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) + H2O(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
CH3COOH + C2H5OH
CH3COOC2H5 + H2O
Essas reações tem rendimento < 100 % !
EQUILÍBRIO QUÍMICO
A reversibilidade de uma reação pode
ser relacionada com o seu rendimento !
Para a reação gasosa
CO + H2O
(com baixo rendimento) :
CO2 + H2
Concentração
(mol/L)
Reação com baixo rendimento
CO = H2O
CO2 = H2
tempo
EQUILÍBRIO QUÍMICO
A mesma reação, com alto rendimento
CO + H2O
CO2 + H2
Concentração
(mol/L)
Reação com alto rendimento
CO2 = H2
CO = H2O
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 (vdireta
ou v1) e uma velocidade inversa
(vinversa ou v2).
EQUILÍBRIO QUÍMICO
Considerando-se uma reação química
genérica:
aA + bB
xX + yY
A velocidade direta 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 !
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 !
vdireta = vinversa
v1 = k1 [A]a[B]b
e
v2 = k2 [X]x[Y]y
Esse momento é chamado de
Equilíbrio Químico.
velocidades e equilíbrio
equilíbrio químico
tempo
16
13
10
7
velocidade direta
velocidade inversa
4
10
8
6
velocidade
4
2
0
1
EQUILÍBRIO QUÍMICO
As variações de velocidade direta e inversa, até
alcançar o equilíbrio, podem ser representadas pelo
diagrama abaixo.
EQUILÍBRIO QUÍMICO
Se as duas velocidades (direta 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:
x
y
X
a
Y
b
A
B
.
C
k  C K
k C .C
1
2
c
CAa = [A]a , ...
CAa , CBb ,... = concentrações molares de A, B,...
Kc = constante de equilíbrio (concentrações)
EQUILÍBRIO QUÍMICO
Algumas reações e as constantes Kc
(em função de concentrações)
Reação
N2 + 3H2
PCl5
Constantes
2NH3
PCl3 + Cl2
SO3 + 1/2 O2
2H2 + S2
SO3
2H2S
Kc = [NH3]2 / [N2].[H2]3
Kc = [PCl3].[Cl2] / [PCl5]
Kc = [SO3] / [SO2].[O2]1/2
Kc = [H2S]2 / [H2]2.[S2]
Generalizando
Kc = [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 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)
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

x
y
a
b
.
PX PY
PA . PB
nRT
P
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 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.
Inicio
Equilíbrio
Reage
PCl5
3,0
0,5
2,5
PCl3
2,5
-
Cl2
2,5
-
A constante de equilíbrio será:
Kc = [PCl3].[Cl2] / [PCl5] = [2,5].[2,5] / [0,5]
Kc = 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 - CaCO3(s)
II - NH4Cl(s)
CaO(s) + CO2(g)
NH3(g) + HCl(g)
Nesses casos, como a concentração dos componentes
sólidos não variam, as constantes não incluem tais
componentes.
I - Kc = [CO2] e Kp = PCO2
II - Kc = [NH3].[HCl] e Kp = PHCl . PNH3
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 Kc ou Kp.
EQUILÍBRIO QUÍMICO
1 - Influência das variações nas concentrações
Exemplo
Na reação 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 (
).
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 (Kc ou Kp).
- para reações exotérmicas: T  Kc 
- para reações endotérmicas: T  Kc 
EQUILÍBRIO QUÍMICO
2 - Influência das variações na 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 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 (ngases  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 (ngases = - 2)
N2(g) + 3 H2(g)
2 NH3(g)
I - um aumento na pressão desloca o equilíbrio
no sentido direto, menor no de mols(
);
II - uma redução de pressão desloca o equilíbrio
no sentido inverso, maior no 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