aula 5 Equilibrio quimico

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EQUILÍBRIO QUÍMICO 
Andreza Maria Lima Pires 
 
 
 
 
 
 
 
Fortaleza – CE 
 
1 
1. Introdução 
 Muitas das reações não se completam, mas, em 
vez disso, aproximam-se de um estado de equilíbrio 
no qual tanto os reagentes quanto os produtos estão 
presentes. 
2 
1. Introdução 
 A condição na qual as concentrações de todos os 
reagentes e produtos em um sistema fechado param 
de variar com o tempo, é chamada de equilíbrio 
químico. 
 
3 
1. Introdução 
As concentrações de todas as espécies são constantes. 
4 
1. Introdução 
 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. 
5 
2. Constante de equilíbrio 
 Para qualquer sistema químico em equilíbrio existe 
uma relação simples entre as concentrações molares 
dos reagentes e dos produtos: Lei de ação das 
massas (Guldberg e Waage – 1864) 
“a velocidade de uma reação é diretamente proporcional ao 
produto das concentrações molares dos reagentes (expressa 
como pressões parciais para gases e concentração em 
quantidade de matéria para soluções), elevadas a potências 
determinadas experimentalmente”. 
 6 
2. Constante de equilíbrio 
 Considere o seguinte equilíbrio genérico: 
 
 
 
 A lei de velocidade pode ser expressa como: 
 
aA + bB cC + dD 1 
2 
7 
2. Constante de equilíbrio 
 No equilíbrio temos: 
 
 
a condição de equilíbrio (lei de equilíbrio) é expressa 
pela seguinte equação: 
 
 
 
8 
Constante de equilíbrio (ou Keq) 
2. Constante de equilíbrio 
Quociente de reação (Q) – É o valor numérico 
obtido quando substituímos as concentrações 
molares reais no equilíbrio na expressão de equilíbrio. 
 
 
 Apesar de a equação ser semelhante à equação de 
KC a interpretação é bem distinta . 
 
 
 
9 
2. Constante de equilíbrio 
Quociente de reação (Q) 
 
 
10 
(a) se Q > KC, a reação não está em equilíbrio e a tendência é 
a formação de reagentes (Produtos  Reagentes); 
(b) se Q < KC, a reação também não está em equilíbrio e a 
tendência é a formação de produtos (Reagentes  Produtos) e 
(c) se Q = KC, a reação está em equilíbrio. 
2. Constante de equilíbrio 
11 
 A expressão da constante de equilíbrio depende 
apenas da estequiometria da reação, e não do seu 
mecanismo (a etapa determinante da velocidade de 
reação é sempre a etapa lenta). 
 É importante ressaltar que a constante de equilíbrio 
é adimensional e que varia apenas com a 
temperatura, ou seja, não depende das quantidades 
iniciais de reagentes e produtos. 
2. Constante de equilíbrio 
12 
 O valor da constante de equilíbrio além de nos 
fornecer as concentrações de reagentes e produtos no 
equilíbrio, permitem predizer se as reações são 
favoráveis ou desfavoráveis a formação de 
produtos. 
2.1. Expressões da constante de equilíbrio 
13 
Equilíbrios heterogêneos - Quando, em uma mistura 
reacional, ocorre mais de uma fase, chamamos essa 
mistura de reação heterogênea. Em reações que 
envolvem sólidos (tanto nos reagentes como nos 
produtos) e água, a expressão da constante de equilíbrio 
não apresenta tais compostos, uma vez que no início ou 
no equilíbrio da reação a concentração de compostos 
sólidos e da água são constantes. 
 
 
 
2.1. Expressões da constante de equilíbrio 
14 
Equilíbrios heterogêneos 
CaO(s) + CO2(g) ↔ CaCO3(s) 
2.1. Expressões da constante de equilíbrio 
15 
 Leis de equilíbrio no estado gasoso - Quando 
todos os reagentes e produtos são gases, podemos 
formular as expressões das leis das ações de massas 
tanto em funções das suas pressões parciais quanto 
em função das concentrações molares. 
2.1. Expressões da constante de equilíbrio 
16 
 Leis de equilíbrio no estado gasoso - Uma 
expressão simples relaciona KP e KC: 
KP = KC . (RT)
n 
Onde n = (número de mols de gás dos produtos) – (número 
de mols de gás dos reagentes); R é a constantes dos gases e 
T é a temperatura em Kelvin. 
 
 
2.1. Expressões da constante de equilíbrio 
17 
 Modificações das expressões da constante de 
equilíbrio - Em geral, quando os coeficientes 
estequiométricos de uma equação equilibrada e 
balanceada forem multiplicados, todos, por um mesmo 
fator, a constante de equilíbrio da nova equação é igual à 
constante de equilíbrio antiga elevada a uma potência 
igual ao fator multiplicado (KC” = KC
n). 
 
 
2.1. Expressões da constante de equilíbrio 
18 
 Modificações das expressões da constante de 
equilíbrio - De forma análoga, a constante de equilíbrio 
está diretamente associada ao sentido da reação, ao 
mudarmos este sentido a KC é alterada de tal forma que 
Kinv = 1/Kdir. 
 
2.1. Expressões da constante de equilíbrio 
19 
 Modificações das expressões da constante de 
equilíbrio - Em reações em que a equação química final 
é proveniente do somatório de equações parciais com 
valores de constantes de equilíbrio conhecidas, a 
constante de equilíbrio total da reação é expressa pelo 
produto de constantes de equilíbrio das equações 
parciais: K = K1 x K2. 
 
 
 Existem três maneiras de se perturbar o equilíbrio 
de um sistema reacional: 
(1) alteração da temperatura; 
(2) alteração da concentração dos reagentes ou 
produtos; 
(3) alteração da pressão. 
20 
3. Efeitos externos sobre o equilíbrio 
 Esses efeitos são previstos pelo princípio de Le 
Châtelier, que pode ser exposto como segue: 
Henri Le Châtelier 
1850-1936 
21 
3. Efeitos externos sobre o equilíbrio 
“se uma influência externa atua sobre o 
equilíbrio, o sistema realiza um 
deslocamento na direção que contra 
põe a influência perturbadora e, se 
possível, reconduz o sistema ao 
equilíbrio”. 
9 
N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g)
 Adição de H2 (perturbação) 
 
 Consumo de H2 (resposta) 
 
 N2 NH3 
22 
3.1. Variação na concentração de 
reagentes ou produtos 
O acréscimo ou a remoção de um reagente ou produto 
modifica o valor de Q, de modo que este não é mais igual a K. 
9 
N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g)
Conclusão: 
• Adição de reagentes: 
resulta na formação de 
produtos 
• Remoção de produtos: 
resulta no consumo de 
reagentes 
 
23 
3.1. Variação na concentração de 
reagentes ou produtos 
 No caso sistemas gasosos, a perturbação do 
equilíbrio não exerce alteração nos valores de KP – 
desde que a temperatura permaneça constante – 
fazendo apenas com que haja deslocamento do 
equilíbrio. 
24 
3.2. Efeito das variações de volume 
e pressão em sistemas gasosos 
N2O4(g) 2NO2(g)
 A redução do volume (ou aumento da 
pressão) desloca o equilíbrio no sentido 
do menor número de moléculas gasosas. 
25 
3.2. Efeito das variações de volume 
e pressão em sistemas gasosos 
 As variações nas concentrações ou pressões 
parciais provocam deslocamentos no equilíbrio sem 
variação no valor da constante de equilíbrio. Em 
contraste, quase toda constante de equilíbrio varia no 
valor à medida que a temperatura varia. 
26 
3.3. Efeito das variações na temperatura 
27 
3.3. Efeito das variações na temperatura 
Cr(H2O)6
2+(aq) + 4Cl-(aq) CoCl4
2-(aq) + 6H2O(l)
Temperatura 
ambiente 
Aquecimento 
da solução 
Resfriamento 
da solução 
 Podemos deduzir regras para a dependência da 
constante de equilíbrio com a temperatura aplicando o 
princípio de Le Châtelier:28 
3.3. Efeito das variações na temperatura 
“Quando a temperatura aumenta, é como se 
tivéssemos adicionando um reagente, ou produto, ao 
sistema em equilíbrio. O equilíbrio desloca-se no 
sentido que consome o excesso de reagente (ou 
produto), ou seja, calor.” 
 Endotérmica: Reagente + Calor Produtos (T  KC) 
 Exotérmica: Reagente Produtos + Calor (T  KC) 
 
 Equação de van’t Hoff: é uma versão quantitativa do princípio 
de Le Chatelier 
Exemplo: A constante de equilíbrio K da síntese da amônia é 
6,8.105 a 298K. Prediga seu valor a 400K. 
Dados: ∆Hf 
 = - 46,11 KJ/mol 
 R = 8,3145 J mol-1 K-1 
N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g)
f 
29 
3.3. Efeito das variações na temperatura 
– se H > 0, a adição de calor favorece a reação direta (endotérmica). 
– se H < 0, a adição de calor favorece a reação inversa (exotérmica). 
 
3.4. Efeito do Catalisador: 
N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g)
 O único efeito do 
catalisador é levar o sistema 
mais rápido para o 
equilíbrio. 
4. Equilíbrio iônico em soluções aquosas 
 Equilíbrio iônico é o estudo dos equilíbrios químicos 
envolvendo soluções aquosas onde aparecem 
partículas iônicas e moléculas não ionizadas. Dos 
equilíbrios iônicos em solução aquosa, um dos mais 
importantes é o que ocorre com a ionização de ácidos 
fracos e/ou bases fracas. 
4. Equilíbrio iônico em soluções aquosas 
 Definição de Ácidos e Bases: 
 
- Arrhenius: 
 
- Bronsted-Lowry: 
 
 
 
 
 
- Lewis: 
 H2O(l) + CO2(g)  H2CO3(aq) 
 
 
NH3 + CH3OH NH4
+ + CH3O
- 
 
CH3OH + HNO2 CH3OH2
+ + NO2
- 
 
Base 
Ácido Base 
Ácido Ácido conjugado Base conjugada 
HCl + H2O H3O
+ + Cl- 
 
Ácido conjugado Base conjugada 
(Caráter anfótero) 
Força de ácidos e bases 
HClO4 + H2O H3O
+ + ClO4
- 
HCl + H2O H3O
+ + Cl- 
H3PO4 + H2O H3O
+ + H2PO4 
– 
H3COOH + H2O H3O
+ + H3COO
- 
H2PO4
- + H2O H3O
+ + HPO4 
= 
NH4
+ + H2O H3O
+ + NH3 
Ácido mais forte 
Base mais forte 
Ácidos fortes (reagem completamente com o solvente, não deixando 
moléculas do soluto não dissociadas) 
Ácidos fracos  não se dissociam completamente. 
totalmente 
1% 
0,01% 
4. Equilíbrio Ácido-Base 
2 10 
H2O(l) + H2O(l) H3O
+(aq) + OH-(aq)
 Produto iônico da água: 
 
14-
3
-
3
2
2
2
2
-
3
100.1]OH][OH[
]OH][OH[]OH[
]OH[
]OH][OH[






w
eq
eq
K
K
K
Assim, soluções ácidas: [H+] > 1,00 x 10-7 mol L-1 
 soluções básicas: [H+] < 1,00 x 10-7 mol L-1 
4. Equilíbrio Ácido-Base 
 Auto-ionização da água 
4.1. Escala de pH 
]OHlog[pOH ]Hlog[]OHlog[pH -3 

 Em soluções neutras a 25 C, pH = pOH = 7,00. 
 Em soluções ácidas, a [H+] > 1,0  10-7, então o pH < 7,00. 
 Em soluções básicas, a [H+] < 1,0  10-7, então o pH > 7,00 
 
14pOHpH
14]OHlog[]Hlog[
14]OH][H[logpK
100.1]OH][H[
-
-
w
14-







wK
 Constantes de Dissociação 
 O equilíbrio ácido-base mais comum ocorre em água. 
HA + H2O H3O
+ + A- 
HA H
+ + A- 
 
 Ácido forte: [HA] - muito pequeno – Ka muito grande 
 (dissociação completa) 
 
HA H+ A- 
Antes da dissociação Após dissociação 
 a
H A
K
HA
       

4.2. Ácidos e bases fracas 
 Constantes de Dissociação 
Ácido fraco: [HA] é considerável. Ka pequeno (dissociação 
incompleta) 
 
Antes da 
dissociação 
Após 
dissociação 
HA 
H+ A- 
HA 
 
O mesmo pode ser realizado para uma base BOH dissociada 
em água: 
 b
B OH
K
BOH
       

BOH B
+ + OH- 
4.2. Ácidos e bases fracas 
• Relação entre as Constantes de Dissociação para Pares 
Conjugados Ácido/Base 
 
       

4
3
b
NH OH
K
NH
  

  

  
3 3
4
a
NH H O
K
NH
 
  
  
 

                    
3 3 4
3
34
NH H O NH OH
x H O x OH K
NHNH
NH3 + H2O NH4
+ + OH- 
NH4
+
 + H2O NH3 + H3O
+ 
Ka x Kb= 
Ka x Kb= Kw Um ácido forte terá uma base conjugada fraca 
4.2. Ácidos e bases fracas 
 Ácidos polipróticos: 
• Os prótons são removidos em etapas. 
 
 
 
 
• É sempre mais fácil remover o primeiro próton em um ácido 
poliprótico do que os demais. 
 
• Conseqüentemente, Ka1 > Ka2 > Ka3 etc. 
H2SO3(aq) H
+(aq) + HSO3
-(aq)Ka1 = 1.7 x 10
-2
HSO3
-(aq) H+(aq) + SO3
2-(aq)Ka2 = 6.4 x 10
-8
4.2. Ácidos e bases fracas 
4.3. Efeito do íon comum: 
 A ionização de um eletrólito fraco diminui com a adição 
de um eletrólito forte no qual há um íon comum. 
H3COOH(aq) H
+ + H3CCOO
-
(aq) 
 
H3COONa(aq) Na
+ + H3CCOO
-
(aq) Íon Comum 
4.4. Solução-tampão: 
 Soluções que contem um par ácido-base conjugado 
fraco, podem resistir drasticamente as variações de 
pH com a adição de pequenas quantidades de ácido 
ou base forte. Elas são chamadas soluções-tampão. 
 
4.4. Solução-tampão: 
 Capacidade do tampão: é a quantidade máxima 
de ácido ou de base que pode ser adicionada sem 
que o tampão perca sua capacidade de resistir a 
mudança do pH. 
 Equação de Henderson Hasselbalch: 
 
 
 
 O tampão é geralmente mais efetivo na faixa de pKa ±1 
]HX[
]X[
logpKpH
]X[
]HX[
loglog]Hlog[
-
a
-

  aK
4.4. Solução-tampão: 
5. Hidrólise 
 Muitos íons reagem com água para gerar íons H+ 
ou OH-. 
 O pH de uma solução aquosa de sal pode ser 
previsto considerando-se os íons dos quais o ácido é 
composto. 
 Para resumir: 
1.) Um ânion que é a base conjugada de um ácido 
forte, não afetará o pH de uma solução; 
2.) Um ânion que é a base conjugada de um ácido fraco, 
fará com que o pH aumente; 
3.) O cátion que é o ácido conjugado de uma base fraca, 
provocará diminuição no pH; 
4.) Com a exceção dos íons do grupo 1A e dos membros 
mais pesados do grupo 2A, os íons metálicos provocarão 
diminuição no pH; 
5. Hidrólise 
5.) Quando uma solução contém tanto uma base 
conjugada de um ácido fraco quanto o ácido conjugado de 
uma base fraca, o íon com maior constante de ionização 
terá maior influência no pH. 
 
5. Hidrólise 
6. Cálculos com a constante de equilíbrio 
 Os cálculos de equilíbrio para reações gasosas 
podem ser realizados por meio tanto de KP quanto de 
KC, mas para as reações em solução devemos utilizar 
KC. No entanto, se estivermos lidando com 
concentrações ou pressões parciais, os mesmos 
princípios se aplicam. 
 Em geral, podemos classificar os cálculos de 
equilíbrio em duas categorias: 
 
6. Cálculos com a constante de equilíbrio 
1. Calcular a constante de equilíbrio a partir de 
concentrações ou pressões parciais de equilíbrio 
conhecidas. 
Como exemplo, vamos considerar a decomposição do N2O4: 
 
Se 0,0350 mol de N2O4 for colocado dentro de um frasco de 1L 
a 25°C, as concentrações de N2O4 e NO2 em equilíbrio são: 
[N2O4] = 0, 292 mol/L e [NO2] = 0,0116 mol/L. Calcule KC. 
N2O4(g) 2NO2(g) 
KC = [NO2]
2/[N2O4] 
KC = (0,0116)
2/(0,0292) = 4,61 x 10-3 
6. Cálculoscom a constante de equilíbrio 
2. Calcular uma ou mais concentrações, ou pressões 
parciais, de equilíbrio utilizando o valor conhecido de KC 
ou KP 
Considere a reação: 
CH4(g) + H2O(g) CO(g) + 3H2(g) 
a 1500°C foram encontradas para uma mistura gasosa em 
equilíbrio as seguintes concentrações:[CO] = 0,300 M, [H2] = 
0,800 M e [CH4] = 0,400 M. A 1500°C, KC = 5,67 para esta 
reação. Qual era a concentração de equilíbrio da H2O(g) na 
mistura? 
6. Cálculos com a constante de equilíbrio 
Considere a reação: 
CH4(g) + H2O(g) CO(g) + 3H2(g) 
a 1500°C foram encontradas para uma mistura gasosa em 
equilíbrio as seguintes concentrações:[CO] = 0,300 M, [H2] = 
0,800 M e [CH4] = 0,400 M. A 1500°C, KC = 5,67 para esta 
reação. Qual era a concentração de equilíbrio da H2O(g) na 
mistura? 
KC = [CO].[H2]
3/[CH4].[H2O] 
5,67 = (0,300)(0,800)3/(0,400)[H2O] 
[H2O] = 0,154/2,27 = 0,0678 M 
6. Cálculos com a constante de equilíbrio 
Um tipo mais complexo de cálculo envolve o uso das 
concentrações iniciais e KC para calcular as concentrações de 
equilíbrio. 
Tabela de concentrações 
Considere o seguinte equilíbrio: 
 CO(g) + H2O(g) CO2(g) + H2(g) 
 
a reação tem KC = 4,06 a 500°C. Se 0,100 mol de CO e 0,100 
mol de H2O(g) são colocados em um recipiente de 1,00 L a esta 
temperatura, quais são as concentrações dos reagentes e dos 
produtos quando o sistema alcança o equilíbrio? 
6. Cálculos com a constante de equilíbrio 
 CO(g) H2O(g) CO2(g) H2(g) 
Concentrações iniciais (mol.L-1) 0,100 0,100 0,0 0,0 
Variações na concentrações 
(mol.L-1) 
-x -x +x +x 
Concentrações no equilíbrio 
(mol.L-1) 
0,100 - x 0,100 - x x x 
KC = [CO2][H2]/[CO][H2O] 
(x)(x)/(0,100 – x)(0,100 – x) = 4,06 
x2/(0,100 – x)2 = 0,46 
x/(0,100 – x) = √0,46 = 0,21 
x = 0,21(0,100 – x) 
x = 0,0668 
6. Cálculos com a constante de equilíbrio 
Agora que sabemos o valor de x, podemos calcular as 
concentrações de equilíbrio da última linha da tabela: 
[CO] = 0,100 – x = 0,100 – 0,0668 = 0,033 M 
[H2O] = 0,100 – x = 0,100 – 0,0668 = 0,033 M 
[CO2] = x = 0,0668 
[H2] = x = 0,0668