equilibrio quimicoaula

EQUILÍBRIO QUÍMICO
Reações completas ou irreversíveis
São reações nas quais os reagentes são
totalmente convertidos em produtos, não
havendo “sobra” de reagente, ao final da
reação !
Exemplo:
HCl (aq) + NaOH (aq) NaCl (aq) + H 2 O (l)
Essas reações tem rendimento 100 % !

EQUILÍBRIO QUÍMICO
Reações incompletas ou reversíveis
São reações nas quais os reagentes não
são totalmente convertidos em produtos,
havendo “sobra” de reagente, ao final da
reação !
Exemplo:
- reações de esterificação
CH 3 COOH + C 2 H 5 OH CH 3 COOC 2 H 5 + H 2 O
Essas reações tem rendimento < 100 % !

EQUILÍBRIO QUÍMICO
A reversibilidade de uma reação pode
ser relacionada com o seu rendimento !
Para a reação gasosa (com baixo rendimento) :
CO + H 2 O CO 2 + H 2
Concentração
(mol/L)
Reação com baixo rendimento
CO = H 2 O
CO 2 = H 2
tempo

EQUILÍBRIO QUÍMICO
A mesma reação, com alto rendimento
CO + H 2 O CO 2 + H 2
Concentração
(mol/L)
Reação com alto rendimento
CO 2 = H 2
CO = H 2 O
tempo

EQUILÍBRIO QUÍMICO
Sob o ponto de vista da cinética
química, as reações reversíveis
podem ocorrer em dois sentidos
(direto e inverso) representados
por
R
P
com uma velocidade direta (v direta
ou v 1 ) e uma velocidade inversa
(v inversa ou v 2 ).

EQUILÍBRIO QUÍMICO
Considerando-se uma reação química
genérica:
aA + bB
xX + yY
A velocidade direta será:
v 1 = k 1 [A] a [B] b
a qual diminui com o passar do tempo.
A velocidade inversa será:
v 2 = k 2 [X] x [Y] y
que no início é nula e vai aumentanto !

EQUILÍBRIO QUÍMICO
A medida que a reação avança a
velocidade direta vai diminuindo e
a inversa aumentando, até o
momento em que as duas tornamse
iguais e a velocidade global
nula !
v direta = v inversa
v 1 = k 1 [A] a [B] b e v 2 = k 2 [X] x [Y] y
Esse momento é chamado de
Equilíbrio Químico.

EQUILÍBRIO QUÍMICO
1
4
7
10
13
16
As variações de velocidade direta e inversa, até
alcançar o equilíbrio, podem ser representadas pelo
diagrama abaixo.
velocidades e equilíbrio
velocidade
10
8
6
4
2
0
equilíbrio químico
velocidade direta
velocidade inversa
tempo

EQUILÍBRIO QUÍMICO
Se as duas velocidades (direta e inversa) são
iguais ao atingir o equilíbrio, então:
v 1 = v 2
k 1 [A] a [B] b
= k 2 [X] x [Y] y
isolando os termos semelhantes resulta:
k
k
1
2
C
C
x
X
a
A
.
.
C
C
y
Y
b
B
K
c
C Aa = [A] a , ...
C Aa , C B b ,... = concentrações molares de A, B,...
K c = constante de equilíbrio (concentrações)

EQUILÍBRIO QUÍMICO
Algumas reações e as constantes K c
(em função de concentrações)
Reação
Constantes
N 2 + 3H 2 2NH 3 K c = [NH 3 ] 2 / [N 2 ].[H 2 ] 3
PCl 5 PCl 3 + Cl 2 K c = [PCl 3 ].[Cl 2 ] / [PCl 5 ]
SO 3 + 1/2 O 2 SO 3 K c = [SO 3 ] / [SO 2 ].[O 2 ] 1/2
2H 2 + S 2 2H 2 S K c = [H 2 S] 2 / [H 2 ] 2 .[S 2 ]
Generalizando
K c = [Produtos] p / [Reagentes] r

EQUILÍBRIO QUÍMICO
Equilíbrio químico em reações 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 P x
N 2(g) + 3H 2(g) 2 NH 3(g)
A pressão de cada gás pode ser
calculada a partir da expressão:
P = n x R T / V
onde: n x / V = [X]
logo: P = [X] R T
[X] = molaridade ; R = constante dos gases
e T = temperatura absoluta (K)

EQUILÍBRIO QUÍMICO
Se a reação ocorrer em fase gasosa a
constante de equilíbrio pode ser expressa
em função das pressões parciais
exercidas pelos componentes gasosos:
lembre que:
K
p
P
P
x
X
a
A
.
.
P
P
y
Y
b
B
P
nRT
V
P = pressão ; V = volume ; n = número de mols ; T = temperatura (K)
R = constante universal dos gases = 0,082 atm.L/mol.K

EQUILÍBRIO QUÍMICO
Cálculo da constante K c - exemplo
O PCl 5 se decompõe, segundo a equação:
PCl 5 PCl 3 + Cl 2
Ao iniciar havia 3,0 mols/L de PCl 5 e ao ser
alcançado o equilíbrio restou 0,5 mol/L do reagente não
transformado. Calcular K c .
PCl5 PCl3 Cl2
Inicio 3,0 - -
Equilíbrio 0,5 2,5 2,5
Reage 2,5 - -
A constante de equilíbrio será:
K c = [PCl 3 ].[Cl 2 ] / [PCl 5 ] = [2,5].[2,5] / [0,5]
K c = 12,5 mol/L

EQUILÍBRIO QUÍMICO
Equilíbrios em reações heterogêneas
Há certas reações, nas quais se estabelece equilíbrio,
em que reagentes e/ou produtos encontram-se em
estados físicos distintos, como por exemplo:
I - CaCO 3(s) CaO (s) + CO 2(g)
II - NH 4 Cl (s)
NH 3(g) + HCl (g)
Nesses casos, como a concentração dos componentes
sólidos não variam, as constantes não incluem tais
componentes.
I - K c = [CO 2 ] e K p
II - K c = [NH 3 ].[HCl] e K p
= P CO2
= P HCl . P NH3

EQUILÍBRIO QUÍMICO
Deslocamento do equilíbrio químico
(Princípio de Le Chatelier ou equilíbrio móvel)
“Quando um agente externo atua sobre uma
reação em equilíbrio, o mesmo se deslocará
no sentido de diminuir os efeitos causados
pelo agente externo”.
Os agentes externos que podem deslocar o
estado de equilíbrio são:
1. variações nas concentrações de reagentes ou
produtos;
2. variações na temperatura;
3. variações na pressão total.

EQUILÍBRIO QUÍMICO
1 - Influência das variações nas concentrações
* 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 K c ou K p .

EQUILÍBRIO QUÍMICO
1 - Influência das variações nas concentrações
Exemplo
Na reação de síntese da amônia
N 2(g) + 3 H 2(g)
2 NH 3(g)
I - adicionando N 2 ou H 2 o equilíbrio desloca-se
no sentido de formar NH 3 ( ) ;
II - removendo-se NH 3 o equilíbrio desloca-se
no sentido de regenerá-la ( ).

EQUILÍBRIO QUÍMICO
2 - Influência das variações na temperatura
Um aumento na temperatura (incremento
de energia) favorece a reação no sentido
endotérmico.
Uma diminuição na temperatura (remoção
de energia) favorece a reação no sentido
exotérmico.
A mudança na temperatura é o único fator que altera
o valor da constante de equilíbrio (K c ou K p ).
- para reações exotérmicas: T K c
- para reações endotérmicas: T K c

EQUILÍBRIO QUÍMICO
2 - Influência das variações na temperatura
Exemplo
A síntese da amônia é exotérmica:
N 2 + 3 H 2 2 NH 3 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 reator deve
estar permanentemente resfriado !

EQUILÍBRIO QUÍMICO
3 - Influência das variações na pressão total
As variações de pressão somente afetarão os
equilíbrios que apresentam componentes gasosos, nos
quais a diferença de mols gasosos entre reagentes e
produtos seja diferente de zero (n gases 0).
Um aumento na pressão total (redução de
volume) desloca o equilíbrio no sentido do
menor número de mols gasosos.
Uma diminuição na pressão total (aumento
de volume) desloca o equilíbrio no sentido do
maior número de mols gasosos.

EQUILÍBRIO QUÍMICO
3 - Influência das variações na pressão total
Exemplo
Na síntese da amônia ocorre diminuição no
número de mols gasosos (n gases = - 2)
N 2(g) + 3 H 2(g)
2 NH 3(g)
I - um aumento na pressão desloca o equilíbrio
no sentido direto, menor n o de mols( );
II - uma redução de pressão desloca o equilíbrio
no sentido inverso, maior n o de mols ( ).
Se a diferença de mols gasosos for nula as variações
de pressão não deslocam o equilíbrio.

EQUILÍBRIO QUÍMICO
Síntese da amônia
- efeito da pressão total