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EQUILÍBRIO QUÍMICO
Professora : Adrianne Mendonça
TÓPICOS
Conceito
Classificação
Grau do equilíbrio
Constante do equilíbrio em termos das concentrações molares (Kc)
Constante do equilíbrio em termos das pressões parciais (Kp)
Relação entre Kc e Kp
Deslocamento do equilíbrio
Equilíbrio Iônico
Lei da diluição de Ostwald
1- CONCEITO
 Ocorre quando, em uma reação reversível,
a velocidade da reação direta é igual à
velocidade da reação inversa. Uma vez
atingido o estado de equilíbrio, as
concentrações de reagentes e produtos
permanecem constantes. Consideremos a
equação genérica:
ONDE:
 - v1 é a velocidade da reação direta e v2 a velocidade da reação
inversa.
 No início v1 é o máximo porque as concentrações de A e B
apresentam valores máximos, enquanto que v2 é igual a zero,
porque C e D ainda não foram formados. À medida que a reação
ocorre, A e B diminuem, e C e D aumentam, portanto v1 diminui e v2
aumenta, até que as duas velocidades se igualem. No instante em
que v1 = v2, podemos dizer que o sistema atinge o estado de
equilíbrio.
 Atingido o estado de equilíbrio, a reação química continua a ocorrer
(nível microscópico) nos dois sentidos, com a mesma velocidade e,
portanto, as concentrações de reagentes e produtos ficam
constantes. Por isso, podemos dizer que o equilíbrio é um equilíbrio
dinâmico.
 Ao considerarmos o sistema como um todo (nível macroscópico),
aparentemente a reação “parou” de acontecer, porque as
concentrações de reagentes e produtos permanecem inalterados
indefinidamente.
PARA QUE O ESTADO DE EQUILÍBRIO POSSA SER
ATINGIDO, É NECESSÁRIO QUE:
 – o sistema encontre-se num recipiente fechado;
 – a temperatura fique constante.
 Graficamente, podemos representar:
2 - CLASSIFICAÇÃO
 Os equilíbrios químicos podem ser classificados
em homogêneos e heterogêneos.
 2.1. Equilíbrio Homogêneo
 É aquele em que todos os participantes se
encontram numa única fase. Portanto,
classificamos o sistema como sendo
homogêneo.H2(g) + I2(g) 2HI(g)
 HCN(aq) H+(aq) + CN-(aq)
2 – CLASSIFICAÇÃO
 2.2. Equilíbrio Heterogêneo
 É aquele em que os participantes se encontram em
mais de uma fase. Portanto, classificamos o
sistema como sendo heterogêneo.
 C(s) + O2(g) CO2(g)
3- GRAU DE EQUILÍBRIO (Α)
 Indica a porcentagem em mols de uma
determinada espécie que reagiu para estabelecer o
equilíbrio. Podemos representar:
EXEMPLO
 Consideramos a reação x → y + z, em que, no
início, encontramos 2,00 mols de x e no equilíbrio
são encontrados 0,80 mols de x sem reagir.
Concluímos, então, que reagiu 2,00 – 0,80 = 1,20
mols de x. O grau de equilíbrio fica:
DEDUZINDO ...
 podemos dizer que quanto maior o valor de α no
equilíbrio, encontramos menor sobra de reagentes
em maior quantidade de produtos. Quanto menor o
valor de α no equilíbrio, encontramos muita sobra
de reagentes e pouco produto.
4-CONSTANTE DE EQUILÍBRIO EM TERMOS DAS
CONCENTRAÇÕES MOLARES (KC)
 Dada uma reação reversível qualquer:
 aA + bB cC + dD
 Aplicando-se a lei da ação das massas de
Guldberg-Waage, temos:
 • para a reação direta:
 v1 = K1 · [A]a · [B]b
 • para a reação inversa:
 v2 = K2 · [C]c · [D]d
 No equilíbrio: v1 = v2
 K1 · [A]a · [B]b = K2 · [C]c · [D]d
ENTÃO ...
ENTENDENDO ...
 A constante de equilíbrio Kc é, portanto, a razão das
concentrações dos produtos da reação e das
concentrações dos reagentes da reação, todas
elevadas a expoentes que correspondem aos
coeficientes da reação.
 Observações
 a) A constante de equilíbrio Kc varia com a temperatura;
 b) Quanto maior o valor de Kc , maior o rendimento da
reação, já que no numerador temos os produtos e no
denominador os reagentes. Portanto, comparando
valores de Kc em duas temperaturas diferentes,
podemos saber em qual destas a reação direta
apresenta maior rendimento;
 c) O valor numérico de Kc depende de como é escrita a
equação química.
EXEMPLO ...
 Por este motivo devemos escrever sempre a
equação química junto com o valor de Kc.
 d) A constante de equilíbrio é adimensional, ou
seja, não possui unidade.
5- CONSTANTE DE EQUILÍBRIO EM TERMOS DAS
PRESSÕES PARCIAIS (KP)
 Quando os componentes do equilíbrio são
substâncias gasosas, além da constante Kc,
podemos expressar a constante de equilíbrio em
termos de pressões parciais (Kp).
 Assim para a reação:
 aA(g) + bB(g) cC(g) + dD(g)
OBSERVAÇÃO ...
 a constante de equilíbrio pode ser:
 constante de equilíbrio em termos de concentração
molar Kc
 constante de equilíbrio
em termos de pressões parciais
Kp
EXEMPLO ...
 H2(g) + I2(g) 2HI(g)
6 - RELAÇÃO ENTRE KC E KP
 . As constantes de equilíbrio Kc e Kp podem ser
relacionadas da seguinte forma:
 Kp = Kc · (R · T)
 Onde:
 n →variação da quantidade em mols (diferença entre a
quantidade em mols dos produtos e reagentes).
 Kc → constante de equilíbrio em termos de
concentração molar.
 KP → constante de equilíbrio em termos das pressões
parciais.
 T → temperatura absoluta.
 R → constante dos gases.
7- DESLOCAMENTO DE EQUILÍBRIO
 Já sabemos que toda reação química reversível tende a um
equilíbrio em que as velocidades da reação direta e inversa são
iguais:
 Reagentes Produtos
 onde: V1=V2
 Em conseqüência, as concentrações de cada substância presente
no equilíbrio permanecem inalteradas. Qualquer fator que altere esta
condição (v1 = v2) desequilibra a reação, até se atingir um novo
equilíbrio, no qual as concentrações dos reagentes e produtos se
modificaram em relação aos valores originais.
 Em resumo, podemos dizer que deslocar o equilíbrio significa
provocar diferença nas velocidades das reações direta e inversa, e,
conseqüentemente, modificações nas concentrações das
substâncias, até que um novo estado de equilíbrio seja atingido.
7- DESLOCAMENTO DE EQUILÍBRIO
 Se, no novo equilíbrio, a concentração dos
produtos for maior que a concentração original,
dizemos que houve deslocamento para a direita
(sentido de formação dos produtos), já que v1 foi
maior que v2:
 Reagentes Produtos
 No entanto, se a concentração dos reagentes for
maior do que na situação anterior de equilíbrio,
dizemos que houve deslocamento para a esquerda
(sentido de formação dos reagentes), já que v2 foi
maior que v1:
 Reagentes Produtos
8 - EQUILÍBRIO IÔNICO
 Considere o eletrólito AB em solução aquosa:
 AB A+ + B–
 Sua ionização (se AB for molecular) ou sua dissociação
(se AB for iônico) também é um fenômeno reversível e,
assim sendo, atingirá, após determinado tempo, o
equilíbrio químico. Este equilíbrio será agora chamado
de equilíbrio iônico porque aparecem íons. Importante
ressaltar que, no caso de bases fortes e sais solúveis,
não podemos falar em equilíbrio iônico, já que a
reação inversa não se processa (a dissociação não é
reversível).
 Exemplos
 (não reversível)
 (não reversível)
 Se considerarmos a ionização do HNO2:
OBSERVAÇÕES
 a) Ki varia com a temperatura.
 b) Quando a ionização de um eletrólito apresentar
várias etapas, temos para cada etapa uma
constante de ionização:
CONCLUSÃO ...
 observe que a primeira constante de ionização de
ácido fosfórico é maior que a segunda, que, por
sua vez, é maior que a terceira, indicando que a
primeira ionização de um eletrólito ocorre mais
intensamente que as outras subseqüentes.
 c) Valores altos de Ki indicam eletrólitos fortes que
são, portanto, muito dissociados ou ionizados;
enquanto valores baixos indicam que o eletrólito é
fraco.
TABELA
9 -LEI DA DILUIÇÃO DE OSTWALD
 Chamamos o grau de ionização de um eletrólito,
que pode ser definido como a fração do mol que
está ionizada na solução. Portanto, para cada mol
que foi inicialmente dissolvido, a representa a parte
que se ionizou. De forma geral, temos:
9- LEI DA DILUIÇÃO DE OSTWALD
9 - LEI DA DILUIÇÃO DE OSTWALD
 esta fórmula é a Lei da Diluição de Ostwald e
permite concluir que, quanto menor a concentração
de um eletrólito, maior será seu grau de ionização,
o que significa dizer que o grau de ionização
aumenta à medida que se dilui a solução.
 Para eletrólitos fracos, nos quais os valores de α
são muito pequenos, podemos considerar 1 – α
como sendo praticamente 1, o que simplifica a
equação de Ostwald ficando :

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  • 2. TÓPICOS Conceito Classificação Grau do equilíbrio Constante do equilíbrio em termos das concentrações molares (Kc) Constante do equilíbrio em termos das pressões parciais (Kp) Relação entre Kc e Kp Deslocamento do equilíbrio Equilíbrio Iônico Lei da diluição de Ostwald
  • 3. 1- CONCEITO  Ocorre quando, em uma reação reversível, a velocidade da reação direta é igual à velocidade da reação inversa. Uma vez atingido o estado de equilíbrio, as concentrações de reagentes e produtos permanecem constantes. Consideremos a equação genérica:
  • 4. ONDE:  - v1 é a velocidade da reação direta e v2 a velocidade da reação inversa.  No início v1 é o máximo porque as concentrações de A e B apresentam valores máximos, enquanto que v2 é igual a zero, porque C e D ainda não foram formados. À medida que a reação ocorre, A e B diminuem, e C e D aumentam, portanto v1 diminui e v2 aumenta, até que as duas velocidades se igualem. No instante em que v1 = v2, podemos dizer que o sistema atinge o estado de equilíbrio.  Atingido o estado de equilíbrio, a reação química continua a ocorrer (nível microscópico) nos dois sentidos, com a mesma velocidade e, portanto, as concentrações de reagentes e produtos ficam constantes. Por isso, podemos dizer que o equilíbrio é um equilíbrio dinâmico.  Ao considerarmos o sistema como um todo (nível macroscópico), aparentemente a reação “parou” de acontecer, porque as concentrações de reagentes e produtos permanecem inalterados indefinidamente.
  • 5. PARA QUE O ESTADO DE EQUILÍBRIO POSSA SER ATINGIDO, É NECESSÁRIO QUE:  – o sistema encontre-se num recipiente fechado;  – a temperatura fique constante.  Graficamente, podemos representar:
  • 6. 2 - CLASSIFICAÇÃO  Os equilíbrios químicos podem ser classificados em homogêneos e heterogêneos.  2.1. Equilíbrio Homogêneo  É aquele em que todos os participantes se encontram numa única fase. Portanto, classificamos o sistema como sendo homogêneo.H2(g) + I2(g) 2HI(g)  HCN(aq) H+(aq) + CN-(aq)
  • 7. 2 – CLASSIFICAÇÃO  2.2. Equilíbrio Heterogêneo  É aquele em que os participantes se encontram em mais de uma fase. Portanto, classificamos o sistema como sendo heterogêneo.  C(s) + O2(g) CO2(g)
  • 8. 3- GRAU DE EQUILÍBRIO (Α)  Indica a porcentagem em mols de uma determinada espécie que reagiu para estabelecer o equilíbrio. Podemos representar:
  • 9. EXEMPLO  Consideramos a reação x → y + z, em que, no início, encontramos 2,00 mols de x e no equilíbrio são encontrados 0,80 mols de x sem reagir. Concluímos, então, que reagiu 2,00 – 0,80 = 1,20 mols de x. O grau de equilíbrio fica:
  • 10. DEDUZINDO ...  podemos dizer que quanto maior o valor de α no equilíbrio, encontramos menor sobra de reagentes em maior quantidade de produtos. Quanto menor o valor de α no equilíbrio, encontramos muita sobra de reagentes e pouco produto.
  • 11. 4-CONSTANTE DE EQUILÍBRIO EM TERMOS DAS CONCENTRAÇÕES MOLARES (KC)  Dada uma reação reversível qualquer:  aA + bB cC + dD  Aplicando-se a lei da ação das massas de Guldberg-Waage, temos:  • para a reação direta:  v1 = K1 · [A]a · [B]b  • para a reação inversa:  v2 = K2 · [C]c · [D]d  No equilíbrio: v1 = v2  K1 · [A]a · [B]b = K2 · [C]c · [D]d
  • 13. ENTENDENDO ...  A constante de equilíbrio Kc é, portanto, a razão das concentrações dos produtos da reação e das concentrações dos reagentes da reação, todas elevadas a expoentes que correspondem aos coeficientes da reação.  Observações  a) A constante de equilíbrio Kc varia com a temperatura;  b) Quanto maior o valor de Kc , maior o rendimento da reação, já que no numerador temos os produtos e no denominador os reagentes. Portanto, comparando valores de Kc em duas temperaturas diferentes, podemos saber em qual destas a reação direta apresenta maior rendimento;  c) O valor numérico de Kc depende de como é escrita a equação química.
  • 15.  Por este motivo devemos escrever sempre a equação química junto com o valor de Kc.  d) A constante de equilíbrio é adimensional, ou seja, não possui unidade.
  • 16. 5- CONSTANTE DE EQUILÍBRIO EM TERMOS DAS PRESSÕES PARCIAIS (KP)  Quando os componentes do equilíbrio são substâncias gasosas, além da constante Kc, podemos expressar a constante de equilíbrio em termos de pressões parciais (Kp).  Assim para a reação:  aA(g) + bB(g) cC(g) + dD(g)
  • 17. OBSERVAÇÃO ...  a constante de equilíbrio pode ser:  constante de equilíbrio em termos de concentração molar Kc  constante de equilíbrio em termos de pressões parciais Kp
  • 18. EXEMPLO ...  H2(g) + I2(g) 2HI(g)
  • 19. 6 - RELAÇÃO ENTRE KC E KP  . As constantes de equilíbrio Kc e Kp podem ser relacionadas da seguinte forma:  Kp = Kc · (R · T)  Onde:  n →variação da quantidade em mols (diferença entre a quantidade em mols dos produtos e reagentes).  Kc → constante de equilíbrio em termos de concentração molar.  KP → constante de equilíbrio em termos das pressões parciais.  T → temperatura absoluta.  R → constante dos gases.
  • 20. 7- DESLOCAMENTO DE EQUILÍBRIO  Já sabemos que toda reação química reversível tende a um equilíbrio em que as velocidades da reação direta e inversa são iguais:  Reagentes Produtos  onde: V1=V2  Em conseqüência, as concentrações de cada substância presente no equilíbrio permanecem inalteradas. Qualquer fator que altere esta condição (v1 = v2) desequilibra a reação, até se atingir um novo equilíbrio, no qual as concentrações dos reagentes e produtos se modificaram em relação aos valores originais.  Em resumo, podemos dizer que deslocar o equilíbrio significa provocar diferença nas velocidades das reações direta e inversa, e, conseqüentemente, modificações nas concentrações das substâncias, até que um novo estado de equilíbrio seja atingido.
  • 21. 7- DESLOCAMENTO DE EQUILÍBRIO  Se, no novo equilíbrio, a concentração dos produtos for maior que a concentração original, dizemos que houve deslocamento para a direita (sentido de formação dos produtos), já que v1 foi maior que v2:  Reagentes Produtos  No entanto, se a concentração dos reagentes for maior do que na situação anterior de equilíbrio, dizemos que houve deslocamento para a esquerda (sentido de formação dos reagentes), já que v2 foi maior que v1:  Reagentes Produtos
  • 22. 8 - EQUILÍBRIO IÔNICO  Considere o eletrólito AB em solução aquosa:  AB A+ + B–  Sua ionização (se AB for molecular) ou sua dissociação (se AB for iônico) também é um fenômeno reversível e, assim sendo, atingirá, após determinado tempo, o equilíbrio químico. Este equilíbrio será agora chamado de equilíbrio iônico porque aparecem íons. Importante ressaltar que, no caso de bases fortes e sais solúveis, não podemos falar em equilíbrio iônico, já que a reação inversa não se processa (a dissociação não é reversível).  Exemplos  (não reversível)  (não reversível)  Se considerarmos a ionização do HNO2:
  • 23. OBSERVAÇÕES  a) Ki varia com a temperatura.  b) Quando a ionização de um eletrólito apresentar várias etapas, temos para cada etapa uma constante de ionização:
  • 24. CONCLUSÃO ...  observe que a primeira constante de ionização de ácido fosfórico é maior que a segunda, que, por sua vez, é maior que a terceira, indicando que a primeira ionização de um eletrólito ocorre mais intensamente que as outras subseqüentes.  c) Valores altos de Ki indicam eletrólitos fortes que são, portanto, muito dissociados ou ionizados; enquanto valores baixos indicam que o eletrólito é fraco.
  • 26. 9 -LEI DA DILUIÇÃO DE OSTWALD  Chamamos o grau de ionização de um eletrólito, que pode ser definido como a fração do mol que está ionizada na solução. Portanto, para cada mol que foi inicialmente dissolvido, a representa a parte que se ionizou. De forma geral, temos:
  • 27. 9- LEI DA DILUIÇÃO DE OSTWALD
  • 28. 9 - LEI DA DILUIÇÃO DE OSTWALD  esta fórmula é a Lei da Diluição de Ostwald e permite concluir que, quanto menor a concentração de um eletrólito, maior será seu grau de ionização, o que significa dizer que o grau de ionização aumenta à medida que se dilui a solução.  Para eletrólitos fracos, nos quais os valores de α são muito pequenos, podemos considerar 1 – α como sendo praticamente 1, o que simplifica a equação de Ostwald ficando :