Equilibrio Quimico

Prévia do material em texto

EQUILÍBRIO QUÍMICO 
Estado de Equilíbrio Considere a reação: 
CO2 (g) + H2 (g)  CO (g) + H2O (g) 
Equilíbrio dinâmico: continuação das reações em ambos os sentidos, sem que 
ocorra variação das concentrações. 
Lei Ação das Massas 
1867 
C. M. Guldberg e P. Waage 
 
Estudos relativos às reações químicas 
completam  Lei de Ação das Massas. 
que não se 
Lei Ação das Massas 
• Definimos Q, o quociente da reação, para uma reação geral: 
 
aA + bB cC + dD 
como 
Q = [C]c [D]d 
[A]a [B]b 
Lei Ação das Massas 
Estado de Equilíbrio 
Q = K 
somente no equilíbrio 
Estado de Equilíbrio 
Estado de Equilíbrio 
Constante de Equilíbrio 
cC + dD 
de equilíbrio 
aA + bB 
a expressão da constante 
solução (concentrações) é: 
• Para uma reação geral: 
para tudo em 
onde Keq é a constante de equilíbrio. 
Prevendo o sentido da reação 
Constante de Equilíbrio 
Constante de Equilíbrio 
Resposta: Q = 0,0025 = 2,5.10-3 < Keq 
2,0 
1,0 
0,02 
Cinética e Equilíbrio 
• Para uma reação geral: 
 
A + B ⮀ C + D 
v direta = v inversa 
Lei do Equilíbrio Químico 
A uma dada temperatura, o valor da expressão da Lei da 
Ação das Massas para uma certa reação em equilíbrio é 
constante. 
Constante de Equilíbrio 
• Para uma reação geral na fase gasosa: 
aA + bB cC + dD 
a expressão da constante de equilíbrio pode ser descrita 
utilizando as pressões parciais: 
onde Keq = Kp 
Constante de Equilíbrio 
Ordem de grandeza das constantes de equilíbrio 
Constante de Equilíbrio 
i) K é muito grande: 
Ex: H2 (g) + Cl2 (g) ⮀ 2HCl (g) (K = 4,4.1032 ; a 25oC) 
ii) K é muito pequeno: 
Ex: 2H2O (g) ⮀ 2H2 (g) + O2 (g) (K = 1,1.10-81 ; a 25oC) 
Cálculo da K 
Exercício 1) 
Estudou-se que: PCl5 (g) ⮀ PCl3 (g) + Cl2 (g) 
Num recipiente foram colocadas quantidades de PCl5 a 160ºC. 
Depois de estabelecido o equilíbrio, as concentrações 
encontradas das três espécies gasosas foram: 
[PCl5] = 4,0 mol/L [PCl3] = [Cl2] = 1,0 mol/L 
 
Calcule o valor da constante de equilíbrio (para concentrações) 
nesta temperatura. 
 
Resposta: K = 0,25 (2,5.10-1) 
Princípio de Le Châtelier 
Se um sistema em equilíbrio é perturbado, o 
sistema se deslocará de tal forma que a 
perturbação seja neutralizada. 
Princípio de Le Châtelier 
Efeito das variações de concentração 
 
Exercício 2) 
Considere o equilíbrio: 
4NH3 (g) + 3O2 (g) ⮀ 2N2 (g) + 6H2O (g) 
Preveja o efeito sobre o equilíbrio de: 
(a) adição de N2; 
(b) remoção de NH3; 
(c) remoção de H2O. 
Princípio de Le Châtelier 
Efeito das variações de temperatura 
 
A constante de equilíbrio depende da temperatura. 
 
• Reação endotérmica; 
 
• Reação exotérmica. 
Princípio de Le Châtelier 
Efeito das variações de temperatura 
 
Exercício 3) 
Avalie o efeito de um aumento de temperatura para o 
sistema em equilíbrio abaixo: 
A(g) + B(g) ⮀ C(g) + D(g) H < 0 
Princípio de Le Châtelier Temperatura 
H > 0 
T amb +T -T 
Co(H2O)6 (aq) + 4Cl (aq) ⮀ CoCl4 (aq) + 6H2O (l) 2+ - 2- 
Princípio de Le Châtelier 
Efeito das variações de pressão 
 
Ex: Síntese da amônia num recipiente fechado. 
 
N2 (g) + 3H2 (g) ⮀ 2NH3 (g) 
 
-Aumento na pressão total, reduz o volume. O sistema 
busca atenuar esta alteração, diminuindo a pressão para 
atingir o equilíbrio novamente. 
 
-Diminuição da quantidade de moléculas no interior do 
frasco (menor pressão), equilíbrio desloca-se para a 
formação do produto. 
Princípio de Le Châtelier 
N2 (g) + 3H2 (g) ⮀ 2NH3 (g) 
Princípio de Le Châtelier 
Efeito das variações de pressão 
 
Exercício 4) 
Explique como se comportaria o sistema abaixo com uma 
diminuição da pressão: 
 
N2 (g) + 2H2 (g) ⮀ 2NO2 (g) 
Equilíbrio Heterogêneo 
As concentrações de sólidos e líquidos puros são constantes. 
Quando todos os reagentes e produtos estão em uma fase, o 
equilíbrio é homogêneo. 
Se um ou mais reagentes ou produtos estão em uma fase 
diferente, o equilíbrio é heterogêneo. 
Considere: 
CaCO3(s) CaO(s) + CO2(g) 
Equilíbrio Heterogêneo 
Relação entre KP e KC 
Para reações envolvendo gases KP e KC não são necessariamente iguais. 
KP = KC (RT)ng 
Onde ng é a variação do número de mols do gás 
(no mols dos produtos - no mols dos reagentes). 
Cálculo de Concentrações no Equilíbrio 
Exercício 5) 
2,00 mol de HI é colocado num recipiente de 1,0 L a 458ºC. 
Quais são as concentrações de HI, I2 e H2 depois de 
estabelecido o equilíbrio a esta temperatura? 
(Dados: 2HI(g) ⮀ H2 (g) + I2 (g) Kc = 2,0.10-2 a 458ºC) 
Cálculo de Concentrações no Equilíbrio 
Exercício 6) 
Se 4,0 mol de H2O são colocados num reator de 2,0 L, 
quais serão as concentrações no equilíbrio dos três 
gases a 500ºC? 
(Dados: 2H2O(g) ⮀ 2H2 (g) + O2 (g) Kc = 6,0.10-28 a 500ºC) 
Referências Bibliográficas 
ATKINS, P. W., JONES, L. Princípios de química: questionando a vida moderna 
e o meio ambiente. 3. ed. Porto Alegre: Bookman, 2006. 
BRADY, J. E.; HUMISTON, G. E. Química geral. 2. ed. Rio de Janeiro: LTC, 
1996. v. 2. 
BROWN, T. L. et al. Química: a ciência central. 9. ed. São Paulo: Pearson 
Prentice Hall, 2005. 
MAIA, D. J. Química geral: fundamentos. São Paulo: Pearson Prentice Hall, 
2007. 
RUSSELL, J. B. Química geral. 2. ed. São Paulo: Makron Books, 1994. v. 2. 
G = H - TS 
Energia Livre de Gibbs e o Equilíbrio 
2ª Lei da termodinâmica 
“Em qualquer processo espontâneo, há sempre um aumento na 
entropia do universo (Stotal > 0)” 
Energia Livre de Gibbs e o Equilíbrio 
Energia Livre de Gibbs e o Equilíbrio 
Equação de Van´t Hoff 
Descrição quantitativa da variação de uma constante de 
equilíbrio em duas diferentes temperaturas.