Química
3 ° ano
Equilíbrio – Parte I
Décio
Helena
Fev/08
Equilíbrio Químico
Parte I
Equilíbrio
Sistema em equilíbrio
Equilíbrio físico
Dinâmico
H2O(g)
H2O(l)
No equilíbrio físico a água líquida evapora
na mesma velocidade que a água vapor
condensa.
1
Equilíbrio Químico
Conceito de reações reversíveis
Experimento I
tempo
(200°C)
início
fim
CO(g) + NO2(g)
situação final
Equilíbrio Químico
Conceito de reações reversíveis
Experimento II
tempo
(200°C)
início
fim
CO2(g) + NO(g)
situação final
Equilíbrio Químico
Conceito de reações reversíveis (200°C)
instável
Experiência I
CO2(g) + NO(g)
CO(g) + NO2(g)
Experiência II
CO(g) + NO2(g)
instável
CO2(g) + NO(g)
2
Equilíbrio Químico
Conceito de reações reversíveis
instável
(200°C)
instável
1
2
1
CO(g) + NO2(g)
instável
2
CO2(g) + NO(g)
instável
Reação reversível é aquela que se processa nos dois sentidos.
É a reação na qual os reagentes se transformam nos produtos, e estes, à
medida que se formam, regeneram os reagentes iniciais.
Equilíbrio Químico
Conceito de reações reversíveis
Outros exemplos:
2 NO2(g)
(castanho)
H2(g) + I2(g)
(violeta)
N2(g) + 3H2(g)
N2O4(g)
(25°C)
2HI(g)
(400°C)
2NH3(g)
2SO2(g) + O2(g)
2SO3(g)
(500°C)
(700°C)
Equilíbrio Químico
Conceito de reações reversíveis
Curiosidade
Como Napoleão Bonaparte ajudou a descobrir as reações reversíveis?
Nós podemos agradecer a Napoleão por trazer o conceito de
reversibilidade de reação para a Química.
Napoleão recrutou o químico francês, J. Berthellot, para acompanhá-lo
como consultor científico na sua expedição ao Egito em 1798.
Uma vez no Egito, Berthellot percebeu depósitos de carbonato de sódio
nas bordas de alguns lagos de água salgada que lá se encontravam.
Ele já conhecia a reação:
Na2CO3 + CaCl2 → CaCO3 + 2 NaCl
E o processo de produção já era conhecido e realizado em laboratório.
Ele imediatamente percebeu que o Na2CO3 devia ter sido formado pelo
processo inverso, ocasionado pela alta concentração de sal na lenta
evaporação da água. Isso levou Berthellot a questionar a opinião daquela
época, de que a reação poderia acontecer numa única direção.
Seu trabalho, Essai de statique chimique (1803), mostrou suas
especulações sobre afinidade química e sobre excesso de produtos que
numa reação poderiam direcioná-la no sentido inverso.
3
Equilíbrio Químico
Conceito de equilíbrio químico
Tempo de reação (min)
CO(g)
+ NO2(g)
CO2(g)
+ NO(g)
0
1,00
1,00
0
0
10
0,50
0,50
0,50
0,50
20
0,32
0,32
0,68
0,68
30
0,24
0,24
0,76
0,76
40
0,20
0,20
0,80
0,80
50
0,20
0,20
0,80
0,80
60
0,20
0,20
0,80
0,80
(600°C)
A reação vai começar
A reação está
caminhando
A reação chegou ao
equilíbrio
Equilíbrio Químico
Conceito de equilíbrio químico
Tempo de reação (min)
CO(g)
+ NO2(g)
CO2(g)
+ NO(g)
(600°C)
40
0,20
0,20
0,80
0,80
41
0,21
0,21
0,79
0, 79
42
43
0,20
0,21
0,20
0,21
0,80
0,79
0,80
0,79
A reação chegou ao
44
0,20
0,20
0,80
0,80
equilíbrio
45
0,21
0,21
0,79
0,79
60
0,20
0,20
0,80
0,80
Equilíbrio Químico
Conceito de equilíbrio químico
Colocando num gráfico, os valores das concentrações dos reagentes da tabela
anterior em função do tempo, teremos:
Concentração (mol/L)
1,0
0,80
0,60
Reagentes da reação
0,40
0,20
0
0
10
20
30
40
50
60
Tempo (min)
4
Equilíbrio Químico
Conceito de equilíbrio químico
Colocando num gráfico, os valores das concentrações dos produtos da tabela
anterior em função do tempo, teremos:
Concentração (mol/L)
0,80
Produtos da reação
0,60
0,40
0,20
0
0
10
20
30
40
50
Tempo (min)
60
Equilíbrio Químico
Conceito de equilíbrio químico
Colocando num mesmo gráfico, os valores das concentrações dos produtos e
reagentes da tabela anterior em função do tempo, teremos:
Concentração (mol/L)
1,0
Produtos da reação
0,80
0,60
Equilíbrio
0,40
0,20
Reagentes da reação
reação caminhando
0
estado inicial 0
10
20
30
estado de equilíbrio
40
50
60
Tempo (min)
Equilíbrio Químico
Conceito de equilíbrio químico
Colocando num mesmo gráfico, os valores das concentrações dos produtos e
reagentes da tabela anterior em função do tempo, teremos:
Concentração (mol/L)
1,00
0,80
Produtos (CO2 e NO)
0,60
Equilíbrio
0,40
0,20
00
estado inicial reação caminhando
Reagentes (CO e NO2)
40 estado de equilíbrio
Tempo (min)
5
Equilíbrio Químico
Conceito de equilíbrio químico
Generalizando:
Equilíbrio Químico
Conceito de equilíbrio químico
Fazendo o cálculo da variação da concentração por intervalo de tempo do reagente:
Concentração (mol/L)
1,0
Reagente da reação (CO e NO2)
∆ [ ] = 1,0 - 0,50 = 0,5mol/L
∆ t = 10 – 0 = 10min
v1 = 0,5/10 = 0,05 mol.L-1.min-1
0,80
0,60
0
0
Tempo (min)
10
Equilíbrio Químico
Conceito de equilíbrio químico
Fazendo o cálculo da variação da concentração por intervalo de tempo do reagente:
Concentração (mol/L)
1,0
Reagente da reação (CO e NO2)
∆ [ ] = 0,50 – 0,32 = 0,18mol/L
∆ t = 20 –10 = 10min
0,80
v2 = 0,18/10 = 0,018 mol.L-1.min-1
0,60
0,40
0
0
10
20
Tempo (min)
6
Equilíbrio Químico
Conceito de equilíbrio químico
O que acontece com as velocidades das reações direta e inversa no equilíbrio?
velocidade
v1
reação direta
v2
reação inversa
V1 = V2
t
Tempo (min)
Equilíbrio Químico
Conceito de equilíbrio químico
Equilíbrio químico é o estado, também chamado de estacionário, no qual as velocidades
das reações direta e inversa se igualam.
Continua, portanto, havendo reação, tanto direta e inversamente e conseqüentemente o
equilíbrio é um equilíbrio dinâmico.
Vale a pena lembrar que o equilíbrio químico só pode ser atingido em sistemas fechados
(onde não há troca de matéria e energia).
Equilíbrio Químico
Conceito de equilíbrio químico
Resumindo:
7
Equilíbrio Químico
Equilíbrios homogêneo e heterogêneo
Equilíbrios homogêneos são os que ocorrem em reações nas quais
todos os reagentes e produtos formam um sistema homogêneo.
Exemplos
Sistemas gasosos:
H2(g) + I2(g)
2HI(g)
Soluções:
CH3COOH(aq) + C2H5OH(aq)
CH3COOC2H5(aq) + H2O(l)
Equilíbrio Químico
Equilíbrios homogêneo e heterogêneo
Equilíbrios heterogêneos são os que ocorrem em reações nas quais
os reagentes e produtos formam um sistema heterogêneo.
Exemplos
Substâncias sólidas e gasosas:
C(s) + O2(g)
CO2(g)
Solução saturada e o precipitado correspondente:
Ba2+(aq) + SO42-(aq)
BaSO4(s)
Equilíbrio Químico
Grau de equilíbrio
É o quociente entre a quantidade de um reagente (em mols) que
realmente reagiu, até o equilíbrio, e a quantidade inicial (em mols) desse
reagente.
α
Quantidade de mols que reagiu
=
0<α <1
α
α
1 (ou 100%)
Quantidade inicial de mols
e
0 < α% < 100
rendimento da reação é grande
Próximo de 0 - rendimento da reação é pequeno
-
8
Equilíbrio Químico
Grau de equilíbrio
Tempo de reação (min)
+ NO2(g)
início
1,00
1,00
0
0
final
0,20
0,20
0,80
0,80
α
=
CO2(g)
+ NO(g)
CO(g)
Quantidade de mols que reagiu
1,60
=
Quantidade inicial de mols
(600°C)
2,00
=
0,80
ou
α% = 80%
0,8
ou
0,80
=
1
Equilíbrio Químico
Constante de equilíbrio
Na reação, em sistema fechado e à 600°C, temos :
CO(g)
+ NO2(g)
velocidade da reação direta:
CO2(g) +
NO(g)
V1 = k1 [CO] [NO2]
velocidade da reação inversa: V2 = k2 [CO2] [NO]
no equilíbrio as velocidades da reação direta e inversa são iguais:
V1 = V2 = k1 [CO] [NO2] = k2 [CO2] [NO]
ou
[CO2] [NO]
k1
=
k2
[CO] [NO2]
Equilíbrio Químico
Constante de equilíbrio
k1
=
k2
k1
=
k2
[CO2] [NO]
[CO] [NO2]
Kc =
[CO2] [NO]
[CO] [NO2]
Kc é chamado de constante de equilíbrio em termos de concentrações em mol/L
9
Equilíbrio Químico
Constante de equilíbrio
O valor numérico da constante de equilíbrio não depende das unidades
utilizadas na expressão.
Utilizando concentração em mol/L, podemos colocar o índice c na
constante de equilíbrio.
Kc, indicando então que estão sendo utilizadas concentrações (mol/L).
Pode haver uma infinidade de estados de equilíbrio diferentes, mas o valor
numérico de Kc permanece constante enquanto a temperatura se
mantiver inalterada.
Genericamente podemos escrever:
aA
+ bB
xX
Kc =
+ yY
(sistema fechado à
temperatura constante)
[X]x [Y]y
[A]a [B]b
Equilíbrio Químico
Constante de equilíbrio
Expressão da lei da ação das massas (Q)
Tempo de reação (min)
CO(g)
+ NO2(g)
CO2(g)
+ NO(g)
(600°C)
[CO2] [NO]
[CO] [NO2]
Q=
0
1,00
1,00
0
0
10
0,50
0,50
0,50
0,50
20
0,32
0,32
0,68
0,68
4,52
30
0,24
0,24
0,76
0,76
10,03
40
0,20
0,20
0,80
0,80
16,00
50
0,20
0,20
0,80
0,80
16,00
60
0,20
0,20
0,80
0,80
16,00
0
1,00
Q<K
Equilíbrio Químico
Constante de equilíbrio
CO(g)
+ NO2(g)
CO2(g)
+ NO(g)
1,00
1,00
0
0
0,20
0,20
0,80
0,80
2,00
1,00
0
0
1,053
0,053
0,947
1º experimento
concentrações iniciais
(mol/L)
concentrações no
equilíbrio(mol/L)
Q=
2º experimento
concentrações iniciais
(mol/L)
concentrações no
equilíbrio (mol/L)
(600°C)
Q=
Q=
0,947 Q=
[CO2] [NO]
[CO] [NO2]
0,80 . 0,80
= 16
0,20 . 0,20
[CO2] [NO]
[CO] [NO2]
0,947 . 0,947
= 16
1,053 . 0,053
10
Equilíbrio Químico
Constante de equilíbrio
O valor de K é igual em todos os casos.
Independentemente da maneira pela qual o equilíbrio foi
estabelecido, o valor de K é uma constante do equilíbrio a 600°C.
Essa constante é conhecida como constante de equilíbrio, K, para
uma reação àquela temperatura.
No equilíbrio: Q = K
Essa igualdade descreve a condição que é obedecida por um sistema em
equilíbrio, por isso ela é a condição de equilíbrio.
Equilíbrio Químico
Constante de equilíbrio
Se Q > K, indica que a proporção dos produtos em relação aos reagentes é muito
grande, favorecendo assim a reação inversa.
Se Q < K, indica que a proporção dos produtos em relação aos reagentes é muito
pequena, favorecendo assim a reação direta.
Q > Kc
Q = Kc
A quantidade de produtos é As quantidades obedecem à
maior que a desejada para
Q < Kc
A quantidade de reagentes
Lei da Ação das Massas
é maior que a desejada
O sistema ainda não
O sistema está em
Ainda não há equilíbrio
atingiu o equilíbrio
equilíbrio
o equilíbrio
para o equilíbrio
A reação inversa tem maior As reações direta e inversa
velocidade
possuem a mesma
A reação direta tem maior
velocidade
velocidade
Equilíbrio Químico
Constante de equilíbrio para reações reversíveis
Para o equilíbrio:
A(g)
+ B(g)
K
X(g)
=
+ Y(g)
[X] [Y]
[A] [B]
Então deve ser verdadeiro que:
K’ =
[A] [B]
[X] [Y]
E ainda:
K’ =
1
K
11
Equilíbrio Químico
Constante de equilíbrio
Observações importantes:
♦ A variação de α é limitada: 0 < α < 1
♦ A variação de Kc não tem limitações
♦ O valor de Kc depende de como é escrita a equação
química
♦ Kc recebe nomes particulares, dependendo da
reação considerada
Equilíbrio Químico
Constante de equilíbrio em termos de pressões parciais
♦Para gases, muitas vezes a constante de equilíbrio é escrita
em função de pressões parciais, normalmente em atmosferas.
♦ Utilizando pressões parciais, podemos colocar o índice p na
constante de equilíbrio.
♦Kp, indicando então que estão sendo utilizadas pressões
parciais (atm).
Equilíbrio Químico
Constante de equilíbrio em termos de pressões parciais
Genericamente podemos escrever:
a A(g)
+ b B(g)
x X(g)
+ y Y(g)
(sistema fechado à temperatura constante)
K
p
=
pXx.pYy
pAa. pBb
Onde px, py, pA, pB
Pressão Parcial de
um Gás
Pressão Parcial de um Gás
Contribuição de um gás em relação a pressão
total.
pA = xA . pT
Contribuição
Relação entre o n0 de mols do gás e o n0 de
mols total.
Fração Molar (x)
12
Equilíbrio Químico
Constante de equilíbrio em termos de pressões parciais
♦ Muitos carbonatos de metais, como o calcário, se
decompõe pelo calor e formam o óxido metálico e o CO2
gasoso.
CaCO3(s)
CaO(s) + CO2(g)
♦ O equilíbrio desta reação pode ser expresso ou em
termos de concentração (mol/L) do CO2: Kc = [CO2] ou em
termos de pressão do CO2:
Kp = pCO2
Equilíbrio Químico
Constante de equilíbrio em termos de pressões parciais
Lei dos gases ideais
n
p =  .R.T =
v
♦
Concentração em mol/L. R.T
Para esta reação, portanto, podemos escrever:
Kp = [CO2] RT e como Kc = [CO2]
Kp = Kc . (R.T)
♦ Os valores de Kc e Kp não são iguais; o Kp da decomposição do
CaCO3(s) é igual ao produto entre Kc e o fator RT.
Equilíbrio Químico
Constante de equilíbrio em termos de pressões parciais
A reação de formação da amônia:
Tem a constante de
equilíbrio em termos
das pressões
parciais igual a:
N2(g) + 3 H2(g)
Kp =
2
p NH
3
p N 2 . p H3 2
2 NH3(g)
= 5,8.10 5 atm − 2 25o C
A constante de equilíbrio Kc em termos das concentrações
tem o mesmo valor que Kp ou valor diferente? Podemos
chegar à resposta pela substituição de cada pressão parcial
em Kp, pela expressão equivalente [mol/L] (RT), o que dá.
13
Equilíbrio Químico
Constante de equilíbrio em termos de pressões parciais
Kp =
{[ NH 3 ].( R.T )}2
[ NH 3 ]2
Kc
=
=
{[ N 2 ].( R.T )}.{[ H 2 ].( R.T )}3 [ N 2 ].[ H 2 ].( R.T ) 2 ( RT ) 2
K p = 5,8.10 5 =
Kc
(0,082.298) 2
Kc = 3,5.108 mol-2.L2
Equilíbrio Químico
Constante de equilíbrio em termos de pressões parciais
Kc ≠ Kp
∆n =
Kp = Kc .(RT)∆n
no total de mols dos
produtos gasosos
CaCO3(s)
no total de mols dos
reagentes gasosos
CaO(s) + CO2(g)
∆n = 1
0=1
1mol
N2(g) + 3 H2(g)
2 NH3(g)
4 mols
2 mols
∆n = 2
4=
2
Equilíbrio Químico
Constante de equilíbrio em termos de pressões parciais
Kc = Kp
∆n = zero
no total de mols dos
produtos gasosos
2HI(g)
2 mols
H2(g) +
=
no total de mols dos
reagentes gasosos
I2(g)
2 mols
∆n = 2
2= 0
14
Equilíbrio
Referências
•Metz, Clyde R. Metz, Físico-Química, Coleção Schaum, McGraw-Hill do Brasil
•Moore, Walter J., Físico-Química, EDUSP
•Russel, John B., Química geral, McGraw-Hill
•Ensino do Equilíbrio Químico
http://nautilus.fis.uc.pt/wwwqui/equilibrio/port/eqq_hipertextos.html
•Equilíbrio Dinâmico http://www.unb.br/iq/lqc/Joao/eqsol/equilibrio_dinamico.html
•História do equilíbrio químico http://www.spq.pt/boletim/82/bl82_actividades01.htm
•Equilíbrio Químico http://massa.iq.usp.br/disciplinas/qfl-605/resumo/Equi-Term/Equi-Term.html
•Equilíbrio Químico http://educar.sc.usp.br/quimapoio/equil.html
•Livro online sobre Equilíbrio Químico http://ull.chemistry.uakron.edu/genchem/14/
•Chemical Equilibrium http://dbhs.wvusd.k12.ca.us/Equilibrium/Equilibrium.html
•Thinquest
http://www.thinkquest.org/library/lib/site_sum_outside.html?tname=10429&url=10429/text/equil/e
quil.htm
•http://www.scientia.org/cadonline/Chemistry/rateprocess/lechatelierm.ASP
15