Departamento de Física e Química Química Básica

Rodrigo Vieira Rodrigues

Equilíbrio Químico. Prof. Rodrigo V. Rodrigues

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

Algumas reações parecem gastar todos os reagentes:

No entanto permanecem pequenas quantidades, sendo mais correcto escrever:

)(2)()(2 222 gOHgOgH

)(2)()(2 222 gOHgOgH

Reações e Equilíbrio

Equilíbrio Químico. Prof. Rodrigo V. Rodrigues

Reação lenta, hipotética:

A+B C+D reagentes produtos

O equilíbrio de uma reação hipotética

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t0 : A+B →

t1: A+B → C+D

t2: A+B C+D

A

B

C ou D

t0 t1 t2

Equilíbrio e tempo

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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:

A estequiometria e o equilíbrio

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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.

Kc : constante de equilíbrio

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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

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.

42

2

ON

NO2

P

PPK

Kp : Constante de equilíbrio gasoso

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Equilíbrios podem ser:

– homogêneos (só uma fase)

– heterogêneos (várias fases)

» simplifica-se considerando só uma fase

Fases e equilíbrio

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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.

Equilíbrio heterogéneo

Sistemas fechados

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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

Princípio Le Châtelier

Perturbação do equilíbrio

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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: Sendo assim, a constante de equilíbrio deve ser: Kc = (2)2/0,5 Kc = 8

N2O4 (g) NO2 (g)

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.