15 Equilíbrio Químico
Nomes: Jucimar
14238
Thiago
14248
Professor: Élcio Barrak
15.1 Conceito de equilíbrio químico
Haverá equilíbrio químico somente
quando as velocidades das reações
opostas forem iguais numa reação
reversível.
A + B  C + D reação direta
C + D  A + B reação inversa
A + B  C + D reação reversível
Exemplos:
• Equilíbrio entre a água líquida e gasosa.
H2O( l )  H2O( g )
• O processo Haber para obtenção da amônia.
N2( g )  3 H2( g )  2 NH3( g )
Características:
• Igualdade das velocidades
• Equilíbrio dinâmico
• Características macroscópicas e
microscópicas
• Sistema fechado
15.2 Equilíbrios heterogêneos
Quando as substâncias de uma reação
possuem fases diferentes caracterizamos o
equilíbrio como heterogêneo.
Exemplo:
PbCl2( s )  Pb
2
( aq )
 2 Cl

( aq )
CaCO3( s )  CaCO( g )  CO2( s )
15.3 A constante de equilíbrio
Em 1864, Cato Maximilian Guldberg
(1836-1902) e Peter Waage (18331900) postularam a lei da ação das
massas, que expressa a relação entre as
concentrações dos reagentes e produtos
presentes no equilíbrio em qualquer
reação.
Suponha que tenhamos a seguinte equação geral de equilíbrio:
aA  bB  cC  dD
De acordo com a lei de ação das massas, a condição de
equilíbrio é expressa pela seguinte equação, quando todos os
reagentes e produtos estiverem na fase gasosa:
c
d
a
b
( PC ) ( PD )
K 
( PA ) ( PB )
eq
Quando os reagentes e os produtos estão em solução, a
condição de equilíbrio é expressa pelo mesmo tipo de equação,
mas com concentrações em quantidade de matéria por litro:
c
d
a
b
[
C
]
[
D
]
K 
[ A] [ B ]
eq
Exemplo:
Para o processo Haber, a expressão de
equilíbrio é:
N2  3H2  2NH3
2
K
eq

( PNH )
3
3
PN ( PH )
2
2
• A expressão da constante de equilíbrio
depende apenas da estequiometria da
reação, e não de seu mecanismo.
• O valor da constante de equilíbrio a certa
temperatura não depende das quantidades
iniciais de reagentes e produtos. Também
não importa se outras substâncias estão
presentes, desde que elas não reajam com
reagentes ou produtos.
• O valor da constante de equilíbrio varia
apenas com a temperatura.
Lei da ação das massas
2
NO
2
4( g )
( PNO )
K 
PN O
 2NO2 ( g )
2
eq
2
Pressões parciais iniciais e no equilíbrio (P) de
Experimento
NO
Pressão parcial Pressão parcial
inicial de N 2 O4 inicial de NO2
(atm)
(atm)
2
4
e
NO
2
4
a 100ºC
Pressão parcial
de N 2 O4 no equil.
(atm)
Pressão parcial
de NO2 no equil.
(atm)
K
eq
1
0,0
0,612
0,0429
0,526
6,45
2
0,0
0,919
0,0857
0,744
6,46
3
0,0
1,22
0,138
0,944
6,46
4
0,612
0,0
0,138
0,944
6,46
Ordem de grandeza das constantes de
equilíbrio
Em geral,
Reagentes 
K
eq  1: equilíbrio encontra-se à direita; predominam os produtos.
Reagentes
K
Produtos

Produtos
eq  1: equilíbrio encontra-se à esquerda; predominam os reagentes.
O sentido da equação química e
K
eq
• Uma vez que um equilíbrio pode ser
abordado a partir de qualquer sentido, o
sentido no qual escrevemos a equação
química para um equilíbrio é arbitrário.
Por exemplo, podemos representar o equilíbrio N 2 O4  NO2
como:
NO
2
4( g )
 2NO2 ( g )
Para essa equação, podemos escrever:
2
( PNO )
K 
PN O
2
eq
2
 6 ,46
(a 100ºC)
4
Poderíamos igualmente considerar esse mesmo equilíbrio
em termos da reação inversa:
2NO
2( g )
 N 2 O4 ( g )
A expressão de equilíbrio seria dada por:
PN O
K 
( PNO )
2
4
2
eq
2
 0 ,155
(a 100ºC)
Outras maneiras de manipular as equações
químicas e os valores de
K
eq
1) Exatamente como os valores de
K
eq
das reações direta e inversa são recíprocos
um ao outro, as constantes de equilíbrio
das reações apresentadas de outras
maneiras também estão relacionadas.
Por exemplo, se fôssemos multiplicar o
equilíbrio N 2 O4  NO2 original por 2,
teríamos:
2N O
2
4( g )
 4NO2 ( g )
A expressão da constante de equilíbrio para
essa equação é:
4
( PNO )
K 
( PN O )
2
eq
2
2
4
2) Algumas vezes, como em problemas
nos quais utilizamos a lei de Hess,
devemos usar as equações montadas
em duas ou mais etapas. Obtemos a
equação líquida somando as equações
individuais e cancelando os termos
idênticos.
Considere as duas reações seguintes, e suas
constantes de equilíbrio a 100ºC:
Keq  0,42
• 2NOBr( g )  2NO( g )  Br2( g )
Keq  7,2
• Br2( g )  Cl2( g )  2BrCl( g )
A soma dessas duas equações é:
2NOBr( g )  Cl2( g )  2NO( g )  2BrCl( g )
e a expressão da constante de equilíbrio
para a equação líquida é:
2
K eq
2
( PNO ) ( PBrCl )

2
( PNOBr ) PCl
2
Como a expressão da constante de
equilíbrio da equação líquida é o
produto das duas expressões, sua
constante de equilíbrio é o produto das
duas constantes de equilíbrio
individuais:
0,42 x 7,2 = 3,0
Para resumir:
• A constante de equilíbrio de uma reação no sentido
inverso é o inverso da constante de equilíbrio da
reação no sentido direto.
• A constante de equilíbrio de uma reação multiplicada
por um número é a constante de equilíbrio elevada à
potência igual àquele número.
• A constante de equilíbrio para uma reação líquida
montada em duas etapas é o produto das constantes
de equilíbrio para as etapas individuais.
Unidades das constantes de equilíbrio
Os valores que substituímos na expressão de
equilíbrio são na realidade razões entre pressão e
pressão de referência, Pref , ou entre a
concentração mol por litro e uma concentração de
referência, [ ] .
ref
Dividindo cada pressão parcial pela pressão de
referência (1 atm), ou cada concentração molar
por uma concentração de referência (1 mol/L),
obtemos uma constante de equilíbrio que é
adimensional.
15.4 Cálculo das constantes de equilíbrio
•
•
•
•
O método é semelhante ao descrito na lei da ação das
massas.
Tabelamos as concentrações iniciais e no equilíbrio de
todas as espécies químicas na expressão da constante de
equilíbrio.
Calculamos a variação de concentração para as espécies
cuja concentração inicial e no equilíbrio são conhecidas.
Usando os coeficientes da equação química balanceada,
calculamos as variações de concentração para todas as
outras espécies no equilíbrio.
Calculamos as concentrações no equilíbrio, usando as
concentrações iniciais e as variações ocorridas.
15.5 Aplicações das constantes de
equilíbrio
Vimos que a ordem de grandeza de Kref indica
a extensão na qual uma reação prosseguirá.
A constante de equilíbrio também permite-nos:
• Determinar o sentido no qual uma mistura de
reação prosseguirá para atingir o equilíbrio;
• Calcular as concentrações de reagentes e produtos
quando o equilíbrio foi atingido
Determinando o sentido da reação
Quando substituímos as pressões parciais ou concentrações
dos produtos e reagentes na expressão da constante de
equilíbrio, o resultado é conhecido como quociente da
reação representado pela letra Q. O quociente da reação
será igual à constante de equilíbrio, K eq , apenas se o
sistema estiver em equilíbrio:
Quando Q > K eq , as substâncias do lado direito da equação
química reagirão para formar as substâncias da esquerda.
Se Q < K eq , a reação atingirá o equilíbrio formando mais
produtos; ela caminha da esquerda para a direita.
K eq> Q
K eq = Q
K eq< Q
Cálculo das concentrações no equilíbrio
Exemplo:
N
2( g )
PN 2  0,432atm
PH 2  0,928atm
PNH 3  ?
5
K eq  1,4510
T  500º C
 3H2 ( g )
 2NH
3( g )
15.6 Princípio de Le Châtelier
Um sistema em equilíbrio é perturbado pela
variação de temperatura, pressão ou
concentração de um dos componentes; o
sistema desloca sua posição de equilíbrio de
tal forma a neutralizar o efeito do distúrbio.
Denominado por princípio de deslocamento
de equilíbrio.
O princípio do deslocamento de equilíbrio
se baseia na variação de:
•
Concentração
•
Pressão e volume
•
Temperatura
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.
N2( g )  3H2( g )  2NH3( g )
Variação de pressão e volume
Um aumento da pressão no sistema desloca
o equilíbrio no sentido da reação que ocorre
com contração de volume.
Um diminuição da pressão no sistema
desloca o equilíbrio no sentido da reação
que ocorre com expansão de volume.
NO
2
4( g )
 2NO2 ( g )
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.
N2( g )  3H2( g )  2NH3( g )
H  0
Efeito dos catalisadores
Com catalisador, a energia de ativação da
reação diminui aumentando a sua
velocidade, fazendo com que o equilíbrio
seja atingido rapidamente.
Obs.: O catalisador nunca desloca o
equilíbrio.
Referência Bibliográfica
• QUÍMICA: A CIÊNCIA CENTRAL
9ª Edição (Brown, LeMay, Bursten), Editora
Pearson.