equilíbrio químico.

Departamento de Física e Química
Química Básica
Rodrigo Vieira Rodrigues
Equilíbrio Químico
Todas as reações tendem alcançar o equilíbrio químico
Quando as velocidades das reações directa e inversa forem iguais e as
concentrações dos reagentes e dos produtos não variarem com o tempo,
atinge-se o equilíbrio químico.
O equilíbrio químico não é alcançado instantaneamente.
Segundo o Princípio de Le Châtelier, o equilíbrio químico pode ser
perturbado (deslocado).
Equilíbrio Químico. Prof. Rodrigo V. Rodrigues
Reações e Equilíbrio
Algumas reações parecem gastar todos os reagentes:
2 H 2 ( g )  O2 ( g )  2 H 2O( g )
No entanto permanecem pequenas quantidades, sendo mais correcto
escrever:
2H 2 ( g )  O2 ( g )  2H 2O( g )
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O equilíbrio de uma reação hipotética
Reação lenta, hipotética:
A+B  C+D
reagentes produtos
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Equilíbrio e tempo
 t0 : A+B →
 t1: A+B → C+D
 t2: A+B
 C+D
A
B
C ou D
t0
t1
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t2
A estequiometria e o equilíbrio
Consideremos a seguinte reação reversível:
aA + bB
cC + dD
Onde a, b, c e d são os coeficientes estequiométricos das espécies
A, B, C e D. A constante de equilíbrio da reação a uma determinada
temperatura é:
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Kc : constante de equilíbrio
Consideremos o seguinte sistema em equilíbrio.
N2O4 (g)  2 NO2 (g)
A constante de equilíbrio é dada por:
Kc –constante de equilíbrio
Concentrações das espécies reagentes são expressas em mol/l.
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Kp : Constante de equilíbrio gasoso
Nas reações em fase gasosa, as concentrações dos reagentes e
dos produtos também podem ser expressas em termos das
suas pressões parciais
Para seguinte sistema em equilíbrio.
N2O4 (g)  2 NO2 (g)
Podemos escrever
P 2 NO 2
KP 
PN 2O 4
Onde PNO2 e PN2O4 são respectivamente, as pressões parciais (em
atm) de NO2 e N2O4 no equilíbrio.
KP significa que as concentrações de equilíbrio estão expressas
em termos de pressão.
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Fases e equilíbrio
Equilíbrios podem ser:
– homogêneos (só uma fase)
– heterogêneos (várias fases)
» simplifica-se considerando só uma fase
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Equilíbrio heterogéneo
Sistemas fechados
CaCO3 (s) → CaO (s) + CO2 (g)
Kc = [CO2]
KP = PCO2
A pressão de CO2 no equilíbrio é a
mesma
independentemente
das
quantidades da fase sólida (neste
caso, de CaCO3 e CO2 ) à mesma
temperatura.
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Princípio Le Châtelier
Perturbação do equilíbrio
Quando o equilíbrio é perturbado, desloca-se para compensar:
adição de reagentes: resulta na formação de produtos
remoção de produtos: resulta no consumo de reagentes
adição de produtos: resulta na formação de reagentes
remoção de reagentes: resulta no consumo de produtos
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Ex. 1
Em determinadas condições de temperatura e pressão existe 0,5 mol/L de N2O4 ↑
com 2 mols/Lde NO2 ↑, de acordo com a equação a seguir:
N2O4 (g)  NO2 (g)
Sendo assim, a constante de equilíbrio deve ser:
Kc = (2)2/0,5
Kc = 8
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Ex. 2
A reação de íons ferro III com íons tiocianato pode ser representada pela equação:
Fe+3(aq) + SCN-1(aq) ⇌ FeSCN+2(aq)
Nesta reação a concentração dos íons varia segundo o gráfico abaixo sendo a curva I
correspondente ao íon Fe+3(aq).
A partir de que instante podemos afirmar que o sistema entrou em equilíbrio? Explique.
Calcule a constante de equilíbrio para a reação de formação do FeSCN+2(aq).
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Ex. 3
O pentacloreto de fósforo é um reagente muito importante em Química Orgânica.
Ele é preparado em fase gasosa pela reação
PCl3(g) + Cl2(g) ⇌ PCl5(g)
Um frasco de 3 L contém as seguintes quantidades no equilíbrio, a 200 ºC:
0,120 mol de PCl5; 0,600 mol de PCl3; e 0,0120 mol de Cl2.
Calcule o valor da constante de equilíbrio, a essa temperatura.
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Ex. 4
Qual deve ser o valor da constante de equilíbrio para o HCN com concentração
de 0,10 mol/L, sabendo que este ácido encontra-se dissociado a 0,006%.
Ka =Kc (ácidos)
Para sais insolúveis Kc = Ks ou Kps.