Equilíbrio Químico
•São poucas as reacções que se dão num único sentido, a maioria é reversível
em maior ou menor extensão
Ex: N2O4 (g) D 2NO2 (g)
•O equilíbrio químico é atingido quando as velocidades das reacções directa e
inversa são iguais e as concentrações dos reagentes e dos produtos não variam
com o tempo.
•Figura 1: Variação das concentrações de NO2 e N2O4 ao longo do tempo em três situações diferentes:
(a) no inicio só está presente NO2; (b) no inicio só está presente N2O4; (c) no inicio só está presente
uma mistura de NO2 e N2O4.
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Formas de exprimir as constantes de equilíbrio
•Equilíbrio é caracterizado por uma constante (Ke) que no caso da reacção acima é dada
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
NO2 
Ke 
N 2O4 
•Equilíbrio homogéneo: quando todas as espécies envolvidas se encontram na mesma fase
aA (g) D bB (g)
Ke 
Bb
Aa
Em fase gasosa as concentrações podem ser expressas em atm. A Ke está relacionado com o Kp
através da equação
Kp  Ke( RT ) Dn
R = Constante dos gases perfeitos (0,0821 Latm/(K.mol)
T = Temperatura (K)
Dn = b-a = moles de produtos no estado gasoso – moles de reagentes no estado gasoso.
•Equilíbrio heterogéneo: é uma reacção reversível envolvendo reagentes e produtos em fases
diferentes.
CaCO3 (s) D CaO (s) +CO2 (g)
Ke  CO2   PCO2
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•Equilíbrio múltiplo
C D 
 AB 
E F 

C D 
E F 

 AB 
Ke1 
A+BDC+D
C+DDE+F
A+BDE+F
Ke2
KeT
 Ke1 Ke2
Factores que afectam o equilíbrio químico
1. Concentração
2. Pressão: só afecta as concentrações dos gases.
3. Volume: afecta os gases uma vez que tanto líquidos como sólidos o
volume é constante.
4. Temperatura: um aumento da temperatura favorece reacções
endotérmicas e uma diminuição de temperatura favorece reacções
exotérmicas.
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Em caso de perturbação do sistema o
que é que acontece?
Principio de Le Chatelier: se um sistema em
equilibrio fôr perturbado externamente, o
sistema ajusta-se de forma a minimizar a
acção dessa perturbação.
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Variação da concentração no
equilíbrio químico
Ex: A 350ºC a constante de equilíbrio Ke para a reacção N2(g)+3H2(g)
DNH3(g)
é
de
2,37x10-3.
Numa
dada
experiência,
as
concentrações de equilíbrio são para N2 = 0,683 M; H2 = 8,80 M e
NH3 =1,05 M. Suponhamos que se adicionar à mistura algum NH3
de forma a que a concentração aumente para 3,65M.
(a) Use o principio de Le Chatelier para prever o sentido em que a
reacção se desloca até atingir um novo equilíbrio.
(b) Confirme a previsão calculando o quociente reaccional Qc e
compare o seu valor com Ke.
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Variação da pressão no
equilíbrio químico
•
Variações na pressão não afectam as concentrações das espécies reagentes nas fases
condensadas (por exemplo, numa solução aquosa) porque os líquidos e os sólidos são
virtualmente incompressíveis.
•
Por outro lado, as concentrações dos gases são geralmente afectadas por variações de pressão.
•
Exemplo: considere os seguintes sistemas em equilíbrio
•
–
(a) 2PbS(s)+3O2(g) D2PbO(s)+2SO2(g)
–
(b)PCl5(g) DPCl3(g)+Cl2(g)
–
(c)H2(g)+CO2(g) DH2O(g)+CO(g)
Preveja o sentido da reacção global, em cada um dos casos, em resultado de um aumento de
pressão (diminuição de volume) no sistema a temperatura constante.
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Variação da pressão no equilíbrio químico
• Uma variação na temperatura pode alterar a
constante de equilíbrio. Os outros factores não
provocam essa alteração.
• Um aumento de temperatura favorece reacções
endotérmicas e uma diminuição de temperatura
favorece reacções exotérmicas.
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Exercício: Considere o seguinte sistema em equilíbrio:
N2F4 (g) D 2NF2 (g)
DHº = 38,5 KJ
Preveja as alterações no equilíbrio se
(a)
A mistura reaccional for aquecida a volume constante;
(b)
O gás NF2 for removido da mistura reaccional a temperatura e volume
constantes;
(c)
A pressão da mistura reaccional diminuir a temperatura constante;
(d)
Um gás inerte, como o hélio, for adicionado à mistura reaccional a
volume e temperatura constante.
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