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Cinética e equilíbrio químico

        Marilena Meira
Cinética
• Cinética é a parte da química que estuda as
  velocidades das reações, isto é a rapidez com
  que os reagentes são consumidos ou a rapidez
  com que os produtos são formados.
Reações diferentes ocorrem com
       diferentes velocidades
• Algumas são instantâneas ou
  seja, a formação dos produtos
  ocorre assim que os reagentes
  são colocados em contato.
• Outras processam tão devagar
  que pode demorar meses ou até
  anos para se completarem.
Estudo da velocidade de uma reação
• O exemplo mais simples de uma
  reação é quando um único
  reagente se transforma em um
  único produto:

              A B

• No instante inicial, a
  concentração ou a quantidade de
  A é máxima e vai diminuindo com
  o decorrer do tempo.

• A concentração é representada
  pela fórmula da substância
  dentro de um colchete.
Estudo da velocidade de uma reação
• Enquanto que no
  instante inicial a
  concentração ou a
  quantidade do produto
  B é zero e vai
  aumentando com o
  decorrer do tempo.
• A B
Velocidade média de uma reação
• A velocidade média de uma reação química pode
  ser expressa pela razão entre a variação da
  concentração de um dos reagentes ou de um dos
  produtos e o intervalo de tempo no qual ocorreu
  esta variação.
• Assim a expressão da velocidade pode ser
  expressão para um reagente ou para um produto
  desta formas:
Condições para ocorrência de uma
               reação
• Existem vários fatores responsáveis pela
  ocorrência de uma reação.
• A natureza dos reagentes ou afinidade
  química.
• Contato.
• Choques eficazes.
• Energia de ativação.
Natureza dos reagentes ou afinidade
              química
• Substâncias diferentes podem ou não reagir.
• Quando reagem é porque existe afinidade
  química entre elas.
• Por exemplo, HCl tem afinidade química por
  AgNO3. No entanto, não reage com
  K2SO4, então pode-se dizer que o HCl não tem
  afinidade pelo K2SO4
Contato entre os reagentes

• Mesmo que duas substâncias tenham
  afinidade química eles só irão reagir
  logicamente se houver contato entre eles.
• Assim HCl e NaOH possuem afinidade química
  no entanto eles não reagirão se estiverem em
  frascos separados.
Choques eficazes

• Todas as reações químicas resultam de choques
  entre as moléculas reagentes.
• No entanto, nem todos os choques entre as
  moléculas reagentes resultam na formação dos
  produtos.
• Apenas os choques eficazes isto é que ocorrem
  em uma posição geométrica privilegiada
  favorável à quebra das ligações nos reagentes e
  formação das novas ligações nos produtos.
Fator de orientação

Para que uma reação aconteça, é necessário que as moléculas dos
reagentes colidam com a orientação correcta.




                            Colisão Eficaz
                            Colisão eficaz




                            Colisão Ineficaz
Complexo ativado
• No momento em que ocorre o choque eficaz
  forma-se uma estrutura intermediária entre
  reagentes e produtos denominada complexo
  ativado.
• No complexo ativado existem ligações
  enfraquecidas presentes nos reagentes e
  formação de novas ligações presentes nos
  produtos.
Energia de ativação
• Para que ocorra a formação do complexo
  ativado as moléculas dos reagentes devem
  apresentar além da colisão em posição
  favorável, energia suficiente denominada
  energia de ativação.
Energia de ativação

   Tal como uma bola não consegue alcançar o topo de uma colina se
não rolar com energia suficiente até à colina, uma reação não ocorre se
as moléculas não possuírem energia suficiente para ultrapassar a
barreira de energia de ativação.
Energia de ativação
• É a menor quantidade de energia que deve ser
  fornecida aos reagentes para a formação do
  complexo ativado e conseqüentemente para
  ocorrência da reação.
Energia de ativação
• Então para que ocorra a formação do
  complexo ativado, os reagentes devem
  absorver uma quantidade de energia no
  mínimo igual à energia de ativação.
• Este fato ocorre tanto para as reações
  endotérmicas quanto para as exotérmicas
Energia de ativação
Fatores que afetam a velocidade das
         reações químicas

• Os principais fatores que alteram a velocidade
de uma reação são:

• Concentração dos reagentes

• Temperatura

• Superfície de contato

• Presença de catalisadores
Superfície de contato
Superfície de contato
• Quanto maior a superfície de contato maior a
  velocidade da reação.
• Isto ocorre porque quanto maior a superfície
  exposta maior o número de choques e
  conseqüentemente maior a velocidade da
  reação.
Temperatura
• O primeiro cientista a relacionar a variação da
  temperatura com a velocidade das reações foi
  Van’t Hoff que verificou que um aumento de
  10 ºC faz com que a velocidade de uma reação
  dobre.
Temperatura
      • Como exemplo deste
        efeito, é o cozimento
        dos alimentos na panela
        de pressão que cozinha
        mais rápido, pois na
        panela de pressão a
        água ferve a uma
        temperatura superior a
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Temperatura
• Outro exemplo da
  influência da temperatura
  na velocidade de uma
  reação é a conservação
  dos alimentos por mais
  tempo em
  geladeira, pois, a
  velocidade de
  decomposição dos
  alimentos diminui em
  uma menor temperatura.
Catalisador
• Um catalisador é uma substância que
  aumenta a velocidade de uma reação sem ser
  consumido na reação, pela sua capacidade de
  diminuir a energia de ativação.
Catalisador
• O primeiro cientista a explicar a ação do catalisador foi
  Arrhenius em 1889.
• Segundo Arrhenius o catalisador se combina com o
  reagente formando um composto intermediário que
  por sua vez se transforma no produto regenerando o
  catalisador.
• 2.O catalisador não altera o H da reação.
• 3.Um catalisador acelera tanto a reação direta quanto a
  inversa, pois diminui a energia de ativação de ambas.
Catalisador




• Para uma reação com dois reagentes tem-se:
   A + B  AB
   A + C  AC (C = catalisador)
   AC + B  AB + C
Catalisador
• Um catalisador acelera
  a reação, mas não
  aumenta o seu
  rendimento, isto é, ele
  produz a mesma
  quantidade de
  produto, mas num
  período de tempo
  menor.
Concentração dos reagentes
• Quanto maior a concentração
  dos reagentes maior o número
  de choques entre as moléculas e
  maior a velocidade da reação.
• Um pedaço de carvão em brasa
  queima lentamente no ar e
  rapidamente em oxigênio puro.
• Este fato pode ser explicado em
  razão da concentração de
  oxigênio no ar atmosférico ser
  de 20%. Aumentando a
  concentração para 100% a
  velocidade de combustão do
  carvão torna-se bem mais
  rápida.
Concentração dos reagentes
• A influência da concentração dos reagentes sobre
  a velocidade pode ser explicada
  matematicamente pela lei da velocidade da
  reação.




V = k.[H2O2]
Esta equação é a lei da velocidade desta reação, onde k é a constante de
proporcionalidade. A [H2O2] está elevada ao expoente 1. Diz-se que a
reação é de primeira ordem.
Lei da velocidade
• Seja, por exemplo, a reação:




  V = k.[NO]2.[Br2]   Os coeficientes da equação balanceada dos
                      reagentes (2 e 1) são iguais aos expoentes na
                      lei da velocidade (2 e 1).
Lei da velocidade para uma reação
                elementar

     V = k.[NO]2.[Br2]

• Os coeficientes da equação balanceada dos reagentes
  (2 e 1) são iguais aos expoentes na lei da velocidade (2
  e 1).
• Pode-se concluir que esta reação é elementar, ou
  seja, que ocorre em apenas 1 etapa.
• Esta reação é de segunda ordem em relação ao NO e
  de primeira ordem em relação ao Br2. A ordem global
  da reação é 2+1=3.
Reação elementar

• Para uma reação elementar, ou seja, que
  ocorre em apenas uma etapa os expoentes
  são numericamente iguais aos menores
  coeficientes inteiros da equação balanceada.
Ordem de reação em relação a
          determinado reagente
• Uma reação é de primeira ordem em relação a um reagente
  quando a velocidade da reação é proporcional à concentração
  deste reagente elevado a primeira potencia.
• Uma reação é de segunda ordem em relação a um reagente
  quando a velocidade da reação é proporcional à concentração
  deste reagente elevado a segunda potencia.

               V = k.[NO]2.[Br2]

• E assim por diante.
Ordem de reação
• É a soma dos expoentes dos termos de
  concentração que aparecem na Lei de
  Velocidade.
• É determinada experimentalmente.
• Não pode ser obtida a partir da
  estequiometria da reação.
Ordem de reação
• No caso das reações que ocorrem em
  etapas, é a mais lenta delas que determinará
  a velocidade da reação.
Lei da velocidade
• Para uma reação genérica tem-se:
 aA + bB  cC
 v = k.[A]m.[B]n
• Onde m e n são expoentes apropriados a qual
  se deve elevar respectivamente a
  concentração de A e de B e determinados
  experimentalmente.
Reações reversíveis e irreversíveis
• Teoricamente, toda reação química ocorre nos dois
  sentidos: de reagentes se transformando em produtos e de
  produtos se transformando de volta em reagentes.
• Contudo, em certas reações, como a de
  combustão, virtualmente 100% dos reagentes são
  convertidos em produtos, e não se observa o contrário
  ocorrer (ou pelo menos não em escala mensurável); tais
  reações são chamadas de irreversíveis.
• Há também uma série de reações nas quais logo que certa
  quantidade de produto(s) é formada, este(s) torna(m) a dar
  origem ao(s) reagente(s); essas reações possuem o nome
  de reversíveis.
Equilíbrio químico
• Um equilíbrio químico é a situação em que a
  proporção entre as quantidades de reagentes
  e produtos em uma reação química se
  mantém constante ao longo do tempo.
• A velocidade da reação direta torna-se igual à
  velocidade da reação inversa.
• Para que se estabeleça o equilíbrio químico o
  sistema deve estar fechado e a temperatura e
  pressão devem se manter constantes.
O equilíbrio é dinâmico

• Quando uma reação atinge o equilíbrio ela
  não para.
• Ela continua se processando, porém tanto a
  reação direta como a inversa ocorrem à
  mesma velocidade, e desse jeito a proporção
  entre os reagentes e os produtos não varia.
• Por outras palavras, estamos na presença de
  um equilíbrio dinâmico (e não de um
  equilíbrio estático).
Equilíbrio químico
• No equilíbrio as macroscópicas permanecem
  constantes, ou seja, extermamente são se
  percebe nenhuma alteração no
  sistema, apesar do seu caráter dinâmico.
  Cor, estado físico, volume, densidade não se
  modificam com o passar do tempo.
Exemplo

• O conceito de equilíbrio químico praticamente
  restringe-se às reações reversíveis.
• Um exemplo de reação reversível é a da
  produção da amônia:
• N2(g) + 3H2(g)       2NH3(g)
Constante de equilíbrio
Constantes Kc e Kp
Interpretação da constante de
          equilíbrio
              A          B
              KEq = [ B ]
                     [A]


         KEq > 1 = [ B ] > [ A ]
         KEq < 1 = [ A ] > [ B ]
Equilíbrio homogêneo e heterogêneo
• Equilíbrio químico no qual todas as substâncias que
  fazem parte são de mesma fase ou estado físico é
  chamado de equilíbrio homogêneo.
• O equilíbrio heterogêneo é aquele no qual uma
  substância, no mínimo, está em uma fase diferente das
  outras.
• Em reações heterogênas a expressão da constante de
  equilíbrio não inclui as concentrações dos sólidos.
• Do mesmo modo, em reações nas quais um reagente ou
  produto ocorre como uma fase líquida pura, a
  concentração daquela substância como líquido puro é
  também constante.
• Se desejarmos trabalhar com Kp em vez de Kc, uma vez
  mais necessitamos levar em conta apenas as substâncias
  presentes em fase gasosa.
1.888
Consideremos o efeito da variação de concentração na mistura
em equilíbrio cloro e água. A equação de equilíbrio é:


         Cl2 + 2 H2O             HOCl + H3O+ + Cl-




                                            Esquerda
                                             Direita
                                            Esquerda
                                             Direita
                                            Esquerda
Exemplo:
  N2(g) + 3 H2(g)           2 NH3(g)
  1mol      3 mols          2 mols

O lado esquerdo da reação representa 4 mols de gás combinando-se
para dar 2 mols no lado direito.
Um aumento na pressão total do sistema desloca o equilíbrio para a
direita.
Exemplo:
 N2(g) +   O2(g)   2 NO(g)
 1mol      1 mol   2 mols
Exemplos

Exemplo1:
C(s) + CO2(g) + calor        2 CO(g)
A reação é endotérmica e, como pode ser visto, o equilíbrio desloca-se para a
direita em temperaturas mais elevadas.



Exemplo2:
PCl3(l) + Cl2(g)        PCl5(s) + 88 kJ
Neste caso a reação é exotérmica. O calor fará com que o produto PCl5, se
decomponha, regenerando o PCl3 e o Cl2. Portanto, o calor desloca o equilíbrio
para a esquerda.
Keq varia com a temperatura
Exemplos:
            N2 + 3H2                2NH3
                 tC           Keq
                 200          0,4
                 300          4.10-3
                 400          2.10-4
Cinética e equilíbrio químico

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  • 1. Cinética e equilíbrio químico Marilena Meira
  • 2. Cinética • Cinética é a parte da química que estuda as velocidades das reações, isto é a rapidez com que os reagentes são consumidos ou a rapidez com que os produtos são formados.
  • 3. Reações diferentes ocorrem com diferentes velocidades • Algumas são instantâneas ou seja, a formação dos produtos ocorre assim que os reagentes são colocados em contato. • Outras processam tão devagar que pode demorar meses ou até anos para se completarem.
  • 4. Estudo da velocidade de uma reação • O exemplo mais simples de uma reação é quando um único reagente se transforma em um único produto: A B • No instante inicial, a concentração ou a quantidade de A é máxima e vai diminuindo com o decorrer do tempo. • A concentração é representada pela fórmula da substância dentro de um colchete.
  • 5. Estudo da velocidade de uma reação • Enquanto que no instante inicial a concentração ou a quantidade do produto B é zero e vai aumentando com o decorrer do tempo. • A B
  • 6. Velocidade média de uma reação • A velocidade média de uma reação química pode ser expressa pela razão entre a variação da concentração de um dos reagentes ou de um dos produtos e o intervalo de tempo no qual ocorreu esta variação. • Assim a expressão da velocidade pode ser expressão para um reagente ou para um produto desta formas:
  • 7. Condições para ocorrência de uma reação • Existem vários fatores responsáveis pela ocorrência de uma reação. • A natureza dos reagentes ou afinidade química. • Contato. • Choques eficazes. • Energia de ativação.
  • 8. Natureza dos reagentes ou afinidade química • Substâncias diferentes podem ou não reagir. • Quando reagem é porque existe afinidade química entre elas. • Por exemplo, HCl tem afinidade química por AgNO3. No entanto, não reage com K2SO4, então pode-se dizer que o HCl não tem afinidade pelo K2SO4
  • 9. Contato entre os reagentes • Mesmo que duas substâncias tenham afinidade química eles só irão reagir logicamente se houver contato entre eles. • Assim HCl e NaOH possuem afinidade química no entanto eles não reagirão se estiverem em frascos separados.
  • 10. Choques eficazes • Todas as reações químicas resultam de choques entre as moléculas reagentes. • No entanto, nem todos os choques entre as moléculas reagentes resultam na formação dos produtos. • Apenas os choques eficazes isto é que ocorrem em uma posição geométrica privilegiada favorável à quebra das ligações nos reagentes e formação das novas ligações nos produtos.
  • 11. Fator de orientação Para que uma reação aconteça, é necessário que as moléculas dos reagentes colidam com a orientação correcta. Colisão Eficaz Colisão eficaz Colisão Ineficaz
  • 12. Complexo ativado • No momento em que ocorre o choque eficaz forma-se uma estrutura intermediária entre reagentes e produtos denominada complexo ativado. • No complexo ativado existem ligações enfraquecidas presentes nos reagentes e formação de novas ligações presentes nos produtos.
  • 13. Energia de ativação • Para que ocorra a formação do complexo ativado as moléculas dos reagentes devem apresentar além da colisão em posição favorável, energia suficiente denominada energia de ativação.
  • 14. Energia de ativação Tal como uma bola não consegue alcançar o topo de uma colina se não rolar com energia suficiente até à colina, uma reação não ocorre se as moléculas não possuírem energia suficiente para ultrapassar a barreira de energia de ativação.
  • 15. Energia de ativação • É a menor quantidade de energia que deve ser fornecida aos reagentes para a formação do complexo ativado e conseqüentemente para ocorrência da reação.
  • 16. Energia de ativação • Então para que ocorra a formação do complexo ativado, os reagentes devem absorver uma quantidade de energia no mínimo igual à energia de ativação. • Este fato ocorre tanto para as reações endotérmicas quanto para as exotérmicas
  • 18. Fatores que afetam a velocidade das reações químicas • Os principais fatores que alteram a velocidade de uma reação são: • Concentração dos reagentes • Temperatura • Superfície de contato • Presença de catalisadores
  • 20. Superfície de contato • Quanto maior a superfície de contato maior a velocidade da reação. • Isto ocorre porque quanto maior a superfície exposta maior o número de choques e conseqüentemente maior a velocidade da reação.
  • 21. Temperatura • O primeiro cientista a relacionar a variação da temperatura com a velocidade das reações foi Van’t Hoff que verificou que um aumento de 10 ºC faz com que a velocidade de uma reação dobre.
  • 22. Temperatura • Como exemplo deste efeito, é o cozimento dos alimentos na panela de pressão que cozinha mais rápido, pois na panela de pressão a água ferve a uma temperatura superior a 100ºC.
  • 23. Temperatura • Outro exemplo da influência da temperatura na velocidade de uma reação é a conservação dos alimentos por mais tempo em geladeira, pois, a velocidade de decomposição dos alimentos diminui em uma menor temperatura.
  • 24. Catalisador • Um catalisador é uma substância que aumenta a velocidade de uma reação sem ser consumido na reação, pela sua capacidade de diminuir a energia de ativação.
  • 25. Catalisador • O primeiro cientista a explicar a ação do catalisador foi Arrhenius em 1889. • Segundo Arrhenius o catalisador se combina com o reagente formando um composto intermediário que por sua vez se transforma no produto regenerando o catalisador. • 2.O catalisador não altera o H da reação. • 3.Um catalisador acelera tanto a reação direta quanto a inversa, pois diminui a energia de ativação de ambas.
  • 26. Catalisador • Para uma reação com dois reagentes tem-se: A + B  AB A + C  AC (C = catalisador) AC + B  AB + C
  • 27. Catalisador • Um catalisador acelera a reação, mas não aumenta o seu rendimento, isto é, ele produz a mesma quantidade de produto, mas num período de tempo menor.
  • 28. Concentração dos reagentes • Quanto maior a concentração dos reagentes maior o número de choques entre as moléculas e maior a velocidade da reação. • Um pedaço de carvão em brasa queima lentamente no ar e rapidamente em oxigênio puro. • Este fato pode ser explicado em razão da concentração de oxigênio no ar atmosférico ser de 20%. Aumentando a concentração para 100% a velocidade de combustão do carvão torna-se bem mais rápida.
  • 29. Concentração dos reagentes • A influência da concentração dos reagentes sobre a velocidade pode ser explicada matematicamente pela lei da velocidade da reação. V = k.[H2O2] Esta equação é a lei da velocidade desta reação, onde k é a constante de proporcionalidade. A [H2O2] está elevada ao expoente 1. Diz-se que a reação é de primeira ordem.
  • 30. Lei da velocidade • Seja, por exemplo, a reação: V = k.[NO]2.[Br2] Os coeficientes da equação balanceada dos reagentes (2 e 1) são iguais aos expoentes na lei da velocidade (2 e 1).
  • 31. Lei da velocidade para uma reação elementar V = k.[NO]2.[Br2] • Os coeficientes da equação balanceada dos reagentes (2 e 1) são iguais aos expoentes na lei da velocidade (2 e 1). • Pode-se concluir que esta reação é elementar, ou seja, que ocorre em apenas 1 etapa. • Esta reação é de segunda ordem em relação ao NO e de primeira ordem em relação ao Br2. A ordem global da reação é 2+1=3.
  • 32. Reação elementar • Para uma reação elementar, ou seja, que ocorre em apenas uma etapa os expoentes são numericamente iguais aos menores coeficientes inteiros da equação balanceada.
  • 33. Ordem de reação em relação a determinado reagente • Uma reação é de primeira ordem em relação a um reagente quando a velocidade da reação é proporcional à concentração deste reagente elevado a primeira potencia. • Uma reação é de segunda ordem em relação a um reagente quando a velocidade da reação é proporcional à concentração deste reagente elevado a segunda potencia. V = k.[NO]2.[Br2] • E assim por diante.
  • 34. Ordem de reação • É a soma dos expoentes dos termos de concentração que aparecem na Lei de Velocidade. • É determinada experimentalmente. • Não pode ser obtida a partir da estequiometria da reação.
  • 35. Ordem de reação • No caso das reações que ocorrem em etapas, é a mais lenta delas que determinará a velocidade da reação.
  • 36. Lei da velocidade • Para uma reação genérica tem-se: aA + bB  cC v = k.[A]m.[B]n • Onde m e n são expoentes apropriados a qual se deve elevar respectivamente a concentração de A e de B e determinados experimentalmente.
  • 37. Reações reversíveis e irreversíveis • Teoricamente, toda reação química ocorre nos dois sentidos: de reagentes se transformando em produtos e de produtos se transformando de volta em reagentes. • Contudo, em certas reações, como a de combustão, virtualmente 100% dos reagentes são convertidos em produtos, e não se observa o contrário ocorrer (ou pelo menos não em escala mensurável); tais reações são chamadas de irreversíveis. • Há também uma série de reações nas quais logo que certa quantidade de produto(s) é formada, este(s) torna(m) a dar origem ao(s) reagente(s); essas reações possuem o nome de reversíveis.
  • 38. Equilíbrio químico • Um equilíbrio químico é a situação em que a proporção entre as quantidades de reagentes e produtos em uma reação química se mantém constante ao longo do tempo. • A velocidade da reação direta torna-se igual à velocidade da reação inversa. • Para que se estabeleça o equilíbrio químico o sistema deve estar fechado e a temperatura e pressão devem se manter constantes.
  • 39. O equilíbrio é dinâmico • Quando uma reação atinge o equilíbrio ela não para. • Ela continua se processando, porém tanto a reação direta como a inversa ocorrem à mesma velocidade, e desse jeito a proporção entre os reagentes e os produtos não varia. • Por outras palavras, estamos na presença de um equilíbrio dinâmico (e não de um equilíbrio estático).
  • 40. Equilíbrio químico • No equilíbrio as macroscópicas permanecem constantes, ou seja, extermamente são se percebe nenhuma alteração no sistema, apesar do seu caráter dinâmico. Cor, estado físico, volume, densidade não se modificam com o passar do tempo.
  • 41. Exemplo • O conceito de equilíbrio químico praticamente restringe-se às reações reversíveis. • Um exemplo de reação reversível é a da produção da amônia: • N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g)
  • 44. Interpretação da constante de equilíbrio A B KEq = [ B ] [A] KEq > 1 = [ B ] > [ A ] KEq < 1 = [ A ] > [ B ]
  • 45. Equilíbrio homogêneo e heterogêneo • Equilíbrio químico no qual todas as substâncias que fazem parte são de mesma fase ou estado físico é chamado de equilíbrio homogêneo. • O equilíbrio heterogêneo é aquele no qual uma substância, no mínimo, está em uma fase diferente das outras. • Em reações heterogênas a expressão da constante de equilíbrio não inclui as concentrações dos sólidos. • Do mesmo modo, em reações nas quais um reagente ou produto ocorre como uma fase líquida pura, a concentração daquela substância como líquido puro é também constante. • Se desejarmos trabalhar com Kp em vez de Kc, uma vez mais necessitamos levar em conta apenas as substâncias presentes em fase gasosa.
  • 46. 1.888
  • 47.
  • 48. Consideremos o efeito da variação de concentração na mistura em equilíbrio cloro e água. A equação de equilíbrio é: Cl2 + 2 H2O HOCl + H3O+ + Cl- Esquerda Direita Esquerda Direita Esquerda
  • 49. Exemplo: N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g) 1mol 3 mols 2 mols O lado esquerdo da reação representa 4 mols de gás combinando-se para dar 2 mols no lado direito. Um aumento na pressão total do sistema desloca o equilíbrio para a direita.
  • 50. Exemplo: N2(g) + O2(g) 2 NO(g) 1mol 1 mol 2 mols
  • 51.
  • 52. Exemplos Exemplo1: C(s) + CO2(g) + calor 2 CO(g) A reação é endotérmica e, como pode ser visto, o equilíbrio desloca-se para a direita em temperaturas mais elevadas. Exemplo2: PCl3(l) + Cl2(g) PCl5(s) + 88 kJ Neste caso a reação é exotérmica. O calor fará com que o produto PCl5, se decomponha, regenerando o PCl3 e o Cl2. Portanto, o calor desloca o equilíbrio para a esquerda.
  • 53. Keq varia com a temperatura Exemplos: N2 + 3H2 2NH3 tC Keq 200 0,4 300 4.10-3 400 2.10-4