Universidade Federal de Itajubá
Capítulo 15
Equilíbrio Químico
Felipe Persona
Santiago Santos Manganoti
Prof. Dr. Élcio Rogério Barrak
ECO
Nº 14444
Nº 14469
Setembro 2007
Tópicos Abordados
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Introdução
Conceito de Equilíbrio
A Constante de Equilíbrio
Equilíbrios Heterogêneos
Cálculo das Constantes de Equilíbrio
Aplicações das Constantes de Equilíbrio
Princípio de Le Châtelier
Introdução
• Um equilíbrio químico é a situação em que
a proporção entre as quantidades de
reagentes e produtos em uma reação química
se mantém constante ao longo do tempo.
• No equilíbrio químico as reações opostas
acontecem a velocidades iguais.
Exemplo gráfico:
Conceito de Equilíbrio
Reação direta:
A  B Velocidade= K d [ A]
Reação inversa: B  A Velocidade= K i [ B]
A pressão influencia a velocidade proporcionalmente
PV = nRT
n = ( n / V ) = ( P / RT )
[ A ] = ( P A / RT )
[ B ] = ( P B / RT )
As velocidades para as reações direta e inversa:
Reação direta:
Reação inversa:
PA
RT
PB
Velocidade= K i
RT
Velocidade= K d
Conceito de Equilíbrio
Equilíbrio acontece quando:
Kd
PA
PB
= Ki
RT
RT
Rearranjando a Equação e cancelando os termos RT
Kd
( P B / RT ) PB
=
=
= umaconstante
( PA / RT ) PA
Ki
O equilíbrio é dinâmico, A e B não param de reagir.
O Processo de Haber
Haber desenvolveu um importante processo para sintetizar amônia a
partir de nitrogênio e hidrogênio.
N 2 ( g)  3H 2 ( g)  2 NH3 ( g)
Essa reação é a base do processo de Haber para sintetizar amônia,
muito utilizada na agricultura para a fertilização do solo.
A Constante de Equilíbrio
aA  bB  cC  dD
A condição de equilíbrio para reagentes e produtos na fase gasosa:
( PC )c ( PD )d
K eq =
a
b
( PA ) ( PB )
A condição de equilíbrio para reagentes e produtos em solução:
(C )c ( D)d
K eq =
( A)a ( B)b
A expressão da constante de equilíbrio depende apenas da
estequiometria da reação, não de seu mecanismo.
O valor da constante de equilíbrio varia apenas com a temperatura.
Ordem de Grandeza das Constantes
K eq >> 1 : equilíbrio encontra-se
- à direita; predominam os produtos.
K eq << 1 : equilíbrio encontra-se
- à esquerda; predominam os reagentes.
O Sentido da Equação Química
O sentido no qual escrevemos a equação química para um equilíbrio
é arbitrário:
N 2O4 ( g )  2 NO2 ( g )
A Constante de Equilíbrio
A constante de equilíbrio da reação inversa é o
inverso da constante de equilíbrio da reação direta.
•
• Multiplicar a constante de uma reação é
equivalente a elevar a constante de equilíbrio
normal a esse número.
• A constante de equilíbrio de uma reação em
etapas é a multiplicação das constantes das etapas
individuais.
Equilíbrios heterogêneos
• As pressões parciais dos gases são
substituídas na expressão da constante de
equilíbrio.
• As concentrações molares das espécies
dissolvidas são substituídas na expressão da
constante de equilíbrio.
• Os sólidos puros, os líquidos puros e os
solventes não são incluídos na expressão da
constante de equilíbrio.
Equilíbrios heterogêneos
Exemplo:
CaCO3 ( s )  CaO ( s )  CO2 ( g )
A expressão da constante de equilíbrio fica:
K eq = PCO2
Cálculo das Constantes de Equilíbrio
Uma mistura de hidrogênio e nitrogênio em um recipiente de reação
atinge o equilíbrio a 472ºC. A mistura de gases em equilíbrio foi
analisada e descobriu-se que ela contém 7,38 atm de hidrogênio,
2,46 atm de nitrogênio e 0,166 atm de amônia. A partir desses dados
calcule a constante de equilíbrio para:
N 2 ( g )  3 H2 ( g )  2 NH 3 ( g )
2
(0,166 ) 2
5
K eq =
=
=
2
,
79
*
10
PN 2 ( PH 2 ) 3 ( 2,46 )( 7,38 ) 3
( PNH 3 )
Dissolve-se uma quantidade de amônia suficiente em 5,00 litros de
água a 25ºC para produzir uma solução de 0,0124mol/L de amônia.
A solução é mantida até que atinja o equilíbrio. A análise da mistura
em equilíbrio mostra que a concentração de amônia é 0,0119 mol/L.
Calcule Keq a 25ºC para a reação.
NH3 (aq)  H 2 O(l )  NH4 (aq)  OH  (aq)
K eq
[ NH 4 ][OH  ] (4,64 * 104 ) 2
=
=
= 1,81 * 10 5
[ NH 3 ]
(0,0119)
Aplicações das Constantes de
Equilíbrio
Determinando o Sentido de Reação
O resultado da divisão de pressões ou concentrações iniciais e
parciais é conhecido como Quociente da Reação (Q).
Suponha que coloquemos uma mistura de 2,0 mol de hidrogênio,
1,00 mol de nitrogênio e 2,00 mol de amônia em um recipiente de
1,00 L a 472ºC. Nitrogênio e hidrogênio reagirão para formar mais
amônia? Nessa instância devemos primeiro calcular a pressão
parcial de cada espécie, usando a equação de gás ideal.
PH 2 =
PN 2 =
nH 2 RT
V
nN 2 RT
PNH 3 =
V
=
( 2,00 mols)(0,0821L) atm/molK (745K)
= 122atm
1,00 L
=
(1,00 mols)(0,0821L) atm/molK (745K)
= 61,2 atm
1,00 L
nNH 3 RT
V
=
(2,00 mols)(0,0821L) atm/molK (745K)
= 122atm
1,00 L
( PNH 3 ) 2
(122) 2
4
Q=
=
=
1
,
34
*
10
PN 2 ( PH 2 ) 3 (61,2)(122)³
O Quociente da Reação (Q) indica o sentido do equilíbrio.
No exemplo anterior:
Q = 1,34.10
4
e
Keq = 2,79.105
(472ºC)
Q precisará diminuir para que o sistema atinja o equilíbrio. Essa
variação pode acontecer apenas se a pressão parcial do produto
diminuir e as pressões dos reagentes aumentarem. Assim, a reação
prossegue da direita para a esquerda (produção do reagente).
N 2 ( g)  3H 2 ( g)  2 NH 3 ( g)
•Q > Keq  Sentido Reagente;
•Q = Keq  Equilíbrio;
•Q < Keq  Sentido Produto;
Cálculo das Concentrações no Equilíbrio
Para o proce ssode Habe r,N 2 ( g )  3 H 2 ( g )  2 NH 3 ( g ) , K eq = 1,45* 105 a 500ºC .
Em um am isturae m e qu ilí briodos 3 gase s a 500ºC ,a pre ssãoparcialde H 2 é 0,928atm
e a pre ssãoparcialde N 2 é 0,432atm .
Q ualé a pre ssãoparcialde NH 3 ne ssam isturano e qu ilí brio
?
N 2 ( g )  3 H 2 ( g )  2 NH 3 ( g )
0,432
K eq =
( PNH 3 ) 2
PN 2 ( PH 2 ) 3
0,928
=
x
x²
= 1,45 * 10 5
(0,432)(0,938)³
x ² = (1,45 * 105 )(0,432)(0,938)³ = 5,01 * 106
x ² = 5,01 * 10 6 = 2,24 * 10 3 atm = PNH 3
Princípio de Le Châtelier
• O equilíbrio químico pode ser perturbado: adição
ou remoção de um reagente ou produto, variação
de pressão e variação de temperatura.
• Ao exercer uma ação sobre um sistema em
equilíbrio, o mesmo reagirá de modo a minimizar o
efeito da ação.
Variação da concentração
• Quando aumentamos a concentração de uma
substância num sistema em equilíbrio,
deslocamos o equilíbrio no sentido de consumir
essa substância.
• Quando diminuímos a concentração de uma
substância num sistema em equilíbrio,
deslocamos o equilíbrio no sentido de produzir
essa substância.
Variação de pressão e volume
• Um aumento da pressão no sistema desloca o
equilíbrio no sentido da reação que ocorre com
contração de volume.
• Uma diminuição da pressão no sistema desloca o
equilíbrio no sentido da reação que ocorre com
expansão de volume.
Variação de temperatura
• Aumentando a temperatura, o equilíbrio se
desloca para o lado endotérmico da reação.
• Diminuindo a temperatura o equilíbrio se desloca
para o lado exotérmico da reação.
Efeito do Catalisador
• Um catalisador aumenta a velocidade na qual o
equilíbrio é atingido, mas não a composição da
mistura no equilíbrio. O valor da constante de
equilíbrio para uma reação não é afetado pela
presença de um catalisador.
Referências Bibliográficas
• QUÍMICA: A CIÊNCIA CENTRAL
9ª edição (Brown, LeMay, Bursten), Editora
Pearson.
- http://pt.wikipedia.org/wiki/Equilíbrio_químico