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Equilíbrio Químico
Um equilíbrio químico é a situação em que a proporção
entre os reagentes e produtos de uma reação química se
mantém constante ao longo do tempo.
Claude Louis Berthollet
Nacionalidade: França francês
Nascimento: 9 de dezembro de 1748
Local: Talloires
Morte: 6 de novembro de 1822 (73 anos)
Local: Arcueil
Atividade
Campo(s): Química
Instituições: Academia das Ciências da França
• Teoricamente, toda a reação química ocorre nos dois sentidos:
I. Dos reagentes são convertidos em produtos, e não se observa ocorrer o
contrário, são chamadas de irreversíveis
II. Há também uma série de reações nas quais logo que certa quantidade de
produtos é formada, estes tornam a dar origem aos reagentes, essas reações
possuem o nome de reversíveis
O conceito de equilíbrio químico restringe-se às reações reversíveis.
Reversibilidade de Reações
Químicas
Um exemplo de reação reversível é a da produção
da amônia (NH3), a partir do gás hidrogênio (H2)
e do gás nitrogênio (N2) — que faz parte do
Processo de Haber.
Nesta reação, quando as
moléculas de nitrogênio e as
de hidrogênio colidem entre
si, há certa chance da reação
entre elas ocorrer, assim
como quando moléculas de
amônia colidem entre si há
certa chance de elas se
dissociarem e de se
reorganizarem em H2 e N2.
Chegará um momento em que tanto a velocidade de um dos sentidos quanto à
do outro serão idênticas, nesse ponto nenhuma das velocidades variará mais (se
forem mantidas as condições do sistema onde a reação se processa) e ter-se-á
atingido o equilíbrio químico, conforme ilustrado nas figuras abaixo:
Velocidade das reações direta e
inversa em função do tempo
Concentração das substâncias
envolvidas em função do tempo
Deve-se salientar que quando uma reação atinge o equilíbrio ela
não para. Ela continua se processando, porém tanto as reações
diretas 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).
o Equilíbrio dinâmico, em física, é o estado de um corpo que se encontra em movimento
retilíneo uniforme.
o Equilíbrio estático é o caso especial de equilíbrio mecânico observado num objeto em
repouso.
O equilíbrio químico é atingido quando, na mistura reacional, as
velocidades das reações direta (reagentes formando produtos) e
inversa (produtos formando regenerando os reagentes) ficam iguais.
Uma vez atingido o equilíbrio a proporção entre os reagentes e os
produtos não é necessariamente de 1:1 (lê-se um para um). Essa
proporção é descrita por meio de uma relação matemática.
Constante de Equilíbrio
Onde A, B, C e D representam as espécies químicas envolvidas e a,
b, c e d os seus respectivos coeficientes estequiométricos. A fórmula
que descreve a proporção no equilíbrio entre as espécies envolvidas
é:
Um exemplo disso é a formação do trióxido de enxofre (SO3) a partir do
gás oxigênio (O2) e do dióxido de enxofre (SO2(g)) — uma etapa do
processo de fabricação do ácido sulfúrico:
A constante de equilíbrio desta reação é dada por:
Lei de Guldberg-Waage
“
”
A velocidade de uma reação é diretamente proporcional
ao produto das concentrações molares dos reagentes,
para cada temperatura, elevada a expoentes
experimentalmente determinados.
Válida para reações que se processam em apenas uma etapa.
Constante para a Soma de Reações
Se uma reação química pode ser expressa pela soma
de duas ou mais reações (ou etapas individuais),
então a constante de equilíbrio da reação global será
a multiplicação das constantes de cada uma das
reações individuais.
Exemplo:
Neste caso, a terceira reação é igual à soma da primeira mais duas vezes a segunda:
E a sua constante de equilíbrio pode ser expressa por:
Pode se perceber que caso uma reação apareça duas ou mais vezes na
soma, ela aparece esse mesmo número de vezes na multiplicação.
Relação entre a Velocidade da
Reação e a Constante de
Equilíbrio
No equilíbrio a velocidade tanto da reação inversa quanto a da direta
são iguais. Por sua vez, a velocidade de uma reação depende de outra
constante chamada de constante de velocidade (simbolizada aqui por
k); e é possível encontrar uma relação entre as constantes de velocidade
das reações direta e indireta, e a constante de equilíbrio.
Para demonstrar isso, considere-se o seguinte equilíbrio genérico (supondo que
as suas reações ocorram cada qual em uma única etapa):
Agora vejamos as duas reações que ocorrem nele, juntamente com a expressão
de suas respectivas velocidades (r):
Uma vez que as velocidades de ambas as reações são idênticas no
equilíbrio, pode-se igualá-las:
Rearranjando a equação,
tem-se:
Observemos que a expressão do membro esquerdo é idêntica à fórmula do
equilíbrio dessa reação. Então podemos escrever:
Fatores que Alteram o
Equilíbrio Químico
Quando se aplica uma força em um sistema em
equilíbrio, ele tende a se reajustar no sentido de
diminuir os efeitos dessa força.
Concentração
Considere o equilíbrio químico:
Se adicionarmos mais dióxido carbônico ao equilíbrio, este se desloca para a direita, vejamos
a razão!
Aumento de CO2(g) acarreta em maior número de choques com C(s) e consequente
aumento da velocidade da reação, o que favorece a formação de monóxido de carbono –
CO(g). Dizemos então que a concentração do reagente interferiu sobre o equilíbrio.
Pressão
Se considerarmos o equilíbrio como sendo gasoso a uma temperatura constante,
teremos um deslocamento do equilíbrio no sentido de diminuir o aumento da pressão.
Exemplo:
Repare que a soma da quantidade de mols para os reagentes (3 mol) é maior do que o produto (2 mol).
Um aumento de pressão no sistema favorece a formação de SO3(g) porque nesse sentido há uma
diminuição do número de mol do gás. O equilíbrio tende a deslocar para o lado de menor volume
(menor número de mol) e assim a pressão também diminui.
Se diminuirmos a pressão haverá uma expansão de volume dos reagentes e com isso o equilíbrio
desloca-se para a esquerda (maior número de mol).
Temperatura
Considerando que em um equilíbrio ocorre tanto reações endotérmicas como
exotérmicas, conforme a equação:
Temos que:
Aumento de temperatura do sistema: o equilíbrio se desloca para a esquerda (Reação
endotérmica), para que o calor seja absorvido e não afete o equilíbrio.
Diminuição de temperatura do sistema: o equilíbrio é deslocado para a direita.
(Reação exotérmica) para compensar o calor retirado do equilíbrio.
Equilíbrio
Heterogêneo
Quando todas as substâncias envolvidas no
equilíbrio se encontram no mesmo estado físico
diz-se que temos um equilíbrio homogêneo, que é
o caso de todos os equilíbrios apresentados aqui
até então. Analogamente, os equilíbrios onde estão
envolvidas mais de uma fase são chamados de
equilíbrios heterogêneos, como o seguinte:
Na expressão da constante de equilíbrio temos as concentrações das
espécies envolvidas. A concentração pode ser calculada dividindo-se
o número de mols da substância pelo volume que ela ocupa. O
número de mols representa a quantidade de matéria e, por isso, ele é
proporcional à massa; assim o número de mols dividido pelo volume
é proporcional à massa dividida pelo volume.
Com isso, a expressão para a constante do último equilíbrio
apresentado fica:
Equilíbrio Gasoso
Pela equação dos gases perfeitos tem-se que
para cada gás de uma mistura gasosa:
Onde Px é a pressão parcial de um gás x qualquer (ou seja, a pressão que ele
teria caso estivesse apenas ele no recipiente), V é o volume ocupado pela
mistura, nx é o número de mols do gás, R é a constante dos gases perfeitos,
e T a temperatura em kelvin.
Rearranjando a equação,
teremos:
O membro esquerdo (nx/V) é a fórmula para o cálculo da concentração
molar do gás. A constante R é sempre a mesma e a temperatura T não
varia em um sistema que permanece em equilíbrio químico, assim o único
fator que pode variar na equação em um equilíbrio é a pressão Px. Dessa
forma pode-se dizer que a concentração do gás é proporcional à sua
pressão parcial.
Exemplo:
Observe-se que agora a constante de equilíbrio está representada
por Kp, em vez de Kc (quando o cálculo foi feito usando-se as
concentrações dos gases). Essas duas constantes para um mesmo
caso possuem valores diferentes uma da outra, então é importante
especificar qual das duas se está usando quando se está lidando
com um equilíbrio.
Adição ou Remoção de reagentes (Não serve para
sólidos)
Tal resposta do equilíbrio pode ser sumarizada pelo assim chamado
Princípio de Le Chatelier: Quando uma perturbação externa é
aplicada a um sistema em equilíbrio dinâmico, o equilíbrio tende a
se ajustar para diminuir o efeito da perturbação.
À medida que as reações se processam, as suas velocidades vão se
aproximando até que se igualem e assim é atingido novamente o
equilíbrio. A constante do equilíbrio será a mesma da de antes de se
adicionar ou remover substâncias.
Compressão
Um equilíbrio gasoso pode ser afetado pela compressão. De acordo com o princípio
de Le Chatelier, com o aumento da pressão o equilíbrio tende a se deslocar no sentido
de diminuir essa pressão, o que significa favorecer a reação que resulte no menor
número de moléculas no estado gasoso. Nesse caso, a o valor da constante de
equilíbrio também não é alterado.
• Para se observar tal efeito, considere-se esse equilíbrio:
Se o valor de V (volume) diminuir, é preciso que o número de mols do N2O4
aumente para que o valor da constante de equilíbrio permaneça o mesmo. Na
reação, esse reagente representava metade do número de moléculas do produto.
O mesmo raciocínio pode ser aplicado em qualquer equilíbrio gasoso.
Em um equilíbrio, se uma reação é endotérmica a outra necessariamente é
exotérmica, e vice-versa. Aumentar ou diminuir a temperatura fará com que a
velocidade de uma das reações aumente e a da outra diminua. As velocidades das
reações se igualarão novamente depois de um tempo; porém nesse caso como
temos o favorecimento e o desfavorecimento da formação de certas substâncias, a
constante de equilíbrio nessa nova temperatura não será mais a mesma da
temperatura anterior.
Temperatura
Catalisador
A adição de um catalisador direciona a reação para um novo mecanismo, o qual é
mais rápido do que o sem a catálise. Contudo, o catalisador não afeta o valor da
constante de equilíbrio, ele apenas faz com que o equilíbrio seja atingido em um
tempo menor, conforme mostrado na figura a seguir:
Curvas tracejadas: com catalisador
Curvas cheias: sem catalisador
Atenção: O equilíbrio não é deslocado
com a presença do catalisador.
Relação entre as Constantes
Kp e Kc
Existe uma relação matemática entre as constantes de equilíbrio
em função da concentração Kc e em função da pressão parcial Kp,
baseada na equação de Clapeyron:
Exemplo:
Essa expressão matemática apresenta uma limitação, não admitindo a presença
de um ou mais líquidos na reação em questão. Isso não significa que a reação
não apresente Kp e Kc, significa apenas que a expressão é inválida para esse
caso.
Aplicações
Dada a constante de equilíbrio, é possível saber em qual
direção à reação vai ocorrer preferencialmente no início
quando misturamos certas quantidades de substâncias
que estarão em equilíbrio entre si.
Equipe:
Leticia Daniel
Ítalo Carneiro
Isabele Félix
Beatriz Fontenele
Rhayssa Galeno
Taís Vieira

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Aula de equilíbrio quimico

  • 1. Equilíbrio Químico Um equilíbrio químico é a situação em que a proporção entre os reagentes e produtos de uma reação química se mantém constante ao longo do tempo.
  • 2. Claude Louis Berthollet Nacionalidade: França francês Nascimento: 9 de dezembro de 1748 Local: Talloires Morte: 6 de novembro de 1822 (73 anos) Local: Arcueil Atividade Campo(s): Química Instituições: Academia das Ciências da França
  • 3. • Teoricamente, toda a reação química ocorre nos dois sentidos: I. Dos reagentes são convertidos em produtos, e não se observa ocorrer o contrário, são chamadas de irreversíveis II. Há também uma série de reações nas quais logo que certa quantidade de produtos é formada, estes tornam a dar origem aos reagentes, essas reações possuem o nome de reversíveis O conceito de equilíbrio químico restringe-se às reações reversíveis.
  • 4. Reversibilidade de Reações Químicas Um exemplo de reação reversível é a da produção da amônia (NH3), a partir do gás hidrogênio (H2) e do gás nitrogênio (N2) — que faz parte do Processo de Haber. Nesta reação, quando as moléculas de nitrogênio e as de hidrogênio colidem entre si, há certa chance da reação entre elas ocorrer, assim como quando moléculas de amônia colidem entre si há certa chance de elas se dissociarem e de se reorganizarem em H2 e N2.
  • 5. Chegará um momento em que tanto a velocidade de um dos sentidos quanto à do outro serão idênticas, nesse ponto nenhuma das velocidades variará mais (se forem mantidas as condições do sistema onde a reação se processa) e ter-se-á atingido o equilíbrio químico, conforme ilustrado nas figuras abaixo: Velocidade das reações direta e inversa em função do tempo Concentração das substâncias envolvidas em função do tempo
  • 6. Deve-se salientar que quando uma reação atinge o equilíbrio ela não para. Ela continua se processando, porém tanto as reações diretas 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). o Equilíbrio dinâmico, em física, é o estado de um corpo que se encontra em movimento retilíneo uniforme. o Equilíbrio estático é o caso especial de equilíbrio mecânico observado num objeto em repouso.
  • 7. O equilíbrio químico é atingido quando, na mistura reacional, as velocidades das reações direta (reagentes formando produtos) e inversa (produtos formando regenerando os reagentes) ficam iguais. Uma vez atingido o equilíbrio a proporção entre os reagentes e os produtos não é necessariamente de 1:1 (lê-se um para um). Essa proporção é descrita por meio de uma relação matemática. Constante de Equilíbrio
  • 8. Onde A, B, C e D representam as espécies químicas envolvidas e a, b, c e d os seus respectivos coeficientes estequiométricos. A fórmula que descreve a proporção no equilíbrio entre as espécies envolvidas é:
  • 9. Um exemplo disso é a formação do trióxido de enxofre (SO3) a partir do gás oxigênio (O2) e do dióxido de enxofre (SO2(g)) — uma etapa do processo de fabricação do ácido sulfúrico: A constante de equilíbrio desta reação é dada por:
  • 11. “ ” A velocidade de uma reação é diretamente proporcional ao produto das concentrações molares dos reagentes, para cada temperatura, elevada a expoentes experimentalmente determinados. Válida para reações que se processam em apenas uma etapa.
  • 12. Constante para a Soma de Reações Se uma reação química pode ser expressa pela soma de duas ou mais reações (ou etapas individuais), então a constante de equilíbrio da reação global será a multiplicação das constantes de cada uma das reações individuais.
  • 13. Exemplo: Neste caso, a terceira reação é igual à soma da primeira mais duas vezes a segunda:
  • 14. E a sua constante de equilíbrio pode ser expressa por: Pode se perceber que caso uma reação apareça duas ou mais vezes na soma, ela aparece esse mesmo número de vezes na multiplicação.
  • 15. Relação entre a Velocidade da Reação e a Constante de Equilíbrio No equilíbrio a velocidade tanto da reação inversa quanto a da direta são iguais. Por sua vez, a velocidade de uma reação depende de outra constante chamada de constante de velocidade (simbolizada aqui por k); e é possível encontrar uma relação entre as constantes de velocidade das reações direta e indireta, e a constante de equilíbrio.
  • 16. Para demonstrar isso, considere-se o seguinte equilíbrio genérico (supondo que as suas reações ocorram cada qual em uma única etapa): Agora vejamos as duas reações que ocorrem nele, juntamente com a expressão de suas respectivas velocidades (r):
  • 17. Uma vez que as velocidades de ambas as reações são idênticas no equilíbrio, pode-se igualá-las: Rearranjando a equação, tem-se: Observemos que a expressão do membro esquerdo é idêntica à fórmula do equilíbrio dessa reação. Então podemos escrever:
  • 18. Fatores que Alteram o Equilíbrio Químico Quando se aplica uma força em um sistema em equilíbrio, ele tende a se reajustar no sentido de diminuir os efeitos dessa força.
  • 19. Concentração Considere o equilíbrio químico: Se adicionarmos mais dióxido carbônico ao equilíbrio, este se desloca para a direita, vejamos a razão! Aumento de CO2(g) acarreta em maior número de choques com C(s) e consequente aumento da velocidade da reação, o que favorece a formação de monóxido de carbono – CO(g). Dizemos então que a concentração do reagente interferiu sobre o equilíbrio.
  • 20. Pressão Se considerarmos o equilíbrio como sendo gasoso a uma temperatura constante, teremos um deslocamento do equilíbrio no sentido de diminuir o aumento da pressão. Exemplo: Repare que a soma da quantidade de mols para os reagentes (3 mol) é maior do que o produto (2 mol). Um aumento de pressão no sistema favorece a formação de SO3(g) porque nesse sentido há uma diminuição do número de mol do gás. O equilíbrio tende a deslocar para o lado de menor volume (menor número de mol) e assim a pressão também diminui. Se diminuirmos a pressão haverá uma expansão de volume dos reagentes e com isso o equilíbrio desloca-se para a esquerda (maior número de mol).
  • 21. Temperatura Considerando que em um equilíbrio ocorre tanto reações endotérmicas como exotérmicas, conforme a equação: Temos que: Aumento de temperatura do sistema: o equilíbrio se desloca para a esquerda (Reação endotérmica), para que o calor seja absorvido e não afete o equilíbrio. Diminuição de temperatura do sistema: o equilíbrio é deslocado para a direita. (Reação exotérmica) para compensar o calor retirado do equilíbrio.
  • 22. Equilíbrio Heterogêneo Quando todas as substâncias envolvidas no equilíbrio se encontram no mesmo estado físico diz-se que temos um equilíbrio homogêneo, que é o caso de todos os equilíbrios apresentados aqui até então. Analogamente, os equilíbrios onde estão envolvidas mais de uma fase são chamados de equilíbrios heterogêneos, como o seguinte:
  • 23. Na expressão da constante de equilíbrio temos as concentrações das espécies envolvidas. A concentração pode ser calculada dividindo-se o número de mols da substância pelo volume que ela ocupa. O número de mols representa a quantidade de matéria e, por isso, ele é proporcional à massa; assim o número de mols dividido pelo volume é proporcional à massa dividida pelo volume. Com isso, a expressão para a constante do último equilíbrio apresentado fica:
  • 24. Equilíbrio Gasoso Pela equação dos gases perfeitos tem-se que para cada gás de uma mistura gasosa: Onde Px é a pressão parcial de um gás x qualquer (ou seja, a pressão que ele teria caso estivesse apenas ele no recipiente), V é o volume ocupado pela mistura, nx é o número de mols do gás, R é a constante dos gases perfeitos, e T a temperatura em kelvin.
  • 25. Rearranjando a equação, teremos: O membro esquerdo (nx/V) é a fórmula para o cálculo da concentração molar do gás. A constante R é sempre a mesma e a temperatura T não varia em um sistema que permanece em equilíbrio químico, assim o único fator que pode variar na equação em um equilíbrio é a pressão Px. Dessa forma pode-se dizer que a concentração do gás é proporcional à sua pressão parcial.
  • 26. Exemplo: Observe-se que agora a constante de equilíbrio está representada por Kp, em vez de Kc (quando o cálculo foi feito usando-se as concentrações dos gases). Essas duas constantes para um mesmo caso possuem valores diferentes uma da outra, então é importante especificar qual das duas se está usando quando se está lidando com um equilíbrio.
  • 27. Adição ou Remoção de reagentes (Não serve para sólidos) Tal resposta do equilíbrio pode ser sumarizada pelo assim chamado Princípio de Le Chatelier: Quando uma perturbação externa é aplicada a um sistema em equilíbrio dinâmico, o equilíbrio tende a se ajustar para diminuir o efeito da perturbação. À medida que as reações se processam, as suas velocidades vão se aproximando até que se igualem e assim é atingido novamente o equilíbrio. A constante do equilíbrio será a mesma da de antes de se adicionar ou remover substâncias.
  • 28. Compressão Um equilíbrio gasoso pode ser afetado pela compressão. De acordo com o princípio de Le Chatelier, com o aumento da pressão o equilíbrio tende a se deslocar no sentido de diminuir essa pressão, o que significa favorecer a reação que resulte no menor número de moléculas no estado gasoso. Nesse caso, a o valor da constante de equilíbrio também não é alterado. • Para se observar tal efeito, considere-se esse equilíbrio:
  • 29. Se o valor de V (volume) diminuir, é preciso que o número de mols do N2O4 aumente para que o valor da constante de equilíbrio permaneça o mesmo. Na reação, esse reagente representava metade do número de moléculas do produto. O mesmo raciocínio pode ser aplicado em qualquer equilíbrio gasoso.
  • 30. Em um equilíbrio, se uma reação é endotérmica a outra necessariamente é exotérmica, e vice-versa. Aumentar ou diminuir a temperatura fará com que a velocidade de uma das reações aumente e a da outra diminua. As velocidades das reações se igualarão novamente depois de um tempo; porém nesse caso como temos o favorecimento e o desfavorecimento da formação de certas substâncias, a constante de equilíbrio nessa nova temperatura não será mais a mesma da temperatura anterior. Temperatura
  • 31. Catalisador A adição de um catalisador direciona a reação para um novo mecanismo, o qual é mais rápido do que o sem a catálise. Contudo, o catalisador não afeta o valor da constante de equilíbrio, ele apenas faz com que o equilíbrio seja atingido em um tempo menor, conforme mostrado na figura a seguir: Curvas tracejadas: com catalisador Curvas cheias: sem catalisador Atenção: O equilíbrio não é deslocado com a presença do catalisador.
  • 32. Relação entre as Constantes Kp e Kc Existe uma relação matemática entre as constantes de equilíbrio em função da concentração Kc e em função da pressão parcial Kp, baseada na equação de Clapeyron:
  • 33. Exemplo: Essa expressão matemática apresenta uma limitação, não admitindo a presença de um ou mais líquidos na reação em questão. Isso não significa que a reação não apresente Kp e Kc, significa apenas que a expressão é inválida para esse caso.
  • 34. Aplicações Dada a constante de equilíbrio, é possível saber em qual direção à reação vai ocorrer preferencialmente no início quando misturamos certas quantidades de substâncias que estarão em equilíbrio entre si.
  • 35. Equipe: Leticia Daniel Ítalo Carneiro Isabele Félix Beatriz Fontenele Rhayssa Galeno Taís Vieira