: 
 
Para o cálculo da pressão parcial, utiliza-se o conceito 
de fração molar (x). Calcula-se a fração molar e em 
seguida, a pressão parcial do gás. 
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: 
1°) calcular a quantidade de mols, sendo 60%: 
 
2°) montar a tabela do equilíbrio químico: 
 PCl5 PCl3 Cl2 
início 3 - - 
reagiu/formou 1,8 1,8 1,8 
equilíbrio 3 -1,8=1,2 1,8 1,8 
 
3°) calcular as frações molares: 
 
 
 
nT = número total de mols 
4°) calcular a pressão parcial dos gases: 
 
 
 
 
O somatório das pressões parciais deve ser igual à 
pressão total: 
 
Ou seja: 
5°) calcular a KP : 
 
6. Princípio de Le Chatelier 
Para que um sistema esteja em equilíbrio químico, a 
velocidade da reação direta deve ser igual a velocidade 
da reação inversa. As condições que envolvem estas 
reação não devem ser modificiadas. Caso isso ocorra, 
haverá uma alteração no equilíbrio. Estas modificações 
podem ser: 
 
- concentração de reagentes e produtos 
- pressão 
- temperatura 
- presença de catalisador 
Estas modificações podem beneficiar a reação em um 
dos sentidos (direto ou inverso). Chamamos estas 
perturbações de deslocamento do equilíbrio. 
Deslocamento do Equilíbrio – É toda e qualquer 
alteração da velocidade da reação direta ou da reação 
inversa, causando modificações nas concentrações 
das substâncias e levando o sistema a um novo estado 
de equilíbrio químico. 
Quando a velocidade da reação direta aumenta é 
porque o equilíbrio está se deslocando para a direita. 
Quando a velocidade da reação inversa aumenta é 
porque o equilíbrio está se deslocando para 
a esquerda. 
6.1. Princípio de Le Chatelier 
O estudo dos deslocamentos de equilíbrio foi 
desenvolvido pelo químico francês Le Chatelier. 
 
É possível prever o que acontece com a reação, de 
acordo com a alteração que é feita. 
Enunciado de Le Chatelier: 
“Quando um fator externo age sobre um sistema em 
equilíbrio, este se desloca, procurando minimizar a 
ação do fator aplicado.” 
6.2. Influência da Concentração 
Um aumento em qualquer das concentrações resulta 
em um deslocamento de equilíbrio para o outro lado. 
A retirada de alguma substância provoca o 
deslocamento para o seu lado. 
Durante as modificações, os valores de todas as 
concentrações são alteradas, porém o valor de KC 
mantém-se o mesmo. 
Sendo: 
 
 
 
 
6.3. Influência da Pressão 
A pressão de um gás está associada ao volume deste 
gás. 
O aumento da pressão beneficia a reação com menor 
volume e a diminuição da pressão beneficia a reação 
com maior volume. 
Aumento do volume do gás = EXPANSÃO 
Diminuição do volume do gás = CONTRAÇÃO 
 
6.4. Influência na Temperatura 
É a única alteração que pode modificar o valor da KC. 
 
 
O aumento da temperatura beneficia a reação 
endotérmica. 
A diminuição da temperatura beneficia a reação 
exotérmica. 
6.5. Influência da Presença de Catalisador 
A presença de um catalisador (substância química que 
acelera a reação química) não altera o valor da KC. O 
catalisador promove a diminuição do momento do 
equilíbrio. Altera tanto na reação direta como na reação 
inversa. 
7. Constante de Acidez (Ka) e Constante de 
Basicidade (Kb) 
Quando um ácido entra em contato com água dizemos 
que ocorreu uma ionização. Para as bases, utilizamos 
o termo dissociação. Veja o que acontece quando ácido 
clorídrico é adicionado em água: 
 
A sua constante de equilíbrio é dada por: 
 
Observe que a substância líquida água não deve 
participar da constante de equilíbrio porque a sua 
concentração é constante. Então se a concentração de 
água for multiplicada por KC, teremos o aparecimento 
de uma nova constante, a constante de acidez, Ka. 
 
 
A constante de acidez indica a força do ácido. Quanto 
menor o valor do Ka, mais fraco é o ácido. Menos 
ionizado é este ácido. Utiliza-se esta constante para os 
ácidos fracos. Ácido forte não tem Ka, já que dissociam 
completamente e não apresentam equilíbrio (reação 
direta e inversa). 
A constante de basicidade é dada por Kb, e indica a 
força da base e o seu grau de dissociação. É 
semelhante ao Ka, porém agora, refere-se às bases. 
8. Efeito do íon comum 
Em um equilíbrio de íons, a adição de espécies 
químicas pode contemplar íons que já existam nosistema ou não. Se o íon adicionado já existe no 
equilíbrio (íon comum), seu comportamento será como 
na adição de qualquer substância que já existe na 
reação. Se for adicionada alguma espécie que não 
possui no sistema e ela reagir com algum presente no 
equilíbrio, devemos estudar o efeito da diminuição da 
concentração desta segunda substância. Se a 
substância adicionada não reagir no equilíbrio, seu 
acréscimo não modificará o sistema. 
Veja o exemplo a seguir: 
 
De acordo com o lado que o equilíbrio se desloca, a 
solução troca de cor. 
Veja o que pode acontecer se for adicionado a esta 
reação: 
- adição de HCl(aq) – o ácido HCl se ioniza formando o 
íon cátion H+(aq). Provoca, portanto o aumento da 
concentração deste íon no sistema. Desloca o equilíbrio 
para a direita, até consumir o exceso adicionado. O íon 
H+(aq) é o íon comum ao sistema. 
- adição de NaOH – a base NaOH se dissocia formando 
o íon ânion OH-(aq) que reage com o cátion H+(aq), 
provocando a formação de água e diminuindo a 
concentração de H+(aq). Desloca o equilíbrio para a 
esquerda para repor a quantidade removida deste íon. 
O íon OH-(aq) é o íon não-comum ao equilíbrio.