Aula Equilíbrio Químico 05 10 2017

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QUÍMICA 
 A Ciência Central 
9ª Edição 
Profª. Livia Carneiro 
liviacarneiro@usp.br 
 
Química Geral II 
 
 
05/10/2017 
Equilíbrio Químico 
 As reações na natureza e os principais processos 
industriais de produção de substâncias são em sua 
maioria reversíveis, ou seja, 
 Se desenvolvem ao mesmo tempo em direções 
opostas. 
Por exemplo: 
 
Uma relação matemática que resume a composição de uma mistura no 
equilíbrio é conhecida como a Lei da ação das massas. 
2 SO2(g) + O2(g) ↔ 2 SO3(g) 
𝐾 =
(𝑃𝑆𝑂3)
2
(𝑃𝑆𝑂2)2 𝑃𝑂2
 
No equilíbrio a composição de uma mistura de reação pode ser expressa em 
termos de uma constante de equilíbrio. 
Equilíbrio Químico 
 O Equilíbrio Químico ocorre quando as reações 
opostas acontecem a velocidades iguais: 
 A velocidade que os produtos são formados a 
partir dos reagentes é igual à velocidade na qual 
os reagentes são formados a partir dos produtos. 
Condições fundamentais para que se estabeleça o equilíbrio: 
Que o sistema esteja fechado; 
Que a temperatura e a pressão se mantenham constantes. 
V1 = V2 
O que existe, na verdade, são duas reações opostas que 
ocorrem com a mesma velocidade. 
O equilíbrio é dinâmico. Ambas as reações continuam ocorrendo. Só 
que com igual velocidade. O equilíbrio químico é mantido 
permanentemente pela igualdade das velocidades de reações 
químicas opostas. 
Microscopicamente tudo continua. 
Características do Equilíbrio Químico 
Constante de Equilíbrio 
É a constante obtida a partir das concentrações (mol/L ou pressões 
parciais) das substâncias envolvidas no equilíbrio, quando se aplica a lei 
de Guldberg e Waage (lei da ação da massa). 
A constante de equilíbrio, Kc, foi expressa em função da concentração 
(mol/L) de reagentes e produtos. Podemos também ter em função da 
pressões parciais dos gases presentes no equilíbrio, neste caso 
representado por Kp. 
A constante de equilíbrio, cujo valor numérico indica a tendência dos 
reagentes de se transformarem em produtos, ou seja, a extensão com 
que ocorre a reação até atingir o equilíbrio, depende da reação química 
(cada reação tem a sua constante de equilíbrio) e da temperatura. 
Equilíbrio Químico 
 Os líquidos puros ou os sólidos não devem entrar na expressão de 
equilíbrio, assim: 
 CaCO3(s) ↔ CaO(s) + CO2(g) 
 K = PCO2 
Substância Atividade 
 
Atividade na Forma 
simplificada 
gás ideal aj = Pj/P
0 aj = Pj 
soluto em uma solução diluída aj = [J]/c
0 aj = [J] 
Um sólido ou um líquido puro aj = 1 aj = 1 
 Ca(OH)2(s) ↔ Ca
2+
(aq) + 2OH
-
(aq) 
 
 Ni(s) + 4CO(g) ↔ Ni(CO)4(g) 
 
𝐾 =
𝑃𝑁𝑖 𝐶𝑂 4
(𝑃𝐶𝑂)4
 
𝐾 = [𝐶𝑎2+][𝑂𝐻−]2 
PJ = pressão parcial do gás J 
P0= pressão padrão = 1 bar 
 Cada reação tem sua constante de equilíbrio característica, com um 
valor que só pode ser alterado pela variação da temperatura. 
Exemplo: 
 
• Considere o N2O4 (tetróxido de dinitrogênio) 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 
Como se caracteriza o equilíbrio nesta reação? 
 
N2O4(g)  2NO2(g) 
(incolor) (marrom) 
T1 T2 T3 
• Utilizando o modelo de colisão: 
– À medida que a quantidade de NO2 aumenta, há uma chance de 
duas moléculas de NO2 se colidirem para formar N2O4. 
– No início da reação, não existe nenhum NO2, então não ocorre a 
reação inversa (2NO2(g)  N2O4(g)). 
 
Conceito de equilíbrio 
• O ponto no qual a velocidade de decomposição: 
N2O4(g)  2NO2(g) 
 se iguala à velocidade de dimerização: 
2NO2(g)  N2O4(g). 
Conceito de equilíbrio 
É o Equilíbrio 
Dinâmico 
 
A constante de equilíbrio 
Pressões parciais iniciais e no equilíbrio (P) de N2O4 e NO2 a 100ºC 
 
• 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)
A constante de equilíbrio 
 
 
 
 
 
 
 
• Não importa a composição inicial de reagentes e produtos, a mesma 
proporção de concentrações é alcançada no equilíbrio. 
 
A constante de equilíbrio 
 
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 
 
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 
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 
 As leis do equilíbrio para reações no estado gasoso podem ser escritas 
em relação tanto às concentrações quanto à pressões: 
 A concentração molar de um gás é proporcional à sua pressão parcial. 
 PV = nRT 
 Kc = quando forem usadas concentrações em mol/L 
 Kp = quando forem usadas pressões parciais 
 
 Expressão: 
 
Uso das constantes de equilíbrio 
𝐾𝑃 = 𝐾𝐶(𝑅𝑇)
∆𝑛 
 A constante de equilíbrio de uma reação contém informações sobre a 
composição de equilíbrio em uma determinada temperatura. 
 
 Normalmente temos informações incompletas da composição de 
equilíbrio, as informações que faltam podem ser inferidas a partir da 
estequiometria da reação. 
 
 O procedimento mais fácil é compor uma tabela de equilíbrio. 
 
Uso das constantes de equilíbrio 
 Geralmente não são conhecidas todas as espécies químicas em um 
equilíbrio. 
 Entretanto, se conhecermos a concentração no equilíbrio de no mínimo 
uma espécie, podemos geralmente usar a estequiometria da reação 
para deduzir as concentrações no equilíbrio das outras espécies na 
equação química. 
 
Cálculo da constante de equilíbrio 
Exemplo1: Uma mistura de hidrogênio e nitrogênio em um recipiente 
de reação atinge o equilíbrio a 472ºC. A mistura de gases em 
equilíbrio foi analisada e descobriu-se que ela contém 7,38 atm de H2, 
2,46 atm de N2 e 0,166 de NH3. A partir desses dados, calcule a 
constante de equilíbrio, Keq, para: 
N2(g) + 3 H2(g) ↔ 2 NH3(g) 
Cálculo da constante de equilíbrio 
Tabela de equilíbrio: 
 
Exemplo 2: Dissolve-se uma quantidade de amônia suficiente em 5 L 
de água a 25ºC para produzir uma solução de 0,0124 mol/L de 
amônia. A solução é mantida até que atinja o equilíbrio. A análise da 
mistura em equilíbrio mostra que a concentração de OH- é 4,64 x 10-4 
mol/L. Calcule a Keq a 25ºC para a reação. 
NH3(aq) + H2O(l) ↔ NH4
+
(aq) + OH
-
(aq) 
Exemplo 3: O trióxido de enxofre decompõe-se a alta temperatura em 
um recipiente selado. Inicialmente o recipiente é abastecido a 1000K 
com SO3(g) a uma pressão parcial de 0,5 atm. No equilíbrio a pressão 
parcial de SO3 é 0,2 atm. Calcule o valor de Keq a 1000K. 
2SO3(g) ↔ 2SO2(g) +O2(g) 
Ex.: A 500ºC, a reação entre N2 e H2 para formar amônia: 
 
 
Tem Kc = 6.10-2. Qual é o valor numérico de Kp para esta reação? 
Uso das constantes de equilíbrio𝐾𝑃 = 𝐾𝐶(𝑅𝑇)
∆𝑛 
N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g)
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 
• Se Q < K, então a reação direta deve ocorrer para atingir o equilíbrio. 
• 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). 
Exemplo: Uma mistura de hidrogênio (H2), iodo (I2), e iodeto de 
hidrogênio (HI), cada um com concentração de 0,0020 mol/L, foi 
introduzida em um recipiente aquecido a 490ºC. 
Nesta temperatura o valor de constante de equilíbrio (KC) é igual a 46 
para a seguinte reação: 
H2(g) + I2(g)  2 HI(g) 
Indique se a reação tem tendência de formar mais HI ou não. 
Solução: Calculamos o valor de Q e comparamos com K. 
 
O quociente da reação é: 
 
 Q = (PHI)
2 = (0,0020)2 = 1 
 PH2 PI2 (0,0020) (0,0020) 
 
Como Q < K (K= 46), sabemos que o numerador (concentração do produto) é 
muito pequeno para que a composição do sistema corresponda a um estado de 
equilíbrio. 
Portanto, a reação tem tendência a continuar em direção ao sentido de mais 
formação de produtos e consequentemente consumir mais reagentes. 
Cálculo da constante de equilíbrio 
Exemplo 4: A 448ºC, a constante de equilíbrio, Kp, para a reação é 51 
H2(g) + I2(g) ↔ 2 HI(g) 
 
Determine como a reação prosseguirá para atingir o equilíbrio se 
começarmos com 2,0.10-2 mols de HI, 1,0.10-2 mols de H2 e 3,0.10
-2 
mols de I2 em um recipiente de 2L. 
Aplicações das constantes 
de equilíbrio 
Quando K é grande a posição de equilíbrio fica 
deslocada para a direção dos produtos 
• Quando K é muito grande (maiores do que aproximadamente 103): 
a reação avança muito no sentido de se completar. A posição de 
equilíbrio encontra-se muito deslocada para a direita, no sentido da 
formação dos produtos. 
• Quando K = 1 (ou no intervalo aproximado de 10-3 e 103): as 
concentrações dos reagentes e produtos são aproximadamente iguais 
no equilíbrio. A posição de equilíbrio encontra-se aproximadamente a 
meio caminho entre os reagentes e produtos. 
• Quando K é muito pequeno (inferiores a aproximadamente 10-3): 
quantidades extremamente pequenas de produtos são formadas. A 
posição de equilíbrio encontra-se muito deslocada para a esquerda, no 
sentido dos reagentes. 
Alterando as Condições de Equilíbrio: 
O Princípio de Le Chatelier 
 
• Considere a produção de amônia 
 
 
• À medida que a pressão aumenta, a quantidade de amônia presente no 
equilíbrio aumenta. 
• Isso pode ser previsto? 
• Se H2 é adicionado enquanto o sistema está em equilíbrio, o sistema 
deve responder para neutralizar o H2 adicionado (por Le Chatelier). 
• O sistema deve consumir o H2 e levar os 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)
O Princípio de Le Chatelier 
O Princípio de Le Chatelier 
Deslocamento de Equilíbrio 
Ex. 2) Para a reação I2(g)  2 I(g Kc=3,76.10
-5 a 1000K. Se 1 mol de I2 é 
colocado em um frasco de 2L e aquecido quais serão as concentrações de I2 e I 
no equilíbrio? Qual a % de decomposição de I2? 
Resolva por Bhaskara e por aproximação do x! 
Ex. 1) A certa temperatura, Kc= 4,5 para a reação: 
N2O4(g)  2 NO2(g) 
Se 0,3 mol de N2O4 forem colocados dentro de um recipiente de 2L à temperatura 
ambiente, quais serão as concentrações de equilíbrio de ambos os compostos? 
Qual a % de decomposição de N2O4? 
Resolva por Bhaskara 
 
 
Obs.: Aproximações para constantes de equilíbrio pequenas: 
 São válidas quando a concentração de reagente no equilíbrio é 
praticamente igual à concentração inicial de reagente! 
 Se o valor aproximado de x é menor que 5% da concentração inicial, a 
aproximação é válida.