_EQUILÍBRIO

(1)

EQUILÍBRIO

QUÍMICO

(2)

REAÇÕES

REVERSÍVEIS E

INREVERSÍVEIS

Reações que ocorrem completamente, ou seja, até que pelo menos um dos reagentes seja totalmente consumido, são chamadas de reações inreversíveis. Exemplo: Quando queimamos um palito de fósforo.

Nos processos reversíveis, os reagentes começam a ser consumidos, formando os produtos. E no ponto de equilíbrio, os reagentes não são completamente consumidos e coexistem com os produtos em maior ou em menor extensão.

(3)

EQUILÍBRIO

QUÍMICO

 É a situação na qual as concentrações dos participantes da reação não se alteram, pois as reações diretas e inversas estão se processando com velocidades iguais. É uma situação de equilíbrio dinâmico. É representado por uma seta dupla:  ou

EXEMPLO DE EQUILÍBRIO DINÂMICO DE UMA TRANSFORMAÇÃO FÍSICA

(4)

EQUILÍBRIO

QUÍMICO

As quantidades dos participantes são constantes As quantidades dos participantes são constantes As velocidades direta e inversa são iguais

As velocidades direta e inversa são iguais

(5)

REPRESENTAÇÃO GRÁFICA

EM TERMOS DE

CONCENTRAÇÃO

 1º) Ao obter o equilíbrio, a concentração de Reagente é maior do que a de produto

(6)

 2º) Ao obter o equilíbrio a concentração do produto é maior do que a de reagente

REPRESENTAÇÃO GRÁFICA

EM TERMOS DE

(7)

 3º) Ao obter o equilíbrio, a concentração de reagente e a de produto é igual

REPRESENTAÇÃO GRÁFICA

EM TERMOS DE

(8)

• o SO₂ vai sendo gasto (no gráfico correto, sua curva desce);

• o SO₃ vai sendo produzido (no gráfico correto, sua curva sobe);

• o O₂ é tirado do ar, portanto não varia.

Observe que o enunciado diz “sistema aberto ao ar”. Sendo um “sistema aberto”, a reação nunca chegará a um equilíbrio.

(9)

EQUILÍBRIO

QUÍMICO

Equilíbrios homogêneos são os que ocorrem em

reações nas quais todos os reagentes e produtos

formam um sistema homogêneo.

Equilíbrios homogêneos são os que ocorrem em

reações nas quais todos os reagentes e produtos

formam um sistema homogêneo.

(10)

EQUILÍBRIO

QUÍMICO

Equilíbrios heterogêneos são os que ocorrem

em reações nas quais os reagentes e produtos

formam um sistema heterogêneo.

Equilíbrios heterogêneos são os que ocorrem

em reações nas quais os reagentes e produtos

formam um sistema heterogêneo.

(11)

EXERCÍCIO

UNIVASF -2009) Quando o equilíbrio químico é

alcançado por um sistema:

0-0) as concentrações de todas as espécies reagentes e

produtos tornam-se iguais.

1-1) os produtos reagem com a mesma velocidade na

qual são formados.

2-2) ambas, as reações direta e inversa, continuam

após o equilíbrio ser atingido, com a mesma

velocidade.

3-3) as concentrações das espécies nos reagentes e

produtos permanecem constantes.

4-4) todas as espécies químicas param de reagir.

Resposta: F V V V F

(12)

CONSTANTE DE

EQUILÍBRIO - K

Exemplo: Observe o equilíbrio químico da reação a seguir

N

₂

O

₂

 2

NO

₂

Num frasco de 1 L, mantido a 100 °C, são introduzidos 10 mol de N₂O₄. Estabelecido o equilíbrio, nota-se a existência de 4 mol de NO₂ e parte do N₂O₄.

N

₂

O

₂

 2 NO

₂

Proporção estequiométrica 1 mol : 2

mol

Inicio da

Reação 10 mols N2O4 0 mols de NO₂

Proporção Gasta 2 mols Forma 4 mols Equilíbrio 8 mols 4 mols

(13)

CONSTANTE DE

EQUILÍBRIO - K

Escrevendo a constante de equilíbrio para

a reação:

_N

2

O

2

 2

NO

₂

A razão kd/ki origina uma nova constante,

denominada constante de equilíbrio

(14)

CONSTANTE DE

EQUILÍBRIO - K

A constante de equilíbrio é representada

por K;

K é característico da composição da mistura

de reação no equilíbrio;

O valor numérico de K depende da reação e

da temperatura;

O valor de k nos diz se devemos esperar

uma concentração alta ou baixa de produto

no equilíbrio;

A constante de equilíbrio é representada

por K;

K é característico da composição da mistura

de reação no equilíbrio;

O valor numérico de K depende da reação e

da temperatura;

O valor de k nos diz se devemos esperar

uma concentração alta ou baixa de produto

no equilíbrio;

(15)

CONSTANTE DE

EQUILÍBRIO

 Kc é chamado de constante de equilíbrio —

ou, mais precisamente, constante de

equilíbrio em termos de concentrações em

mol/L, já que os valores [CO], [NO

2

], [CO

2

] e

[NO] representam as concentrações em

mol/L (molaridades) dessas substâncias.

Portanto:

(16)

Lei da ação das massas (ou lei de

Guldberg-Waage): A constante de equilíbrio em função

das concentrações em mol/L é o produto das

concentrações dos produtos da reação dividido

pelo produto das concentrações dos reagentes,

todas elevadas a expoentes iguais aos seus

coeficientes na equação química considerada.

LEI DA AÇÃO DAS

MASSAS

(17)

 O valor de Kc permanece constante apenas

quando os participantes da reação estão

realmente em equilíbrio, em um recipiente

fechado e mantido a uma temperatura

constante.

 Na expressão de Kc, não devem ser

representados os componentes sólidos e

H

₂

O(l) para reações em meio aquoso .

 Na expressão de Kp, só devem ser

representados os componentes gasosos.

 O valor numérico de Kc depende de como é

escrita a equação química.

CONSTANTE DE

EQUILÍBRIO

(18)

(19)

EXERCÍCIO

UFPE-2009) O Níquel tetracarbonilo Ni(CO)₄ é um complexo organometálico incolor, considerado o primeiro complexo metalocarbonílico simples descrito na literatura. Sua toxicidade e volatilidade à temperatura ambiente lhe fez ganhar o apelido de "morte líquida". O Ni(CO)₄ foi primeiramente sintetizado em 1890 por Ludwig Mond pela reação direta do metal níquel com CO. De acordo com o equilíbrio químico Ni(s) + 4CO(g)  Ni(CO)₄(g).

a constante de equilíbrio Kc para este sistema deverá ser expressa por:

A) Kc=[Ni(CO)₄]/[CO]4

B) Kc=[Ni(CO)₄]/[CO]

C) Kc=[Ni(CO)₄]/[Ni][CO]4

D) Kc=[Ni(CO)₄]/[Ni][CO] E) Kc=[Ni(CO)₄]/[Ni]

LETRA A: pois a constante de equilíbrio em função das concentrações (Kc) é dada pelo produto das concentrações dos produtos dividido pelo produto das concentrações dos reagentes, elevando-se a expoentes que representam a quantidade de moles, omitindo-se a concentração de sólidos e líquidos puros.

(20)

CONSTANTE DE

EQUILÍBRIO (kp)

Exemplo: Formação da Amônia



N

₂

(g) + 3H

₂

(g)  2NH

₃

(g)



K p = (P

_NH3

)

2

/(P

(21)

EXERCÍCIO

(UFPE) Para a reação 3 H

₂

(g) + N

₂

(g)  2 NH

₃

(g)

as pressões parciais de H

₂

e N

₂

no equilíbrio são,

respectivamente, 0,400 e 0,800 atm. A pressão total do

sistema é 2,80 atm. Qual é o valor de Kp quando as

concentrações são dadas em atmosferas?

a) 1,00

b) 3,13

c) 5,00

d) 50,0

e) 153,0

Sugestão: Lembre-se de que a soma das pressões

parciais é igual à pressão total do sistema.

(22)

RESPOSTA

no equilíbrio, temos:

P = p

_H2

+ p

_N2

+ p

_NH3

2,80 = 0,400 + 0,800 + Pnh

₃

p

_NH3

= 1,60 atm

(23)

INTERPRETAÇÃO

DE Kc

Kc > 1 a concentração dos “produtos”

(indicados no numerador) é maior que a dos

“reagentes” (indicados no denominador),

informação que nos permite observar que a

reação direta prevalece sobre a inversa.

(24)

INTERPRETAÇÃO

DE Kc

MAIOR

Kc < 1 a concentração dos “reagentes”

(denominador) é maior que a dos

“produtos”

(numerador), o que nos indica que a

reação

(25)

QUOCIENTE DE

EQUILÍBRIO

O quociente de equilíbrio (Qc) é a relação

entre as concentrações em mol/L dos

participantes em qualquer situação, mesmo

que o equilíbrio ainda não esteja estabelecido.

É expresso da mesma maneira que a

constante de equilíbrio (Kc).

(26)

Quando Q < Kc há mais reagentes e menos produtos do que os esperados no equilíbrio, ou seja, a reação ainda não chegou ao equilíbrio;

QUOCIENTE DE

EQUILÍBRIO

Quando Q > Kc há mais produtos e menos reagentes do que os esperados no equilíbrio, isto é, a reação teria ultrapassado o ponto de equilíbrio;

(27)

EXEMPLO

(FEI-SP) Calcule a constante de equilíbrio, em termos de concentração, para a reação representada pela equação química abaixo, sabendo que nas condições de temperatura e pressão em que se encontra o sistema existem as seguintes concentrações dos compostos presentes no equilíbrio: [SO₃] = 0,1 mol/L; [O₂] = 1,5 mol/L; [SO₂] = 1,0 mol/L.

(28)

DESLOCAMENTO DO

EQUILÍBRIO

Princípio de Le Chatelier

: “Quando se aplica uma

força em um sistema em equilíbrio, ele tende a se

reajustar no sentido de diminuir os efeitos dessa

força”.

Os fatores externos que podem deslocar um equilíbrio

químico são:

• alteração das concentrações de um ou mais

participantes do equilíbrio;

• alteração da pressão total sobre o sistema;

• alteração da temperatura do sistema.

Os fatores externos que podem deslocar um equilíbrio

químico são:

• alteração das concentrações de um ou mais

participantes do equilíbrio;

• alteração da pressão total sobre o sistema;

• alteração da temperatura do sistema.

(29)

EFEITO DA

CONCENTRAÇÃO

Quando adicionamos CO₂(g) ao equilíbrio, imediatamente ocorre um aumento na concentração do composto, que irá acarretar aumento do número de choques entre o C(s) e o CO₂(g). Isso favorece a formação de CO(g), ou seja, o equilíbrio se desloca para o LADO

DIREITO.

Quando adicionamos

CO(g) ao equilíbrio,

imediatamente ocorre

um aumento na

concentração

do composto,

transformando-o

parcialmente em

CO

₂

(g) e em C(s).

Nesse caso,

o equilíbrio se desloca

para a esquerda.

1

(30)

EFEITO DA

(31)

EFEITO DA

PRESSÃO

O que acontece se aumentarmos a pressão total durante a síntese do amoníaco? A tabela e o gráfico abaixo resumem

alguns dados experimentais, obtidos à temperatura

constante de 450 °C:

Como podemos ver, o aumento da pressão total sobre o

sistema aumenta a produção do NH₃. Isso significa que o

(32)

EFEITO DA

PRESSÃO

AUMENTO DA

PRESSÃO

DIMINUIÇÃO DA

PRESSÃO

Favorece o sentido

para o menor número

de moléculas gasosas

por

unidade

de

volume;

Favorece o sentido

para o maior número

de moléculas gasosas

por

unidade

de

volume;

Para ocupar menor

volume

Para ocupar maior

volume

(33)

EFEITO DA

TEMPERATURA

A variação da temperatura provoca variações nos valores de Kp e Kc. Por

(34)

EFEITO DA

TEMPERATURA

aumento da temperatura — desloca o

equilíbrio no sentido da reação endotérmica

(para a esquerda);

diminuição da temperatura — desloca o

equilíbrio no sentido da reação exotérmica

(35)

EFEITO DA

TEMPERATURA

aumento da temperatura — desloca o

equilíbrio no sentido da reação endotérmica

(para a direita);

aumento da temperatura — desloca o

equilíbrio no sentido da reação endotérmica

(para a direita);

diminuição da temperatura — desloca o

equilíbrio no sentido da reação exotérmica

(para a esquerda)

diminuição da temperatura — desloca o

equilíbrio no sentido da reação exotérmica

(36)

 De modo geral, verifica-se experimentalmente que:

EFEITO DA

(37)

(38)

RESUMO

ALTERAÇÃO DO EQUILÍBRIO RESULTADO

ADIÇÃO DE REAGENTES NO SENTIDO DOS PRODUTOS

ADIÇÃO DE PRODUTOS NO SENTIDO DOS REAGENTES

RETIRADA DE REAGENTES NO SENTIDO DOS REAGENTES

AUMENTO DA PRESSÃO NO SENTIDO DA CONTRAÇÃO DE VOLUME

DIMINUIÇÃO DA PRESSÃO NO SENTIDO DA EXPANSÃO DE VOLUME

AUMENTO DA TEMPERATURA NO SENTIDO DA REAÇÃO ENDOTÉRMICA

DIMINUIÇÃO DA TEMPERATURA NO SENTIDO DA REAÇÃO EXOTERMICA

(39)

EXERCÍCIO

Covest- A constante de equilíbrio a 298 K para a reação N₂O₄(g) 2NO₂(g), é

igual a 1,0. Num recipiente fechado, a 298 K, foi preparada uma mistura

dos gases N₂O₄(g) e NO₂ com pressões parciais iniciais de 2,0 e 1,0 bar,

respectivamente. Com relação a esta mistura reacional a 298 K, pode-se

afirmar que:

0 0 Está em equilíbrio.

1 1 No equilíbrio, a pressão parcial do gás N₂O₄ será maior que sua pressão parcial inicial.

2 2 No equilíbrio, a pressão parcial do gás NO₂ será maior que sua pressão parcial inicial.

3 3 No equilíbrio, as pressões parciais do N₂O₄ e NO₂ serão as mesmas que as iniciais.

4 4 No equilíbrio, a velocidade da reação direta será igual à velocidade da reação inversa.

(40)

RESPOSTA

Falsa. Para as condições iniciais dadas, o quociente de reação, é Q= (P_NO2÷P°)2/(P

N2O4÷P°) = (1bar÷1bar)2/(2bar÷1bar) = 0,5 ≠ 1,0

Falsa. Como Q = 0,5 e K = 1,0; há mais reagentes e menos produtos, logo a reação ocorre no sentido dos produtos, isto é, aumenta a pressão parcial de NO2 e diminui a pressão parcial de N2O4 para tornar Q=K. Verdadeira. A pressão parcial do gás NO2 será maior que sua pressão parcial inicial.

Falsa. As pressões parciais dos gases serão diferentes das pressões parciais iniciais.

Verdadeira. A condição dinâmica do equilíbrio impõe que as velocidades das reações direta e inversa sejam iguais para satisfazer a condição de equilíbrio.

(41)

EXERCÍCIOS

COVEST – 2010 - Industrialmente, a síntese da amônia é realizada

através da reação: N

₂

(g) + 3H

₂

(g)  2NH

₃

(g)

Assumindo que esta reação tenha atingido o equilíbrio, podemos

dizer que:

0-0) a adição de mais nitrogênio provocará a formação de mais

amônia.

1-1) a remoção de amônia provocará a formação de mais amônia.

2-2) a adição de um catalisador irá provocar a formação de mais

amônia.

3-3) um aumento de temperatura irá favorecer a reação no sentido

exotérmico.

4-4) uma diminuição do volume reacional irá provocar a formação

de mais amônia.

COVEST – 2010 - Industrialmente, a síntese da amônia é realizada

através da reação: N

₂

(g) + 3H

₂

(g)  2NH

₃

(g)

Assumindo que esta reação tenha atingido o equilíbrio, podemos

dizer que:

0-0) a adição de mais nitrogênio provocará a formação de mais

amônia.

1-1) a remoção de amônia provocará a formação de mais amônia.

2-2) a adição de um catalisador irá provocar a formação de mais

amônia.

3-3) um aumento de temperatura irá favorecer a reação no sentido

exotérmico.

4-4) uma diminuição do volume reacional irá provocar a formação

de mais amônia.

(42)

RESPOSTA

Verdadeira. Segundo o princípio de Le Chatelier, a adição de reagentes (no caso nitrogênio) perturba o equilíbrio no sentido de formação de mais produtos (no caso amônia).

Verdadeira. Segundo o princípio de Le Chatelier, a adição de produtos perturba o equilíbrio no sentido de formação de mais produtos (amônia).

Falsa. Um catalisador não altera a posição de equilíbrio. Ele atua somente na velocidade para se atingir o equilíbrio.

Falsa. Um aumento de temperatura favorece a absorção de calor, e, portanto, favorece a reação no sentido endotérmico.

Verdadeira. A diminuição de volume desloca o equilíbrio para o sentido de menor número de mols de espécies gasosas.

(43)

EXERCÍCIOS

COVEST-2011-Um estado de equilíbrio é uma condição de balanceamento entre dois processos opostos. Um sistema está em equilíbrio químico quando as reações, direta e inversa, estão se processando com iguais velocidades, de tal modo que as concentrações das substâncias reagentes não variam com o tempo. Em 1864, baseados em evidência experimental, Guldberg e Waage sugeriram a existência de uma relação numérica simples entre as concentrações das espécies presentes em um sistema em equilíbrio. Daí surgiu a definição de constante de equilíbrio, K.

A reação endotérmica de formação do monóxido de nitrogênio ocorre segundo a equação N₂(g) + O₂(g)  2 NO(g) ΔH° = - 182 kJ

e define um sistema no estado de equilíbrio químico, para o qual: 0-0) K varia com a temperatura.

1-1) K aumenta quando a temperatura aumenta. 2-2) K aumenta quando a temperatura diminui. 3-3) K aumenta com a adição de NO ao sistema.

4-4) K aumenta com a adição de N₂ ou O₂ ao sistema.

COVEST-2011-Um estado de equilíbrio é uma condição de balanceamento entre dois processos opostos. Um sistema está em equilíbrio químico quando as reações, direta e inversa, estão se processando com iguais velocidades, de tal modo que as concentrações das substâncias reagentes não variam com o tempo. Em 1864, baseados em evidência experimental, Guldberg e Waage sugeriram a existência de uma relação numérica simples entre as concentrações das espécies presentes em um sistema em equilíbrio. Daí surgiu a definição de constante de equilíbrio, K.

A reação endotérmica de formação do monóxido de nitrogênio ocorre segundo a equação N₂(g) + O₂(g)  2 NO(g) ΔH° = - 182 kJ

e define um sistema no estado de equilíbrio químico, para o qual: 0-0) K varia com a temperatura.

1-1) K aumenta quando a temperatura aumenta. 2-2) K aumenta quando a temperatura diminui. 3-3) K aumenta com a adição de NO ao sistema.

(44)

RESPOSTA

VERDADEIRA. O valor de K depende da temperatura.

FALSA. Em um processo exotérmico, o aumento de temperatura favorece o deslocamento da posição de equilíbrio no sentido que absorve energia (formação dos reagentes N2 e O2), e diminui o valor de K.

VERDADEIRA. Em um processo exotérmico, a diminuição de temperatura favorece o deslocamento da posição de equilíbrio no sentido que libera energia (formação do produto NO), e aumenta o valor de K.