O documento discute características do equilíbrio químico, incluindo: (1) reações químicas tornam-se reversíveis em sistemas fechados, com concentrações de reagentes e produtos podendo ser iguais ou diferentes no equilíbrio; (2) constantes de equilíbrio Kc e Kp quantificam se o equilíbrio tende para a reação direta ou inversa; (3) o grau de equilíbrio (α) mede a extensão da reação.

1. Prof. João Pedro

2. 1 - CARACTERÍSTICAS DO EQUILÍBRIO
Em sistemas fechados (onde não
há troca de matéria) verifica-se
que as reações químicas se tornam
reversíveis ( )em maior ou
menor grau, ou seja, no sentido
direto da reação, os reagentes dão
origem aos produtos e, no sentido
inverso, os produtos reagem entre
si, reconstituindo os reagentes.

3. Ex.
aA + bB ↔ cC +
dD

5. Ilustração de uma reação reversível do início até o estabelecimento do
equilíbrio

6. Reação predominante: no
equilíbrio as concentrações
de reagentes e produtos
podem ser iguais ou
diferentes

7. 2 – CONSTANTES DE EQUILÍBRIO
Para sabermos quantitativamente, se o equilíbrio
químico tende para a reação direta ou inversa, numa
determinada temperatura definimos uma constante de
equilíbrio K, que pode ser calculada em termos de
concentração em mol/L (Kc )ou pressão parcial (Kp).
Para uma determinada reação
o valor das constantes de equilíbrio Kc e Kp
depende apenas da temperatura

8. Considere a seguinte reação genérica elementar e reversível,
na qual todas as substâncias participantes se encontram na
fase gasosa:
aA(g) + bB(g) cC(g) + dD(g)
Vdireta = kdireta.[A]a.[B]b
Vinversa = kinversa.[C]c.[D]d
No equilíbrio : Vdireta = Vinversa
kdireta.[A]a.[B]b= kinversa.[C]c.[D]d; assim:
Constante de Equilíbrio: Kc em mol/L:

9. Constante de Equilíbrio: Kp em pressão parcial

10. GRAU DE EQUILÍBRIO (α)
( OU GRAU DE DISSOCIAÇÃO)

11. Ex. Num frasco de 1L, mantido a 100ºC, são introduzidos
10 mol de N2O4. Estabelecido o equilíbrio, nota-se a
existência de 4 mol de NO2 e parte de N2O4.
INÍCIO EQUILÍBRIO
10 mols de após atingir N2O4 e
de N2O4 o equilíbrio 4 mols de NO2
Assim, temos:
N2O4(g) 2NO2(g)
início 10 mol/L 0
Reage/forma 2 mol/L 4 mol/L
equilíbrio 8 mol/L 4 mol/L

12. No equilíbrio:

13. Constante de equilíbrio – Ke ou Kc
(em termos de concentração)

14. Ex.1

15. Ex.2
Genericamente:
Quanto maior for o valor de Kc, maior será a extensão da
ocorrência da reação direta.
Quanto menor for o valor de Kc, maior será a extensão da
ocorrência da reação inversa.

16. QUOCIENTE DE EQUILÍBRIO (QC)
O quociente de equilíbrio é a relação entre
as concentrações em mo/L dos participantes
em qualquer situação, mesmo que o
equilíbrio ainda não esteja estabelecido.
Se estabelecermos uma relação entre Q c e
Kp podemos ter:
• Qc/ Kp = 1 ( o sistema está em equilíbrio)
• Qc/Kp#1 ( o sistema não está em equilíbrio)

17. DESLOCAMENTO DE EQUILÍBRIO
PRINCÍPIO DE LE CHATELIER
Quando um sistema em equilíbrio sofre uma
perturbação qualquer, ele se desloca
espontaneamente no sentido que tende a anular
esta perturbação, procurando se ajustar
novamente ao novo equilíbrio.
Fatores que afetam a condição de equilíbrio de
um sistema:
Concentração
Pressão
Temperatura

18. 1 - CONCENTRAÇÃO
Ex. 1. C(s) + CO2(g) 2CO(g)
Com adição de CO2(g)
Conclusão: o equilíbrio se desloca para o lado direito

20. Ex. 2. 2CrO42-(aq) + 2H+(aq) Cr2O72-(aq) + H2O(l)
amarelo laranja
 quando: [CrO42-] < [ Cr2O72-], prevalece a cor laranja na
solução.
quando: [CrO42-] > [ Cr2O72-], prevalece a cor amarela na
solução.
ADIÇÃO DE H+
Efeito do íon comun

21. ADIÇÃO DE NaOH OH -
Deslocamento de equílibrio

22. 2- TEMPERATURA

24. 3- PRESSÃO
↑ PRESSÃO - Desloca para direita
↓ PRESSÃO – Desloca para esquerda

26. CATALISADORES NÃO DESLOCAM O
QUÍLIBRIO

27. Ex.3 N2(g) + 3H2(g) 2NH3g) Δ H = -22Kcal
Operação Deslocamento do
equilíbrio
Adição de reagente
Adição de produto
Retirada de reagente
Retirada de produto
Aumento de pressão 4V 2V
Diminuição de pressão 4V 2V
Aumento de
temperatura
Diminuição de temp.
Catalisador Não desloca