Aula_11_Equilibrio_Quimico-_Pilar

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Química para Engenharias 
TURMA “A” 
 
Tópico: EQULÍBRIO QUÍMICO 
 
Prof. Pilar Hidalgo F. 
 
 
Gama, Setembro do 2014 
Faculdade de Gama 
 
 
 
 
 
Revisão de Concietos 
• Conceito Geral 
• Lei de Ação das Massas 
•Constante de Equilíbrio 
•O principio de Le Chatelier 
• Fatores que afetam o Equilibrio Químico 
• Aplicações 
 
 
 
 
 
 
 
 
Motivação 
 
O estudo do tópico de Equlibrio Químico é importante pelo sgte: 
 
• Permite conhecer a composição de uma mistura da reação no equilibrio 
• Permite entender a base termodinâmica do equilibrio e como esta é afetada por condições de 
P e T. 
• A regulação do equilibrio quimico afeta o rendimento dos processos industriais 
• Tem importancia econômica e biológica 
 
 
 
 
 
 
Why Solar Cells are so Important? 
 
 
Conceito de Equilíbrio 
• Considere o N2O4 congelado e incolor. À temperatura ambiente, 
 ele se decompõe em NO2 marrom: 
 
N2O4(g) 2NO2(g) 
 
• Equilíbrio químico é o ponto em que as concentrações de todas as 
espécies são constantes. 
Transmission Electronic Microscopy of the functionalized 
SWCNT showing the termination of two of them. The size of 
nanotube in approximately 20 to 30 nm of thickness 
 
 
• 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. 
 
• Considere o N2O4 congelado: apenas o sólido branco está 
 presente. Ao nível microscópico, estão presentes apenas 
 moléculas de N2O4. 
Conceito de Equilíbrio Lei de Ação das Massas 
Transmission Electronic Microscopy of the functionalized 
SWCNT showing the termination of two of them. The size of 
nanotube in approximately 20 to 30 nm of thickness 
 
 
• 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. 
 
• Considere o N2O4 congelado: apenas o sólido branco está 
 presente. Ao nível microscópico, estão presentes apenas 
 moléculas de N2O4. 
Lei de Ação das Massas 
• 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. 
 
• Considere o N2O4 congelado: apenas o sólido branco está 
 presente. Ao nível microscópico, estão presentes apenas 
 moléculas de N2O4. 
Conceito de Equilíbrio 
N2O4(g) 2NO2(g) 
• Em um determinado momento, a cor pára de se alterar e temos a mistura 
de N2O4 e NO2. 
 
• 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). 
 
• 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 
• 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 
 
Conceito de Equilíbrio 
A B
Produção de Amonia (NH3) 
 
Processo de Haber: 
EXEMPLO 
N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g)
• 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. 
Constante de Equilíbrio 
• Não importa a composição inicial de reagentes e produtos, a mesma 
proporção de concentrações é alcançada no equilíbrio. 
N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g)
Constante de Equilíbrio 
N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g)
• 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
Constante de Equilíbrio 
N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g)
• 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
Exerciso : Determinar a Keq 
Constante de Equilíbrio 
• 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. 
ba
dc
eqK
BA
DC
Constante de Equilíbrio 
N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g)
Constante de Equilíbrio 
• Não importa a composição inicial de reagentes e produtos, a mesma 
proporção de concentrações é alcançada no equilíbrio. 
N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g)
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, K, é a razão entre produtos e reagentes. ba
dc
eqK
BA
DC
• Se K >> 1, então os produtos predominam no equilíbrio e o equilíbrio encontra-se à 
direita. 
 
 
O sentido da equação química e 
 • Um equilíbrio pode ser abordado a partir de qualquer sentido. 
• Exemplo: 
 
• No sentido dereito: 
 
N2O4(g) 2NO2(g)
46.6
42
2
ON
2
NO
P
P
Keq
 
• No sentido inverso: 
46.6
1
155.0
2
NO
ON
2
42
P
P
Keq
Valores de Keq 
 
• Na reação 1: 
 
 
 
 
 
Na reação 2: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
2N2O4(g) 4NO2(g)
N2O4(g) 2NO2(g)
46.6
42
2
ON
2
NO
P
P
Keq
2
ON
4
NO
42
2
P
P
Keq
O qual é o quadrado da constante 
 de equilíbrio para a reação 1 
Equilíbrios Heterogêneos 
 Equilíbrio Homogêneo. Quando todos os reagentes e produtos estão em uma fase. 
 
 Equilíbrio Heterogêneo .- Se um ou mais reagentes ou produtos estão em uma fase 
 diferente. 
 
Exemplo: 
 
Experimentalmente, a quantidade de CO2 não parece depender das quantidades 
de CaO e CaCO3. Por quê? 
CaCO3(s) CaO(s) + CO2(g)
• A concentração de um sólido ou um líquido 
puro é sua densidade divididapela 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. 
Aplicações das constantes 
de equilíbrio 
• Geralmente, não temos um número para a linha 
de variação da concentração. 
 
• Conseqüentemente, precisamos supor que se 
produz (ou utiliza-se) x mol/L de uma espécie. 
Princípio de Le Châtelier 
• 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. 
 
• Isso pode ser previsto? 
N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g)
• O Princípio de Le Châtelier: se um sistema em equilíbrio é perturbado, o 
sistema se deslocará de tal forma que a pertubação seja neutralizada. 
Princípio de Le Châtelier 
N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g)
• Considere o processo de Haber 
• Se H2 é adicionado enquanto o sistema está 
em equilíbio, o sistema deve responder para 
neutralizar o H2 adicionado (por Le Châtelier). 
 
• 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 
 
• 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 (Le Châtelier). 
Princípio de Le Châtelier 
N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g)
 
Efeitos das variações de volume e pressão 
 
• 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 
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 
Princípio de Le Châtelier 
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. 
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 
Efeito das variações de temperatura 
Princípio de Le Châtelier 
Princípio de Le Châtelier 
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)
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 
RESOLVER A LISTA DE EXERCISOS 
OBRIGADA PELA ATENÇÃO!