Equilíbrio_Químico

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Equilíbrio Químico 
FÍSICO -QUÍMICA 
 
Profª Evaneide Nascimento Lima 
Profª Shisley Barcelos 
 
• Considere o N2O4 congelado e incolor. À temperatura ambiente, ele se 
decompõe em NO2 marrom: 
 
N2O4(g)  2NO2(g). 
 
Em um determinado momento, a cor pára de se alterar e temos a mistura de 
N2O4 e NO2. 
 
• Equilíbrio químico é o ponto em que as concentrações de todas as espécies 
são constantes. 
Conceito de equilíbrio 
2 Equilíbrio Químico- Shisley Barcelos 
 
• O ponto no qual a velocidade de decomposição: 
N2O4(g)  2NO2(g) 
 
 se iguala à velocidade de dimerização: 
 
2NO2(g)  N2O4(g). 
 
é o equilíbrio dinâmico. 
 
• O equilíbrio é dinâmico porque a reação não parou: as velocidades opostas 
são iguais. 
Conceito de equilíbrio 
3 Equilíbrio Químico- Shisley Barcelos 
 
• Considere o N2O4 congelado: apenas o sólido branco está presente. Ao 
nível microscópico, estão presentes apenas moléculas de N2O4. 
• À medida que a substância esquenta, ela começa a se decompor: 
N2O4(g)  2NO2(g) 
 
• Uma mistura de N2O4 (inicialmente presente) e NO2 (inicialmente 
formado) mostra-se marrom claro. 
• Quando NO2 suficiente é formado, ele pode reagir para formar N2O4: 
2NO2(g)  N2O4(g). 
Conceito de equilíbrio 
4 Equilíbrio Químico- Shisley Barcelos 
Conceito de equilíbrio 
 
5 Equilíbrio Químico- Shisley Barcelos 
 
 
• No equilíbrio, tanto de N2O4 reage para formar NO2 quanto de NO2 reage 
para formar outra vez N2O4: 
 
 
• A seta dupla significa que o processo é dinâmico. 
• Considere 
Reação direta: A  B Velocidade = kf[A] 
Reação inversa: B  A Velocidade = kr[B] 
 
• No equilíbrio kf[A] = kr[B]. 
N2O4(g) 2NO2(g)
Conceito de equilíbrio 
6 Equilíbrio Químico- Shisley Barcelos 
 
 
• Para um equilíbrio escrevemos 
 
• À medida que a reação progride 
– [A] diminui para uma constante, 
– [B] aumenta de zero para uma constante. 
– Quando [A] e [B] são constantes, o equilíbrio é alcançado. 
 
• Alternativamente: 
– kf[A] diminui para uma constante, 
– kr[B] aumenta de zero para uma constante. 
– Quando kf[A] = kr[B], o equilíbrio é alcançado. 
 
A B
Conceito de equilíbrio 
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Conceito de equilíbrio 
8 Equilíbrio Químico- Shisley Barcelos 
 
 
• Considere o processo de Haber: 
 
 
 
• Se começarmos com uma mistura de nitrogênio e hidrogênio (em 
quaisquer proporções), a reação alcançará o equilíbrio com uma 
concentração constante de nitrogênio, hidrogênio e amônia. 
 
• No entanto, se começarmos apenas com amônia e nenhum nitrogênio ou 
hidrogênio, a reação prosseguirá e N2 e H2 serão produzidos até que o 
equilíbrio seja alcançado. 
N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g)
Conceito de equilíbrio 
9 Equilíbrio Químico- Shisley Barcelos 
 
 
 
 
 
 
 
• Não importa a composição inicial de reagentes e produtos, a mesma 
proporção de concentrações é alcançada no equilíbrio. 
 
A constante de equilíbrio 
10 Equilíbrio Químico- Shisley Barcelos 
 
 
• Para uma reação geral na fase gasosa 
 
 
 
 a expressão da constante de equilíbrio é 
 
 
 
 
 onde Keq é A constante de equilíbrio. 
 
aA + bB cC + dD
ba
dc
eq
PP
PP
K
BA
DC
A constante de equilíbrio 
11 Equilíbrio Químico- Shisley Barcelos 
 
 
• Para uma reação geral 
 
 
 
 a expressão da constante de equilíbrio para tudo em solução é 
 
 
 
 
 onde Keq é A constante de equilíbrio. 
 
aA + bB cC + dD
   
   ba
dc
eqK
BA
DC

A constante de equilíbrio 
12 Equilíbrio Químico- Shisley Barcelos 
 
• Keq é baseado nas concentrações em quantidade de matéria de reagentes e 
produtos no equilíbrio. 
• Geralmente omitimos as unidades nA constante de equilíbrio. 
• Observe que a expressão dA constante de equilíbrio tem produtos sobre 
reagentes. 
• O mesmo equilíbrio é estabelecido não importando como a reação 
começou. 
A constante de equilíbrio 
13 Equilíbrio Químico- Shisley Barcelos 
A constante de equilíbrio 
14 Equilíbrio Químico- Shisley Barcelos 
 
Ordem de grandeza das constantes de equilíbrio 
 
• A constante de equilíbrio, K, é a razão entre produtos e 
reagentes. 
 
• Conseqüentemente, quanto maior for K, mais produtos estarão 
presentes no equilíbrio. 
 
• De modo inverso, quanto menor for K, mais reagentes estarão 
presentes no equilíbrio. 
 
• Se K >> 1, então os produtos predominam no equilíbrio e o 
equilíbrio encontra-se à direita. 
A constante de equilíbrio 
15 Equilíbrio Químico- Shisley Barcelos 
 
 
Ordem de grandeza das constantes de equilíbrio 
• Se K << 1, então os reagentes predominam no equilíbrio e o equilíbrio 
encontra-se à esquerda. 
A constante de equilíbrio 
16 Equilíbrio Químico- Shisley Barcelos 
 
O sentido da equação química e Keq 
• Um equilíbrio pode ser abordado a partir de qualquer sentido 
 
Exemplo: 
 
N2O4(g) 2NO2(g)
46.6
42
2
ON
2
NO

P
P
Keq
A constante de equilíbrio 
17 Equilíbrio Químico- Shisley Barcelos 
O sentido da equação química e Keq 
• No sentido inverso: 
 
46.6
1
155.0
2
NO
ON
2
42 
P
P
Keq
2NO2(g) N2O4(g)
A constante de equilíbrio 
18 Equilíbrio Químico- Shisley Barcelos 
Outras maneiras de manipular as equações químicas e os 
valores de Keq 
 
 
 
 
 
 
o qual é o quadrado da constante de equilíbrio para 
 
2N2O4(g) 4NO2(g)
2
ON
4
NO
42
2
P
P
Keq 
N2O4(g) 2NO2(g)
A constante de equilíbrio 
19 Equilíbrio Químico- Shisley Barcelos 
Outras maneiras de se trabalhar as equações 
químicas e os valores de Keq 
• A constante de equilíbrio para o sentido inverso é o inverso daquela para o 
sentido direto. 
 
• Quando uma reação é multiplicada por um número, a constante de 
equilíbrio é elevada àquela potência. 
 
• A constante de equilíbrio para uma reação que é a soma de outras reações 
é o produto das constantes de equilíbrio para as reações individuais. 
 
A constante de equilíbrio 
20 Equilíbrio Químico- Shisley Barcelos 
 
• Quando todos os reagentes e produtos estão em uma fase, o equilíbrio é 
homogêneo. 
 
• Se um ou mais reagentes ou produtos estão em uma fase diferente, o 
equilíbrio é heterogêneo. 
 
 
 
 
– experimentalmente, a quantidade de CO2 não parece depender das 
quantidades de CaO e CaCO3. Por quê? 
CaCO3(s) CaO(s) + CO2(g)
Equilíbrios heterogêneos 
21 Equilíbrio Químico- Shisley Barcelos 
 
 
• A concentração de um sólido ou um líquido puro é sua densidade dividida 
pela massa molar. 
 
• Nem a densidade nem a massa molar é uma variável, as concentrações de 
sólidos e líquidos puros são constantes; 
 
• Ignoramos as concentrações de líquidos puros e sólidos puros nas 
expressões das constantes de equilíbrio; 
 
• A quantidade de CO2 formada não dependerá muito das quantidades de 
CaO e CaCO3 presentes. 
 
 
Equilíbrios heterogêneos 
22 Equilíbrio Químico- Shisley Barcelos 
Equilíbrios heterogêneos 
23 Equilíbrio Químico- Shisley Barcelos 
 
• Proceda do seguinte modo: 
– Coloque em uma tabela as concentrações iniciais e no equilíbrio (ou 
pressões parciais) fornecidas. 
– Se a concentração inicial e no equilíbrio é fornecida para uma espécie, 
calcule a variação na concentração. 
– Use a estequiometria na linha de variaçãoda concentração apenas para 
calcular as variações nas concentrações de todas as espécies. 
– Deduza as concentrações no equilíbrio de todas as espécies. 
• Normalmente, a concentração inicial de produtos é zero. (Este não é 
sempre o caso.) 
Cálculo das constantes 
De equilíbrio 
24 Equilíbrio Químico- Shisley Barcelos 
Determinando o sentido de reação 
 
• Definimos Q, o quociente da reação, para uma reação geral 
 
 
 
 
 
 
 
• Q = K somente no equilíbrio. 
aA + bB cC + dD
ba
dc
PP
PP
Q
BA
DC
Aplicações das constantes 
de equilíbrio 
25 Equilíbrio Químico- Shisley Barcelos 
Prevendo o sentido da reação 
 
• Se Q > K, então a reação inversa deve ocorrer para atingir o equilíbrio 
(ex., produtos são consumidos, reagentes são formados, o numerador na 
expressão da constante de equilíbrio diminui e Q diminui até se igualar a 
K). 
 
 
• Se Q < K, então a reação direta deve ocorrer para atingir o equilíbrio. 
Aplicações das constantes 
de equilíbrio 
26 Equilíbrio Químico- Shisley Barcelos 
Aplicações das constantes 
de equilíbrio 
27 Equilíbrio Químico- Shisley Barcelos 
 
• Considere a produção de amônia 
 
 
• À medida que a pressão aumenta, a quantidade de amônia presente no 
equilíbrio aumenta. 
• À medida que a temperatura diminui, a quantidade de amônia no 
equilíbrio aumenta. 
N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g)
Princípio de Le Châtelier 
Se um sistema em equilíbrio é perturbado, o sistema se deslocará de tal forma 
que a pertubação seja neutralizada. 
28 Equilíbrio Químico- Shisley Barcelos 
Variação nas concentrações de reagentes ou 
produto 
 
 
 
• Se H2 é adicionado enquanto o sistema está em equilíbio, o sistema deve 
responder para neutralizar o H2 adicionado ; 
 
• O sistema deve consumir o H2 e levar aos produtos até que um novo 
equilíbrio seja estabelecido; 
 
• Portanto, a [H2] e a [N2] diminuirão e a [NH3] aumentará. 
N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g)
Princípio de Le Châtelier 
29 Equilíbrio Químico- Shisley Barcelos 
Variação nas concentrações de reagente ou 
produto 
• A adição de um reagente ou produto desloca o equilíbrio para longe do 
aumento; 
 
• A remoção de um reagente ou produto desloca o equilíbrio no sentido da 
diminuição; 
 
• Para otimizar a quantidade de produto no equilíbrio, precisamos inundar o 
recipiente de reação com reagente e continuamente remover o produto. 
Princípio de Le Châtelier 
30 Equilíbrio Químico- Shisley Barcelos 
 
Efeitos das variações de volume e pressão 
À medida que diminui-se o volume, a pressão aumenta. 
 
O Princípio de Le Châtelier: se aumenta-se a pressão, o sistema deslocará no 
sentido de neutralizar o aumento. 
 
• Isto é, o sistema desloca no sentido de remover os gases e diminuir a 
pressão. 
• Um aumento na pressão favorece o sentido que tenha menos quantidade de 
matéria de gás. 
• Em uma reação com a mesma quantidade de matéria de produtos e 
reagentes gasosos, a pressão não tem nenhum efeito. 
 
 
Princípio de Le Châtelier 
31 Equilíbrio Químico- Shisley Barcelos 
Efeitos das variações de volume e pressão 
 
 
• Um aumento na pressão (através da diminuição do volume) favorece a 
formação de N2O4 incolor; 
 
• No instante em que a pressão aumenta, o sistema não está em equilíbrio e a 
concentração de ambos os gases aumentou; 
 
• O sistema se desloca no sentido de reduzir a quantidade de matéria de gás 
(assim,b a reação direta é favorecida). 
N2O4(g) 2NO2(g)
Princípio de Le Châtelier 
32 Equilíbrio Químico- Shisley Barcelos 
Efeitos das variações de volume e pressão 
 
• Um novo equilíbrio é estabelecido no qual a mistura é mais clara porque o 
N2O4 incolor é favorecido. 
 
Efeito das variações de temperatura 
• A constante de equilíbrio depende da temperatura. 
• Para uma reação endotérmica, H > 0 e o calor pode ser considerado um 
reagente. 
• Para uma reação exotérmica, H < 0 e o calor pode ser considerado um 
produto. 
Princípio de Le Châtelier 
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Efeito das variações de temperatura 
 
• A adição de calor (por ex. o aquecimento do recipiente) favorece a reação 
no sentido contrário ao: 
– se H > 0, a adição de calor favorece a reação direta, 
– se H < 0, a adição de calor favorece a reação inversa. 
 
• A remoção de calor (por ex. o resfriamento do recipiente), favorece a 
reação no sentido da diminuição: 
– se H > 0, o resfriamento favorece a reação inversa, 
– se H < 0, o resfriamento favorece a reação direta. 
Princípio de Le Châtelier 
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Efeito das variações de temperatura 
• Considere 
 
 
 para a qual o H > 0. 
– O Co(H2O)6
2+ é rosa claro e o CoCl4
2- é azul. 
– Se uma mistura púrpura clara, em equilíbrio e a temperatura ambiente 
é colocada em um béquer de água quente, a mistura fica azul escura. 
– Uma vez que o H > 0 (endotérmico), a adição de calor favorece a 
reação direta, neste caso, a formação de CoCl4
2- azul. 
Cr(H2O)6
2+(aq) + 4Cl-(aq) CoCl4
2-(aq) + 6H2O(l)
Princípio de Le Châtelier 
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Efeito das variações de temperatura 
• Considere 
 
 
– Se a mistura em equilíbrio, a temperatura ambiente é colocada em um 
béquer de água gelada, a mistura fica rosa clara. 
 
– Uma vez que o H > 0, a remoção de calor favorece a reação inversa, 
que é a formação de Co(H2O)6
2+ rosa. 
Cr(H2O)6
2+(aq) + 4Cl-(aq) CoCl4
2-(aq) + 6H2O(l)
Princípio de Le Châtelier 
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Princípio de Le Châtelier 
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Efeito do catalisador 
• Um catalisador reduz a barreira de energia de ativação para a reação. 
• Conseqüentemente, um catalisador diminuirá o tempo gasto para alcançar 
o equilíbrio. 
• Um catalisador não afeta a composição da mistura em equilíbrio. 
 
Princípio de Le Châtelier 
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Princípio de Le Châtelier 
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Referências 
1-CASTELLAN, G. W. Fundamentos de Físico-Química. Rio de Janeiro: Livros 
Técnicos e Científicos. Editora S.A., 2007. 
 
2-BROWN, LEMAY, BURSTEN. Química: A ciência Central. São Paulo: 
Pearson Prentice Hall, 2005. 
 
3-MOORE W. J. Físico-Química. São Paulo: Edgar Blucher,1976. 
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