Apostila EQUILIBRIO

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Profª Maria da Glória de Souza Machado
Equilíbrio Químico
	Seja a reação em fase aquosa abaixo, ocorrendo num recipiente fechado, sob pressão e temperatura constante:
		N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g)
	Gráfico 1: Variação das concentrações com o tempo: 
− Em t = 0 →	[reagentes] = máxima
		[produtos] = 0
− A medida que a reação avança:
		[reagentes] = diminui
		[produtos] = aumenta
− A partir de t’, temos:
		[reagentes] = constante
		[produtos] = constante
	A partir do tempo t’ o equilíbrio químico foi atingido; as concentrações de reagentes e produtos permanecem inalteradas.
Obs: Durante uma reação a volume (V), pressão (P) e temperatura (T) constantes, ocorre reversibilidade do processo (complexo ativado se transforma ou em produtos, ou, em reagentes), portanto o processo é dinâmico, isto é, a reação ocorre nos dois sentidos o tempo todo, porém quando o equilíbrio é atingido as velocidades nos dois sentidos se igualam.
	
Para o equilíbrio: N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g) 	
temos:
* v1 = velocidade da reação no sentido direto (da esquerda para direita)
* v2 = velocidade da reação no sentido inverso (da direita para a esquerda)
Gráfico 2: Variação das velocidades com o tempo
em t = 0 → v1 = máxima e v2 = 0
em t’ → v1 = v2 → equilíbrio químico
	No equilíbrio químico as concentrações de reagentes e produtos permanecem inalteradas porque as velocidades nos dois sentidos se igualam.
Cinética do Equilíbrio
	Seja o equilíbrio hipotético abaixo sob V, P e T constantes:
aA(g) + bB(g) cC(g) + dD(g)
Se: v1 = K1[A]a[B]b e v2 = K2[C]c[D]d
	No equilíbrio químico: v1 = v2 então: K1[A]a[B]b = K2[C]c[D]d	(	K1 = [C]c[D]d	 
 K2 [A]a[B]b
Onde:
− K1/K2 = Kc = Constante de equilíbrio em função das concentrações molares.
− [A] e [B] = Concentração dos regentes, em mol/ L, no equilíbrio.
− [C] e [D] = Concentrações dos produtos, em mol/ L, no equilíbrio.
Expressão Geral da Constante de Equilíbrio em função das concentrações molares, Kc
Então para o equilíbrio hipotético: aA(g) + bB(g) cC(g) + dD(g) :
Kc = 	[C]c[D]d	.
[A]a[B]b
onde os colchetes são usados para designar as concentrações, em mol/ L, no equilíbrio.
Obs: Kc tem um valor constante, para uma certa temperatura, independente das concentrações iniciais, volume do recipiente ou pressão.
Equilíbrios Homogêneos e Heterogêneos
Equilíbrio Homogêneo → reagentes e produtos na mesma fase.
Equilíbrio Heterogêneo → reagentes e produtos em fases diferentes.
Exemplos:
H2(g) + Cl2(g) 2HCl(g) → Homogêneo
Na2CO3(s) Na2O(s) + CO2(g) → Heterogêneo
Obs: Nos equilíbrios heterogêneos, a expressão de constante de equilíbrio, Kc não incluirá os sólidos e líquidos puros, pois suas concentrações molares são constantes.
Exemplos:
1− CaCO3(s) CaO(s) + CO2(g) => Kc = [CO2] 
2− 3Ca2+(aq) + 2PO43-(aq) Ca3(PO4)2(s) => Kc = 	 1
 [Ca2+]3[PO43-]2
3− HCN(aq) + H2O(l) H3O+(aq) + CN-(aq) => Kc = 	[H3O+][CN-]
 [HCN]
Constante de Equilíbrio em função das Pressões Parciais (Kp)
Aplicável a equilíbrios homogêneos gasosos, ou equilíbrio heterogêneo, cuja constante de equilíbrio é função, apenas, do componente do componente gasoso.
 
Expressão Geral da Constante de Equilíbrio em função das Pressões Parciais (Kp)
	Para o equilíbrio gasoso hipotético abaixo, sob V, P e T constantes:
aA(g) + bB(g) cC(g) + dD(g) => Kp = 	(PC)c(PD)d
	 (PA)a(PB)b
Onde:
Kp = Constante de equilíbrio em função das pressões parciais.
PA = pressão parcial do reagente A no equilíbrio.
PB = pressão parcial do reagente B no equilíbrio.
PC = pressão parcial do produto C no equilíbrio.
PD = pressão parcial do produto D no equilíbrio.
Obs: Kp tem um valor constante, para uma certa temperatura, independente das pressões parciais iniciais, volume do recipiente ou pressão.
Exemplos:
H2(g) + Cl2(g) 2HCl(g) → Homogêneo=> Kp = (PHCl)2	 
 (PH2)( PCl2)
Na2CO3(s) Na2O(s) + CO2(g) → Heterogêneo=> Kp = (PCO2)
Relação entre Kp e Kc
	Para o equilíbrio: aA(g) + bB(g) cC(g) + dD(g) , temos:
Kp = 	(PC)c(PD)d	e	Kc = 	[C]c[D]d
	(PA)a(PB)b			[A]a[B]b
	Seja Pi, a pressão parcial de um componente qualquer da reação e ni o seu n de mol, pela equação dos gases perfeitos (Clapeyron ) temos: PiV = ni ..R.T , então: Pi = ni ..R.T
 V
se ni / V = [i] ( concentração molar do componente i), temos: ( Pi = [i]RT 
então para o equilíbrio: aA(g) + bB(g) cC(g) + dD(g) , temos:
Kp = 	([C]RT)c ([D]RT)d = [C]c[D]d(RT)c+d => Kp = Kc(RT)[(c+d)-(a+b)] ( Kp = Kc(RT)∆n
	([A]RT)a([B]RT)b 	[A]a[B]b(RT)a+b
Onde:
− R = constante dos gases perfeitos (se P em atm e V em L → R = 0,082 atm.L. mol-1. K-1)
− T = temperatura absoluta (Kelvin)
− ∆n = ∑ coeficientes estequiométricos dos produtos - ∑ coeficientes estequiométricos dos reagentes.
Exercícios
Escreva as expressões das constantes de equilíbrio Kc e Kp para cada uma das seguintes reações: 
2 NO (g) + O2 (g) 2 NO2 (g)
NO (g) + ½ O2 (g) NO2 (g)
5 CO (g) + I2O5 (g) I2 (g) + 5 CO2 (g)
I2 (g) + 5 CO2 (g) 5 CO (g) + I2O5 (g)
 e) Ca (HCO3)2 (aq) CaCO3 (s) + H2O (l) + O2 (g)
PS) Deduza qual a relação entre as constantes dos itens a com b, e c com d.
Para a reação 3 H2 (g) + N2 (g) 2 NH3 (g) a 300ºC, sua constante de equilíbrio é, Kc = 9,5. Sabendo que num recipiente de 10 litros, a 300ºC, há em equilíbrio 0,10 mol de H2 e 0,20 mol de N2, pede-se:
qual a concentração em quantidade de matéria de NH3?
Qual o valor de Kp para o equilíbrio a 300°C?
A uma dada temperatura, foram encontradas em um frasco de 2,0 litros, as seguintes massas em equilíbrio: H2 = 4,0 x 10-3 g; I2 = 12,7 g HI = 5,6 g
aaaaaaQual o valor de Kc e de Kp para a reação 2 HI (g) H2 (g) + I2 (g)?
Dados: H= 1,0 u; I= 127 u
Lei da Ação das Massas → Q = quociente da ação das massas → relação entre as concentrações molares ou pressões parciais de reagentes e produtos em qualquer momento da reação.
Logo, para a reação: aA(g) + bB(g) cC(g) + dD(g)
Q = 	[C]c[D]d	ou Q = (PC)c(PD)d − Fora do equilíbrio Q ≠ Kc ou Kp
	 [A]a[B]b (PA)a(PB)b − No equilíbrio Q = Kc ou Kp
Obs2: ∆G = RTln(Q/K)
− Se Q < K → ∆G < 0 → Reação espontânea no sentido direto.
− Se Q > K → ∆G > 0 → Reação espontânea no sentido inverso.
− Se Q = K → ∆G = 0 → Equilíbrio químico.
Ex.Tem-se o equilíbrio 2HCI (g) H2 (g) + CI2 (g) cujo Kc a Tº C é 1,0 x 10-1.
Determine, justificando, o sentido em que a reação se desloca, e as concentrações no equilíbrio quando põe-se a reagir em um frasco de 5,0 L:
1,0 mol de H2 e 1,0 mol de CI2.
1,0 mol de H2, 1,0 mol de CI2 e 2,0 mols de HCI.
Deslocamento de Equilíbrio
	Princípio de Lê Chatelier: Quando um sistema em equilíbrio sofre qualquer perturbação externa, o equilíbrio se desloca no sentido oposto ao da perturbação.
1− Influência das concentrações no equilíbrio
	Seja o equilíbrio, sob V, T e P constantes: N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g)
− Se aumentar [N2] ou de [H2] → o equilíbrio se desloca para a direita e o rendimento da reação aumenta, pois N2 e H2 são reagentes da reação.
− Se aumentar [NH3] → o equilíbrio se desloca paraa esquerda e o rendimento da reação diminui, pois NH3 é produto.
− Se diminuir [N2] ou de [H2] → o deslocamento é para a esquerda e o rendimento da reação diminui.
− Se diminuir [NH3] → o equilíbrio se desloca para a direita e o rendimento aumenta.
2− Influência da temperatura no deslocamento do equilíbrio
2.1 Seja a reação hipotética: A(g) B(g) , ∆H>0 (endotérmica)
− Se aumentar T e manter P e [ ] → o equilíbrio se desloca para a direita e o rendimento aumenta, pois a reação é endotérmica (∆H>0: A + calor → B)
− Se diminuir T e manter a P e [ ] → o equilíbrio se desloca para esquerda pois a reação é endotérmica.
2.2 Seja a reação hipotética: B(g) A(g) , ∆H<0 (exotérmica)
− Se aumentar T e manter P e [ ] → o equilíbrio se desloca para a esquerda e o rendimento diminui, pois a reação é exotérmica (∆H<0: B(g) A(g) + calor)
− Se diminuir T e manter a P e [ ] → o equilíbrio se desloca para a direita e o rendimento aumenta, pois a reação é exotérmica.
3− Influência da Pressão no deslocamento do Equilíbrio
	O aumento da pressão produz diminuição do volume dos constituintes gasosos e consequentemente suas concentrações aumentam, portanto:
− Se aumentar a P e manter a T e massas → o equilíbrio se desloca para o sentido onde o nº total de moléculas gasosas for menor.
Ex1: N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g)
	Se aumentar P o equilíbrio se desloca para a direita e o rendimento aumenta, pois o nº de moléculas gasosas do produto é menor do que dos reagentes.
Ex2: 2NO2(g) 2NO(g) + O2
	Se aumentar a P, o deslocamento será para a esquerda, pois o nº de moléculas gasosas do reagente é menor.
Ex3: H2(g) + I2(g) 2HI
	Se aumentar ou diminuir a P, o equilíbrio não se desloca, pois o nº de moléculas dos reagentes e produtos são iguais.
Exercícios
1) Para a reação 4 NH3 (g) + 3 O2 (g) 2 N2 (g) + 6 H2O (g) , como a quantidade de NH3, no equilíbrio, será afetada por: 
	a) Adição de O2 ao sistema?
	b) Remoção de água do sistema?
	c) Aumento da pressão como conseqüência da diminuição do volume do recipiente
	d) Aumento da temperatura? (suponha que a reação, apresenta ∆H>0)
Justifique suas respostas.
Tem-se a reação: N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3 + 22 kcal
Um técnico apresentou como alternativa para aumentar o rendimento da reação, o aumento da pressão, o aquecimento e o aumento da pressão parcial de N2. Você concorda com essas propostas? Justifique.