18 Equilíbrio alunos

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08/11/2017
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Ministério Da Educação
Universidade Tecnológica Federal Do Paraná
Campus Toledo
Equilíbrio Químico: 
Introdução
Engenharia de Bioprocessos e Biotecnologia
DISCIPLINA
Química Básica Teórica
Um equilíbrio químico é a situação em que a proporção entre
as quantidades de reagentes e produtos em uma reação
química se mantém constante ao longo do tempo.
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Ex.: Equilíbrio físico
ࡺ૛ࡻ૝ሺࢍሻ ⇌ ૛ࡺࡻ૛ሺࢍሻ
Ex.: Equilíbrio Químico
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Um equilíbrio químico é a situação em que a proporção entre
as quantidades de reagentes e produtos em uma reação
química se mantém constante ao longo do tempo.
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ࡺ૛ࡻ૝ሺࢍሻ ⇌ ૛ࡺࡻ૛ሺࢍሻ
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Sistemas em equilíbrio são:
• DINÂMICOS (em movimento constante)
• REVERSÍVEIS 
• Podem ser atingidos de qualquer direção
Sistemas em equilíbrio são:
• DINÂMICOS (em movimento constante)
• REVERSÍVEIS 
• Podem ser atingidos de qualquer direção
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Equilíbrio: dois processos opostos que ocorrem 
com velocidades iguais, em movimento constante
Velocidade da 
reação direta
Velocidade da 
reação inversa=
A Velocidade das pessoas é 
igual à Velocidade da esteira, 
em sentido oposto
Tanto a esteira quanto a 
mulher continuam se 
movendo, mas 
macroscopicamente 
o sistema não se altera
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Formação de 
estalactites e estalagmites
CaCO3(s) + H2O(liq) + CO2(g)  Ca2+(aq) + 2 HCO3‐(aq) 
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
Equilíbrio: dois processos opostos que ocorrem 
com velocidades iguais, em movimento constante
ࡺ૛ࡻ૝ሺࢍሻ ⇌ ૛ࡺࡻ૛ሺࢍሻ
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“Lei de velocidade de uma reação química é uma equação
que relaciona a velocidade de uma reação com a
concentração dos reagentes elevadas em certos expoentes”
Para uma reação química geral:
ࢇ࡭ ൅ ࢈࡮ → ࢉ࡯ ൅ ࢊࡰ
A lei da velocidade obtida é:
࢜ࢋ࢒࢕ࢉ࢏ࢊࢇࢊࢋ ൌ ࢑	ሾ࡭ሿࢇሾ࡮ሿ࢈
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ࢇ࡭ ൅ ࢈࡮ → ࢉ࡯ ൅ ࢊࡰ
࢜ࢋ࢒࢕ࢉ࢏ࢊࢇࢊࢋ	ࢊ࢏࢘ࢋ࢚ࢇ ൌ ࢑૚	ሾ࡭ሿࢇሾ࡮ሿ࢈
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ࢇ࡭ ൅ ࢈࡮ ← ࢉ࡯ ൅ ࢊࡰ
࢜ࢋ࢒࢕ࢉ࢏ࢊࢇࢊࢋ	࢏࢔࢜ࢋ࢙࢘ࢇ ൌ ࢑૛	ሾ࡯ሿࢉሾࡰሿࢊ
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ࢇ࡭ ൅ ࢈࡮ ⇋ ࢉ࡯ ൅ ࢊࡰ
࢜ࢋ࢒࢕ࢉ࢏ࢊࢇࢊࢋ	ࢊ࢏࢘ࢋ࢚ࢇ ൌ ࢑૚	ሾ࡭ሿࢇሾ࡮ሿ࢈
࢜ࢋ࢒࢕ࢉ࢏ࢊࢇࢊࢋ	࢏࢔࢜ࢋ࢙࢘ࢇ ൌ ࢑૛	ሾ࡯ሿࢉሾࡰሿࢊ
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Equações de equilíbrio são escritas com duas setas 
apontadas em direções opostas, entre reagentes e 
produtos, indicando que ambos os processos 
ocorrem simultaneamente.
ࢇ࡭ ൅ ࢈࡮ ⇋ ࢉ࡯ ൅ ࢊࡰ
ۯ൅ ۰	 ⇌ ࡯ ൅ ࡰ Quando as velocidades se 
tornam iguais, as concentrações
de  A, B, C e D 
não mudam mais com o tempo. 
Atingiu‐se o 
equlíbrio químico. 
No entanto, ao nível molecular tanto a reação direta quanto a inversa
continuam ocorrendo, pois o equilíbrio é dinâmico, só que ocorrem
continuamente na mesma velocidade.
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Para uma reação geral que se processa em uma só 
etapa, em ambas as direções, A + B ⇌ C + D, as 
velocidades das reações direta e inversa são:
Veloc. reação direta = k1 [A] [B]
Veloc. reação inversa = k2 [C] [D]
No equilíbrio, as duas reações são iguais:
k1 [A] [B] = k2 [C] [D]
Podemos rearranjar da seguinte maneira:
݇ଵ
݇ଶ ൌ
ܥ ሾܦሿ
ܣ ሾܤሿ
Como k1 e k2 são constantes, podemos chamar k1/k2 de 
K, ou seja:
ࡷ ൌ ࡯ ሾࡰሿ࡭ ሾ࡮ሿ
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As constantes de equilíbrio determinadas com base nas
concentrações em mol/L, são representadas por Kc.
Uma vez conhecida a equação química balanceada para a
reação que atinge o equilíbrio, nós podemos escrever a
equação da constante de equilíbrio mesmo sem saber o
mecanismo da reação.
A equação da constante de equilíbrio depende apenas 
da estequiometria da reação, e não do seu mecanismo.
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Considere seguinte sistema:
ࡺ૛ࡻ૝ሺࢍሻ ⇌ ૛ࡺࡻ૛ሺࢍሻ [NO2] = 0,00172 M e[N2O4] = 0,00140 M
Para os gases, também se pode escrever a expressão da lei de
equilíbrio químico, K, em termos de pressões parciais.
Para o equilíbrio envolvendo gases:
Kp = Pressão parcial produtos / pressão parcial reagentes
A ൅ B	 ⇌ ܥ ൅ ܦ
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Mistura de gases são soluções... Assim:
Para o 
exemplo 
anterior
ࡺ૛ࡻ૝ሺࢍሻ ⇌ ૛ࡺࡻ૛ሺࢍሻ
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Para uma dada reação, o valor numérico de Kc é geralmente diferente
do valor numérico de Kp.
Devemos, portanto, ter o cuidado de indicar, via subscrito c ou p, que
constante nós estamos usando. É possível, no entanto, calcular um a
partir do outro usando a equação do gás ideal.
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Para uma dada reação, o valor numérico de Kc é geralmente diferente
do valor numérico de Kp.
∆n = (nº de mols dos produtos gasosos) – (nº de mols dos reagentes gasosos) 
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Equações Químicas
balanceadas cK
2
3
3
2 2
[NH ]
[N ][H ]c
K 
2 2
2
[H ][I ]
[HI]c
K 
2
3
2
2 2
[SO ]
[SO ] [O ]c
K 
pK
3
2 2
2
NH
3
N H
p
p
K
p p

2 2H I
2
HI
p
p p
K
p

3
2 2
2
SO
2
SO O
p
p
K
p p

ࡺ૛ ࢍ ൅ ૜ࡴ૛ ࢍ ⇌ ૛ࡺࡴ૜ሺࢍሻ
2ࡴࡵ ࢍ ⇌ ࡴ૛ ࢍ ൅	ࡵ૛ሺࢍሻ
2ࡿࡻ૛ ࢍ ൅ ࡻ૛ ࢍ ⇌	૛ࡿࡻ૜ሺࢍሻ
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As expressões das constantes de equilíbrio não têm termos de
concentração para fases líquidas ou sólidas de um determinado
componente.
Isto é, para sólidos ou líquidos puros
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C(s) + H2O(g)  CO(g) + H2(g)
Kc = [H2O]
[CO][H2] e Kp = PH2O
PCOPH2
NH3(aq)   +  H2O(liq)  NH4+(aq)   +  OH‐(aq)
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ܭ௖ ൌ ሾܰܪସ
ାሿሾܱܪିሿ
ሾܰܪଷሿ
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Sólidos puros nunca aparecem em expressões de equilíbrio.
S(s)  +   O2(g)   SO2(g)
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ܭ௖ ൌ ሾܱܵଶሿሾܱଶሿ
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CaCO3(s)  CaO(s) + CO2(g)
Kc = [CO2] KP = PCO2
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• 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.
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Ordem de grandeza das constantes de equilíbrio
• Se K >> 1, então os produtos predominam no equilíbrio e o 
equilíbrio encontra‐se à direita.
• Se K << 1, então os reagentes predominam no equilíbrio e o 
equilíbrio encontra‐se à esquerda.
A constante de equilíbrio
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• Se K >> 1, então os produtos predominam no equilíbrio e o equilíbrio encontra‐
se à direita.
• Se K << 1, então os reagentes predominam no equilíbrio e o equilíbrio
encontra‐se à esquerda.
A constante de equilíbrio
• A reversão de uma reação causa a inversão de K.
• A multiplicação dos coeficientes por um fator
comum eleva a constante de equilíbrio à
potencia correspondente.
• A divisão dos coeficientes por um fator comum
leva à raiz correspondente da constante de
equilíbrio.
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• Quando uma reação é multiplicada por um número, a
constante de equilíbrio é elevada àquela potência.
N2O4 (g) 2NO2(g)
Kc = (PNO2 )2/ (PN2O4)= 6,46 (a 100oC)
2N2O4 (g) 4NO2(g)
Kc = (PNO2 )4/ (PN2O4)2= (6,46)2 = 41,7 (a 100oC)
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Se uma reação química pode ser expressa pela
soma de duas ou mais reações (ou etapas individuais),
então:
Kc da reação global será a multiplicação das constantes de
cada uma das reações individuais.
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N2O(g) + ½O2 2 NO(g) Kc= ?
N2(g) + ½O2 N2O(g) Kc(2)= 2,7x10-18
N2(g) + O2 2 NO(g) Kc(3)= 4,7x10-31
Kc= [N2O][O2]½
[NO]2
=
[N2][O2]½
[N2O][N2][O2] 
[NO]2
Kc(2)
1Kc(3)= = 1,7x10-13
[N2][O2] 
[NO]2
=
[N2][O2]½
[N2O]=
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“Se um sistema em equilíbrio é perturbado por uma variação na
temperatura, pressão ou concentração de um dos componentes,
o sistema deslocará sua posição de equilíbrio de tal forma a
neutralizar o efeito do distúrbio.”
Henri Louis Le Châtelier
(Paris,1850-1936)
Aumenta a velocidade para o equilíbrio ser atingido, mas
NÃO a composição da mistura no equilíbrio.
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Em 1908, o químico alemão Fritz Haber publicou o primeiro
trabalho sugerindo a possibilidade técnica da síntese da amônia
a partir do nitrogênio e do hidrogênio atmosféricos.
Dez anos depois ele ganharia o Prêmio Nobel de Química por
esta descoberta.
Dois anos após o artigo inicial, em 1910, a empresa Basf
comprou sua patente. Carl Bosch, engenheiro metalúrgico da
empresa, transformou a possibilidade teórica prevista por Haber
em uma realidade prática.
Os aperfeiçoamentos renderiam a Bosch o mesmo Prêmio Nobel
de Química em 1931.
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Vamos adicionar  na forma de gás 
que represente uma quantidade 
de matéria de 4 mols de H2
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PE NH3 = -33 °C, 
PE N2 = -196 °C
PE H2 = -253 °C
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• ↑ P (↓Volume) : Equilíbrio deslocado para o sentido da 
reação que possui menor quantidade gasosa.
• ↓ P (↑Volume) : Equilíbrio deslocado para o sentido da 
reação que possui maior quantidade gasosa.
Exemplo: N2(g) + 3 H2(g)  2 NH3(g) 
• ↑ T : Equilíbrio deslocado no sentido da reação
endotérmica.
• ↓ T : Equilíbrio deslocado no sentido da reação
exotérmica.
Exemplo: PCl5 (g)  PCl3(g) + Cl2(g) ΔHº = 87,9 kJ
Reação direta = endotérmica.
Reação inversa = exotérmica.
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• ↑ [C] : Equilíbrio deslocado no sentido de consumir
essa substância.
• ↓ [C] : Equilíbrio deslocado no sentido de produzir
essa substância.
Exemplo: N2(g) + 3 H2(g)  2 NH3(g)
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• Óculos Fotocromáticos:
AgCl + energia  Ag + Cl
AgCl = aparência clara.
Ag = aparência escura.
• Quociente de Equilíbrio (Qc)
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ࡽࢉ ൌ ࡷࢉ ൌ ሾ࡯ሿ
ࢉሾࡰሿࢊ
ሾ࡭ሿࢇሾ࡮ሿ࢈
A ൅ B	 ⇌ ܥ ൅ ܦ
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• A diferença entre Kc e Qc é 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.
• Além disso, o principal objetivo da determinação do quociente de
equilíbrio (Qc) é para relacioná‐lo com a constante de equilíbrio (Kc) e,
assim, descobrir se a reação já atingiu o equilíbrio e, caso isso não
tenha ocorrido, o que será necessário fazer para que a reação o atinja.
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Ao relacionar essas grandezas, temos o seguinte:
Qc = 1→ o sistema atingiu o estado de equilíbrio;
Kc
Qc ≠ 1→ o sistema não atingiu o estado de equilíbrio;
Kc
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Após algumas deduções matemáticas temos: ∆ࡳ ൌ ∆ࡳ° ൅ ࡾࢀ࢒࢔ࡽ
No equilíbrio, a variação da energia Energia de Gibbs é igual a zero.
∆ࡳ ൌ ∆ࡳ° ൅ ࡾࢀ࢒࢔ࡽࢉ 	→ 		0 ൌ ∆ࡳ° ൅ ࡾࢀ࢒࢔ࡷࢉ
∆ࡳ° ൌ െ	ࡾࢀ࢒࢔ࡷࢉ				࢕࢛						∆ࡳ° ൌ െ	ࡾࢀ࢒࢔ࡽࢉ
Sendo R = constante dos gases
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∆ࡳ° ൌ െ	ࡾࢀ࢒࢔ࡷࢉ				࢕࢛						∆ࡳ° ൌ െ	ࡾࢀ࢒࢔ࡽࢉ
ࡿࢋ	∆ࡳ° ൏ ૙, ࢒࢕ࢍ࢕	ࡷ ൐ ૚
ࡿࢋ	∆ࡳ° ൌ ૙, ࢒࢕ࢍ࢕	ࡷ ൌ ૚
ࡿࢋ	∆ࡳ° ൐ ૙, ࢒࢕ࢍ࢕	ࡷ ൏ ૚