Tema VII - Equilíbrio Quimico

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Reacções completas ou irreversíveis
São reacções nas quais os reagentes são 
totalmente convertidos em produtos, não 
havendo “sobra” de reagente, ao final da reacção 
!
Exemplo:
HCl(aq) + NaOH(aq) → NaCl(aq) + H2O(l)
Essas reacções tem rendimento quase 100% !
Reações incompletas ou reversíveis
São reacções nas quais os reagentes não são 
totalmente convertidos em produtos, havendo 
“sobra” de reagente, ao final da reacção !
Essas reacções tem rendimento < 100 % !
Exemplo:
- reacções de esterificação
CH3COOH + C2H5OH CH3COOC2H5 + H2O 
A reversibilidade de uma reacção pode 
ser relacionada com o seu rendimento !
Para a reacção gasosa (com baixo rendimento) :
CO + H2O CO2 + H2
 Concentração
 (mol/L)
 CO = H2O 
 CO2 = H2
 tempo
Reação com baixo rendimento
A mesma reacção, com alto rendimento
CO + H2O CO2 + H2
 Concentração
 (mol/L)
 CO2 = H2
 CO = H2O
 tempo
Reação com alto rendimento
Sob o ponto de vista da cinética 
química, as reacções reversíveis 
podem ocorrer em dois sentidos 
(directo e inverso) representados por
R P
com uma velocidade directa (vdirecta ou 
v1) e uma velocidade inversa (vinversa
ou v2).
Considerando-se uma reacção química 
genérica e elementar:
aA + bB xX + yY
A velocidade directa será:
v1 = k1 [A]
a[B]b
a qual diminui com o passar do tempo.
A velocidade inversa será:
v2 = k2 [X]
x[Y]y
que no início é nula e vai aumentanto !
À medida que a reacção avança a 
velocidade directa vai diminuindo e a 
inversa aumentando, até o momento em 
que as duas tornam-se iguais e a 
velocidade global nula ! 
vdireta = vinversa
v1 = k1 [A]
a[B]b e v2 = k2 [X]
x[Y]y
Esse momento é chamado de 
Equilíbrio Químico.
As variações da velocidade directa e 
inversa, até alcançar o equilíbrio, podem 
ser representadas pelo diagrama abaixo.
0
5
10
1 4 7 10 13 16
velocidade
tempo
velocidades e equilíbrio
velocidade direta
velocidade inversa
equilíbrio químico
Se as duas velocidades (directa e inversa) são 
iguais ao atingir o equilíbrio, então:
v1 = v2
k1[A]
a[B]b = k2[X]
x[Y]y
isolando os termos semelhantes resulta:
K
CC
CC
k
k
cb
B
a
A
y
Y
x
X
2
1
.
.
==
CA
a , CB
b ,... = concentrações molares de A, B,...
Kc = constante de equilíbrio (concentrações)
CA
a = [A]a , ...
Algumas reacções e as constantes Kc
(em função de concentrações)
Generalizando
Kc = [Produtos]
p / [Reagentes]r
Reacção Constante
N2 + 3H2 2NH3 Kc = [NH3]
2 / [N2].[H2]
3
PCl5 PCl3 + Cl2 Kc = [PCl3].[Cl2] / [PCl5]
SO3 + 1/2 O2 SO3 Kc = [SO3] / [SO2].[O2]
1/2
2H2 + S2 2H2S Kc = [H2S]
2 / [H2]
2.[S2]
Equilíbrio químico em reacções gasosas
Considere a formação da amônia, que ocorre em 
fase gasosa, num balão de volume V, em certa 
temperatura T sendo que cada gás exerce uma 
pressão parcial Px
N2(g) + 3H2(g) 2 NH3(g)
A pressão de cada gás pode 
ser calculada a partir da 
expressão: P = nx R T / V 
onde: nx / V = [X] 
logo: P = [X] R T
[X] = molaridade ; R = constante 
dos gases e T = temperatura 
absoluta (K)
Se a reacção ocorrer em fase gasosa a 
constante de equilíbrio pode ser expressa em 
função das pressões parciais exercidas pelos 
componentes gasosos:
PP
PP
K b
B
a
A
y
Y
x
X
p
.
.
=
lembre que:
V
nRT
 P =
P = pressão; V = volume; n = número de mol; 
T = temperatura (K)
R = constante universal dos gases = 0,082 atm.L/mol.K
Cálculo da constante Kc - exemplo
O PCl5 se decompõe, segundo a equação:
PCl5 PCl3 + Cl2
Ao iniciar havia 3,0 mols/L de PCl5 e ao ser 
alcançado o equilíbrio restou 0,5 mol/L do reagente 
não transformado. Calcular Kc.
PCl5 PCl3 Cl2
Inicio 3,0 - -
Equilíbrio 0,5 2,5 2,5
Reage 2,5 - -
A constante de equilíbrio será:
Kc = [PCl3].[Cl2] / [PCl5] = [2,5].[2,5] / [0,5]
Kc = 12,5 mol/L
Equilíbrio em reacções heterogêneas
Há certas reacções, nas quais se estabelece equilíbrio, em 
que reagentes e/ou produtos encontram-se em estados 
físicos distintos, como por exemplo:
I - CaCO3(s) CaO(s) + CO2(g)
II - NH4Cl(s) NH3(g) + HCl(g)
Nesses casos, como a concentração dos componentes 
sólidos não varia, as constantes não incluem tais 
componentes.
I - Kc = [CO2] e Kp = PCO2
II - Kc = [NH3].[HCl] e Kp = PHCl . PNH3
Deslocamento do equilíbrio químico 
(Princípio de Le Chatelier ou equilíbrio móvel)
Os agentes externos que podem deslocar o 
estado de equilíbrio são:
1. ΔC;
2. ΔT;
3. ΔP(total).
“Quando um agente externo actua sobre uma 
reacção em equilíbrio, o mesmo se deslocará 
no sentido de diminuir os efeitos causados 
pelo agente externo”.
Influência das variação da concentração
* A adição de um componente (reagente ou 
produto) irá deslocar o equilíbrio no sentido de 
consumí-lo.
* A remoção de um componente (reagente ou 
produto) irá deslocar o equilíbrio no sentido de 
regenerá-lo.
As variações nas concentrações de 
reagentes e/ou produtos não modificam a 
constante Kc ou Kp.
Ex: na reacção de síntese da amônia
N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g)
I - adicionando N2 ou H2 o equilíbrio desloca-se 
no sentido de formar NH3 ( ) ;
II - removendo-se NH3 o equilíbrio desloca-se 
no sentido de regenerá-la ( ).
Influência das variação da concentração
Um aumento na temperatura (incremento de 
energia) favorece a reacção no sentido 
endotérmico.
Uma diminuição na temperatura (remoção de 
energia) favorece a reacção no sentido 
exotérmico.
A mudança na temperatura é o único factor que 
altera o valor da constante de equilíbrio (Kc ou Kp). 
- para reacções exotérmicas: T  Kc 
- para reacções endotérmicas: T  Kc 
Influência das variação da temperatura
Exemplo
A síntese da amônia é exotérmica:
N2 + 3 H2 2 NH3 H = - 17 kcal/mol
I - um aumento na temperatura favorece o 
sentido endotérmico ( );
II - um resfriamento (diminuição na 
temperatura favorece a síntese da amônia, ou 
seja, o sentido direto ( ).
Portanto, na produção de amônia o reactor 
deve estar permanentemente resfriado !
Influência das variação da temperatura
Influência da variação na pressão total
Um aumento na pressão total (redução de 
volume) desloca o equilíbrio no sentido do 
menor número de mol gasosos.
Uma diminuição na pressão total (aumento 
de volume) desloca o equilíbrio no sentido do 
maior número de mols gasosos.
As variações de pressão somente afectarão 
os equilíbrios que apresentam componentes 
gasosos, nos quais a diferença de mol 
gasosos entre reagentes e produtos seja 
diferente de zero (ngases  0).
Exemplo
Na síntese da amônia ocorre diminuição no 
número de mol gasosos (ngases = - 2)
N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g) 
I - um aumento na pressão desloca o equilíbrio 
no sentido directo, menor no de mol( );
II - uma redução de pressão desloca o equilíbrio 
no sentido inverso, maior no de mol ( ).
Se a diferença de mol gasosos for nula as 
variações de pressão não deslocam o equilíbrio.
Influência da variação na pressão total
Síntese doamoníaco
- efeito da pressão total