Equilíbrio Químico Constante de Equilíbrio Princípio de Le Chatelier

Química Geral e Inorgânica
QGI0001
Enga. de Produção e Sistemas
Profa. Dra. Carla Dalmolin
Equilíbrio Químico
Constante de Equilíbrio
Princípio de Le Chatelier
Energia Livre de Gibbs
¤ Existem três condições importantes:
¤ Se ΔG < 0, então a reação direta é espontânea.
¤ Se ΔG > 0, então a reação direta não é espontânea.
¤ Se ΔG = 0, então a reação está em equilíbrio e não
ocorrerá nenhuma reação liquída.
Estado de Equilíbrio
¤  Formação de amônia a partir de nitrogênio e hidrogênio:
N2(g) + 3H2(g)
2NH3(g)
¤  Inicialmente, a amônia será produzida espontaneamente
¤  Q < 1
[ NH 3 ]2
Q=
<1
3
[ N 2 ][H 2 ]
¤  Quanto mais amônia é formada, o valor de Q varia devido às
variações das quantidades de N2, H2 e NH3 presentes no meio.
¤  Após um determinado tempo, a amônia reage de forma espontânea
para formar N2 e H2 ; e a quantidade de N2, H2 e NH3 não varia mais.
¤  Q torna-se constante:
[ NH 3 ]2
Q=
=K
3
[ N 2 ][H 2 ]
Equilíbrio dinâmico
Estado de Equilíbrio
Vizinhança
Estado de Equilíbrio
¤ Estágio de uma reação química onde não há mais tendência
de mudança na composição da mistura de reação
¤ A reação direta e inversa acontecem ao mesmo tempo, com
velocidades iguais: Equilíbrio Dinâmico
¤ A situação de equilíbrio ocorre numa composição da mistura
reacional bem determinada
¤  Composição da mistura de reação é constante quando o sistema
atinge o equilíbrio:
[ produtos]υ
Q=K =
[reagentes]υ
Ex.:
[ NH 3 ]2
K=
[ N 2 ][H 2 ]3
Equilíbrio e Energia Livre
N2(g) + 3 H2(g) → 2 NH3(g)
∆G° = -32,90 kJ/mol
¤  O valor de ΔG° indica que, na condição padrão, a reação é
espontânea.
¤  A medida que as concentrações de reagentes e produto se alteram,
ΔG também se altera segundo a relação:
ΔG = ΔG° + RT ln Q
¤  Após a formação de alguma amônia, a reação inversa também
começa a ocorrer:
¤  Chega um ponto onde as quantidades de produtos e reagentes são tais
que ∆G = 0
¤  Neste ponto, as duas reações (direta e inversa) ocorrem na mesma
velocidade, e não é observada variação nas concentrações dos
reagentes ou produtos
Equilíbrio dinâmico
ΔG e K
¤ No equilíbrio, Q = Keq e ΔG = 0, logo:
ΔG = ΔG° + RT ln Q
0 = ΔG° + RT ln K
ΔG° = − RT ln K
¤ A partir do descrito acima, podemos concluir:
¤  Se ΔG° < 0, logo Keq > 1
¤  Se ΔG° = 0, logo Keq = 1
¤  Se ΔG° > 0, logo Keq < 1
ΔG e K
½ H2(g) + ½ I2(g) ↔ HI(g)
∆G° = +1,70 kJ/mol a 25 °C
¤ A constante de equilíbrio da reação pode ser obtida por:
0
Δ
G
ΔG 0 = − RT ln K ⇒ ln K = −
RT
1,700kJ / mol
ln K = −
= −0,686
2,479kJ / mol
K = e −0, 686 = 0,50
Constante de Equilíbrio (K)
¤ De modo geral:
aA + bB ↔ cC + dD
[C ]c [ D]d
K=
[ A]a [ B]b
¤ Para a reação:
[ NaCl ]
K=
[ HCl ][ NaOH ]
HCl(aq) + NaOH(aq) ↔ NaCl(aq) + H2O(l)
P/líquidos e sólidos:
[ ]=1
2 SO2(g) + O2(g) ↔ 2 SO3(g)
K=
p(2SO3 )
p(2SO2 ) . p(O2 )
Propriedades de K
aA + bB ⇔ cC + dD
K1
cC + dD ⇔ aA + bB
K2 = K1-1
naA + nbB ⇔ ncC + ndD
K 3 = K1 n
¤  Quando combinamos equações químicas, a constante de equilíbrio da
equação química final é o produto das constantes das semi-reações
(1) 2 P(g) + 3 Cl2(g) ⇔ 2 PCl3(g)
(2) 2 PCl3(g) + 2 Cl2(g) ⇔ 2 PCl5(g)
(3) 2 P(g) + 5 Cl2(g) ⇔ 2 PCl5(g)
K1 =
K2 =
K3 =
p(2PCl3 )
p(2P ) p(3Cl2 )
p(2PCl5 )
p(2PCl3 ) p(2Cl2 )
p(2PCl5 )
2
( P)
p
5
( Cl2 )
p
⇒ K3 = K1K 2
Extensão da Reação
¤ Genericamente, podemos escrever que:
[ produtos]
K∝
[reagentes]
¤ K > 1 : concentração de produtos > concentração de
reagentes
¤  o equilíbrio favorece os produtos
¤ K < 1 : concentração de produtos < concentração de
reagentes
¤  o equilíbrio favorece os reagentes
Extensão da Reação
Ø  valor pequeno de K:
equilíbrio é atingido em altas
concentrações de reagentes e baixas
concentrações de produto
Ø  valor alto de K
A reação atinge o equilíbrio a altas
concentrações de produtos
Princípio de Le Chatelier
Quando um sistema em equilíbrio “dinâmico” é perturbado, o
equilíbrio tende a se ajustar para diminuir o efeito da perturbação
N2(g) + 3H2(g) ⇔ 2 NH3(g)
Mudanças na Composição
Azul ⇔ Amarelo
K=1
Q<K
Favorece formação de produtos
Q>K
Favorece formação de reagentes
Alteração na Pressão
¤  Quando uma reação em fase gasosa (inicialmente em equilíbrio) é
comprimida, o número de moléculas na fase gasosa tende a
diminuir de forma a minimizar o aumento na pressão
Alteração na Pressão
2 NO2(g) ⇔ N2O4(g)
[ N 2O4 ]
K=
2
[ NO2 ]
¤ Se a mistura ocupa um recipiente com volume V:
[ NO2 ] =
nNO2
[ N 2O4 ] =
V
nN 2O4
V
⎛ nN 2O4 ⎞
⎜
⎟
V
nN 2O4
⎝
⎠
K=
=
.V
2
nNO2
⎛ nNO2 ⎞
⎜
⎟
V
⎝
⎠
↑P ↓V
n( N 2O4 )
↓V ↑ 2
n ( NO )
[NO] diminui e [N2O4] aumenta para
diminuir o número de moléculas no
recipiente
Alteração na Temperatura
A+B⇔C+D
¤  Se a reação é exotérmica:
¤  A + B ↔ C + D + q
ΔH < 0
¤  ↑T: O equilíbrio é deslocado no sentido em que consome q (formação
de reagentes)
¤  ↓T: O equilíbrio é deslocado no sentido para formar q (formação de
produtos)
¤  Se a reação é endotérmica:
¤  A + B + q ↔ C + D ΔH > 0
¤  ↑T: O equilíbrio é deslocado no sentido em que consome q (formação
de produtos)
¤  ↓T: O equilíbrio é deslocado no sentido para formar q (formação de
reagentes)