Geral 2 - Aula 6 e 7

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Relação entre Kp e Kc
Para reações envolvendo gases, Kp e Kc não são necessariamente 
iguais.
aA + bB eE + f F
a temperatura constante, no equilíbrio temos:
Unidades de concentração = mol/dm3 ou n/V, para um gás ideal 
temos:
PV = nRT então a concentração de um gás X, numa mistura é:
[X] = nx/V = px/RT
onde Px = pressão parcial de X 
Px = [X] RT – se substituírmos na relação acima temos:
cba
fe
K
BA
FE
=
][][
][][
pb
B
a
A
f
F
e
E K
pp
pp
=
cbbaa
ffee
b
B
a
A
f
F
e
E
p KRTBRTA
RTFRTE
pp
ppK ===
)(][)(][
)(][)(][
c
bafe
ba
fe
p KRTBA
FEK == +−+ )()()(
][][
][][
 
gn
cp R TKK
∆
= )(
Onde ∆ng é a variação do número de moles das substâncias 
gasosas, para a transformação dos reagentes em produtos
∆ng = (número de moles de produtos gasosos) – (número de moles 
de reagentes gasosos)
KC
Kp e Kc estão assim relacionados para as reações entre gases 
ideais. Esta relação também funciona razoavelmente para muitos 
gases reais.
Ex.:
Sendo Kp = 3 x 1024 para a reação:
2SO2 (g) + O2 (g) 2SO3 (g)
Qual o valor de Kc para este equilíbrio a 25 0C 
∆ng = (2 –3) = -1
Obs. Para a escolha de R devemos conhecer as unidades utilizadas 
para o cálculo de Kp. Para a reação acima, uma unidade apropriada 
para kp é atm-1. Devemos usar para os cálculos:
 R = 8,314 dm3 kPa mol-1 K-1. 
Desta forma é conveniente convertermos o valor de kp para kPa:
Kp = (3,4 x 1023 atm-1 ) x (1 atm/101,325 kPa) = 3,4 x 1022 kPa-1
Kc = (3,4 x 1022 kPa-1) / [(8,314 dm3 kPa mol-1 K-1) (298 K)](-1)
Kc = 8,5 x 1025 dm3/mol
gn
p
c R T
K
K ∆= )(
gn
cp R TKK
∆
= )(
EQUILÍBRIO HETEROGÊNIO
Reações homogêneas – todos os reagentes e produtos estão na 
mesma fase
Reações heterogêneas – fases diferentes. Estas reações também 
atingem um estado de equilíbrio. Ex.: Decomposição do NaHCO3
2 NaHCO3 (s) Na2CO3 (s) + CO2 (g) + H2O (g)
Aplicando-se a lei de ação das massas obtemos K'c (razão da 
concentração dos produtos pela concentração dos reagentes – 
elevados as respectivas potências).
Nesta reação temos um equilíbrio entre os gases CO2 e H2O e as 
duas fases sólidas puras NaHCO3 e Na2CO3.
Substância sólida pura – densidade constante e não afetada pela 
natureza da reação química que a substância está sofrendo) – 
podemos considerar as concentrações destes sólidos no equilíbrio 
como constantes e incorporá-las na constante de equilíbrio, assim:
Kc’ [NaHCO3 (s)]2 / [NaCO3 (s) = [CO2 (g) [H2O (g)] 
Sendo o primeiro produto constante então:
Kc = Kc’ [NaHCO3 (s)]2 / [NaCO3 (s) então
Kc = [CO2 (g)] [H2O (g)] e Kp = pCO2(g) pH2O(g)
sabendo-se Kc podemos determinar Kp pela relação de ∆ng que 
para a reação é +2.
Equilíbrio Químico e Princípio de Le Chatelier
Como prever como algumas perturbações influenciarão a posição de 
equilíbrio? Que condições irão favorecer a maior formação de 
produtos? Reações deverão ser feitas em altas ou baixas 
temperaturas? E a pressão? 
Não precisamos de cálculos para uma análise qualitativa destes 
fatores
Princípio de Le Chatelier – “Quando um sistema em um estado de 
equilíbrio dinâmico for perturbado por alguma força externa, o 
sistema será, se possível. Deslocado para uma nova posição de 
equilíbrio para minimizar o efeito desta força”
1) Variações na concentração de um reagente ou produto
 H2 (g) + I2 (g) 2HI (g)
Qualquer variação na concentração de um reagente ou produto 
provocará um desequilíbrio no sistema. Como resultado ocorrerá 
uma reação química que fará o sistema retornar ao equilíbrio.
Ex. Adição de H2 à mistura em equilíbrio de H2, I2 e HI
Ocorre uma perturbação do equilíbrio e o sistema responde, usando 
parte do H2 adicionado para reagir com o I2 formando mais HI.
Quando o equilíbrio for re-estabelecido haverá maior concentração 
de HI – o equilíbrio foi “deslocado” para direita.
Podemos analisar de outra forma:
Kc = [HI]2/[H2][I2]
Se H2 for adicionado ao sistema, o valor do denominador da 
expressão da ação das massas se tornará muito grande, a fração se 
tornará menor que a constante de equilíbrio. A reação para re-
estabelecimento do equilíbrio deve aumentar o valor da expressão 
das massas até que se iguale novamente ao valor de Kc.
O mesmo princípio pode ser usado para uma análise da influência da 
remoção de um reagente ou produto sobre um sistema em equilíbrio.
O que deve ser feito para que uma reação ocorra de forma 
completa?
Podemos adicionar um grande excesso de um dos reagentes ou 
remover produtos à medida que são formados.
2) Efeito da temperatura sobre o equilíbrio
A constante de equilíbrio tem um valor numérico fixo somente 
enquanto a temperatura de uma reação permanece constante. A 
temperatura afeta a posição de equilíbrio.
Ex. 2H2 (g) + N2 (g) 2NH3 (g) + 92,0 kJ 
Reação exotérmica para a direita
Reação endotérmica para a esquerda
Quando adicionamos calor a um sistema, este sofrerá uma variação 
que tende a usar parte deste calor. A decomposição de NH3 é uma 
reação endotérmica e o calor deverá ser usado para a reação de 
decomposição. Assim, se aumentarmois a temperatura, o equilíbrio 
se deslocará para a esquerda.
“Em geral, um aumento na temperatura de uma reaçào exotérmica 
desloca a posição de equilíbrio para a esquerda, enquanto que, para 
uma reação endotérmica, esse equilíbrio é deslocado para a direita.
Reação exotérmica – K diminuí com o aumento da temperatura
Reação endotérmica – K aumenta com o aumento de temperatura
3) Efeito das variações de pressão e volume sobre o equilíbrio
A temperatura constante, uma variação no volume de um sistema 
também causa uma variação de pressão. Um aumento na pressão 
externa de um sistema também favorecerá qualquer variação que 
conduza a um volume menor.
Reagentes sólidos e líquidos – pouco efeito (fases incompressíveis)
Ex. 2H2 (g) + N2 (g) 2NH3 (g) + 92,0 kJ
Se este sistema estiver em equilíbrio e diminuirmos o volume do 
recipiente, sabemos que a pressão irá subir. Pelo Princípio de Le 
Chatelier, esperamos que ocorra uma variação no sistema, de modo 
que a pressão se reduza. Como isto poderá acontecer?
A pressão de um gás é provocada pelas colisões das moléculas com 
as paredes do recipiente, e a uma dada temperatura, quanto maior o 
número de moléculas por centímetro cúbico maior será a pressão.
Número de moléculas diminuí quando a reação acima prossegue da 
esquerda para a direita e vice-versa. A pressão pode ser diminuída 
se a posição do equilíbrio for deslocada para a direita.
Diminuição do volume desloca o equilíbrio na direção o menor 
número de moléculas dos gases.
Quando existe o mesmo número de moléculas nos dois lados, as 
variações de volume não influenciarão as quantidades das 
substâncias presentes no equilíbrio.
Gás inerte – causa aumento da pressão total dentro de um 
sistema – esta espécie de aumento de pressão não afeta a 
posição de equilíbrio (não altera as pressões parciais).
Catalisador – afeta a barreira de energia de ativação (afeta a 
velocidade) – acelera a aproximação da posição de equilíbio 
(∆G0)
	2) Efeito da temperatura sobre o equilíbrio
	3) Efeito das variações de pressão e volume sobre o equilíbrio