Equilibrio_Quimico_Aula_1_[1]

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Professor:
Sandra Maria da Luz
sandraluz@unb.br
Equilíbrio Químico
2009/10
Química para as Engenharias
2
Equilíbrio Químico no Dia-a-dia
Cerveja supercongelada
•Imagine uma garrafa de cerveja num congelador
•esquecemos de retirá-la após um determinado tempo
•possivelmente a garrafa teria estourado - mas muitas vezes 
isso não ocorre (supercongelamento) – estado de equilíbrio, 
ela "esquece" de congelar
•quando retiramos a garrafa do congelador e a abrimos, ela 
estoura, pois diminuímos a pressão no interior da garrafa, ou 
seja, diminuímos a pressão dentro do sistema, o que provoca 
uma perturbação no estado de equilíbrio que se estabelecia 
dentro da garrafa. 
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Equilíbrio Químico no Dia-a-dia
Óculos fotocromáticos
São aqueles óculos que possuem lentes que mudam de cor, conforme a 
intensidade luminosaficando exposta à luz, as lentes tendem a ficar com 
uma coloração escura. 
O cloreto de prata (AgCl), quando na lente, dá uma aparência clara para 
a mesma, já a prata metálica (Ag), quando é formada na lente dá uma 
aparência escura à lente. Esta reação é um caso em que se aumentar a 
energia, no caso a claridade, na lente o equilíbrio deslocará para o lado 
da formação do Ag elementar que é escuro (na lente). Quando se diminui 
a intensidade luminosa na lente ocorre o favorecimento da reação 
inversa, ou seja, a diminuição da sensação escura.

AgCl  EnergiaAgCl
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Equilíbrio Químico no Dia-a-dia
Refrigerantes
Dentro de uma garrafa de refrigerante, ocorre várias reações, mas um 
destaque pode ser dado para o ácido carbônico (H
2
CO
3
), que se 
decompõe em H
2
O e CO
2
.
Esta é a reação de decomposição do ácido carbônico, sendo que ela 
está em equilíbrio químico, pois a medida que ocorre a decomposição, 
também ocorre a formação de ácido carbônico, sendo assim pode se 
dizer que esta é uma reação que representa um estado de equilíbrio, 
que sofre influência pelo aumento de temperatura, pela pressão e 
também pela concentração.
Quando abrimos uma garrafa de refrigerante, ocorre uma diminuição da 
pressão no interior do sistema (garrafa de refrigerante), ocorrendo um 
deslocamento do equilíbrio para o lado de maior número de mols 
gasosos, ou seja, o lado dos produtos

H2CO3(aq)H2OCO2(g)
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•O equilíbrio químico ocorre quando as reações
opostas acontecem a velocidades iguais: A
velocidade na qual os produtos são formados a partir
dos reagentes é igual à velocidade na qual os
reagentes são formados a partir dos produtos.
•Para que o equilíbrio ocorra nem os reagentes nem os
produtos podem escapar do sistema.
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Reversibilidade de Reações

N2(g) 3H2(g)  2NH3(g)
2NH3(g)  N2(g) 3H2(g)
N2(g) 3H2(g)  2NH3(g)
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Lei da Ação das Massas (Guldberg e Waage)

aAbBcC  dD

Kc 
C 
c
D 
d
A 
a
B 
b
Temperatura = constante
[ ] = concentrações molares no equilíbrio
K
c
=Constante de equilíbrio
Expoente: coeficientes das reações químicas balanceadas
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Exemplo:

N
2 g   3H2(g) 2NH3(g)

NH3 
2
N2  H2 
3 Então: 

NH3 
2
N2  H2 
3
Kc
Ponto importante: a dada temperatura, qualquer sistema contendo N
2
, H
2
e NH
3
no equilíbrio terá sua expressão de ação das massas igual ao 
mesmo valor numérico.
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Para gases, ao invés das concentrações molares, podemos usar as 
pressões parciais dos reagentes e produtos
Recordando:


n
v
Concentração molar
Para um gás ideal, 

PV  nRT
Onde: R = Constante geral dos gases; T = Temperatura; P = pressão
Então:

pNH3
2
pN2 pH2
3
K p
Pesquise: Quais os valores de R (constante geral dos gases) com pressão em 
atm, kPa e mmHg?
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REVISÃO

Kc 
NH3 
2
N2  H2 
3

K p 
pNH3
2
pN2 pH2
3
Exercícios: Escrever a expressão da constante de equilíbrio para:

4NH4 (g) 5O2(g)  4NO(g) 6H2O(g)
2H2S(g) 3O2(g)  2SO2(g) 2H2O(g)
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Como calcular constantes de equilíbrio
Exemplo: O gás castanho NO
2
, um poluente do ar, e o gás incolor N
2
O
4
encontram-se em equilíbrio, como indicado na equação: 

2NO2 N2O4
Em uma experiência, 0,625 mol de N
2
O
4
foram introduzidos em um reator de 
5 L e deixou-se decompor até atingir o equilíbrio com o NO
2
. A concentração 
de equilíbrio do N
2
O
4
foi 0,0750 M. Qual o K
c
para esta reação?
Qual a concentração inicial de N
2
O
4
?
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Conceitos de atividade
Para reações onde as espécies não são gases, descobriu-se 
empiricamente que os líquidos e sólidos puros não devem aparecer 
no cálculo da constante de equilíbrio, exemplo:

CaCO3(s)CaO(s)CO2(g)
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Assim:
Ainda que CaCO
3 (s)
e CaO 
(s)
participem do equilíbrio, eles não aparecem na 
expressão da constante, que é (ou mais simplificada, ) 
Para uma espécie J que forma uma solução ideal em um solvente líquido, a 
pressão parcial, na expressão K, é substituída pela molaridade [J] ou [J]/cº. 
Mas o mais comum é expressar em termos de [J] sem as unidades.

K 
pCO2
po

K  pCO2
Resumindo:
Para um gás ideal,
Para um soluto em uma solução diluída,
Para um sólido ou um líquido puro, 

a j 
p j
po
, simplificando : a j  pJ

a j 
[J]
co
, simplificando, a j  J 

a j 1
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Em termos de atividade, temos:

K 
atividade dos produtos
atividade dos reagentes





equilíbrio
Então para: 

aAbBcC  dD

K 
aC
c aD
d
aA
aaB
b
Nota: 
Atividade 
e K sem 
unidades
Os equilíbrios onde os produtos estão na mesma fase são chamados 
equilíbrios homogêneos;
Os equilíbrios em sistemas com mais de uma fase são chamados 
equilíbrios heterogênios;
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Veja os exemplos:

H2O(l)H2O(g)
(Vapor e água líquida)

Ca(OH)2(s)Ca
2(aq) 2OH(aq)
(sólido e sua solução saturada)

K 
a
Ca2
(a
OH 
)2
aCa(OH )2
 Ca2 OH 
2
1 para sólido puro

Ni(s) 4CO(g)Ni CO 
4
(g)

K 
aNi(CO)4
aNi(aCO)
4

pNi(CO)4
(pCO)
4
1 para sólido puro
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Nota: Para compostos iônicos completamente dissociados em solução, a 
constante de equilíbrio deve ser escrita para a equação iônica simplificada, 
usando a atividade de cada íon.
Exemplo: Escreva a constante de equilíbrio da reação de nitrato de prata 
com hidróxido de sódio: 

2AgNO3(aq) 2NaOH(aq)Ag2O(s) 2NaNO3(aq)H2O(l)
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Termodinâmica e Equilíbrio Químico 
Uma reação se realiza espontaneamente apenas na direção que dá 
origem a um decréscimo de energia livre, isto é, quando ΔG é negativo.

G Go  RT lnQ

G Go  2,303RT logQ
Onde Q representa a 
expressão da ação das 
massas

2NO2(g ) N2O4(g)

G  Go  RT ln
pN2O4
pNO2
2






No equilíbrio, os produtos e os reagentes têm a mesma energia livre
total e ΔG=0

0  Go  RT ln
pN2O4
pNO2
2







Go  RT ln
pN2O4
pNO2
2







pN2O4
pNO2
2
K p
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Termodinâmica e Equilíbrio Químico 
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Termodinâmica e Equilíbrio Químico 

Go  RT lnKp

Go  2,303RT logKp
ou
Para as reações em solução

Go  RT lnKc
ou

Go 2,303RT logKc
Exercícios. Qual a constante de equilíbrio termodinâmico para a reação:

2SO2(g)O2(g)2SO3(g)
Onde: 

G fSO3
o  370 kJ.mol-1

G fSO2
o  300 kJ.mol-1
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Exercícios para fixar:
1.A constante de equilíbrio, K
c
, para a decomposição da água a 500ºC é 6,0 
x 10
-24
. Se 2,0 mol de H
2
O são colocados num reator de 5 L, quais serão as 
concentrações, no equilíbrio dos três gases, H
2
, O
2
e H
2
O, a 500ºC?
2.A energia livre padrão da reação: 

2SO2(g)O2(g)2SO3(g)
é ΔGº
r
= -141,74 kJ/mol em 25ºC. Qual a energia livre da reação quando 
a pressão parcial de cada gás é 100 bar? Qual a direção espontânea 
da reação nessas condições? Considere em 298,15 K, RT=2,479 
kJ/mol
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O Princípio de Le Chatelier e o Equilíbrio Químico
Variações na concentração de um reagente ou produto
Quando H
2
é adicionado à
mistura em equilíbrio de N
2
,
H
2
e NH
3
, uma parte de H
2
reage com N
2
para formar
NH
3
, conseguintemente
estabelecendo uma nova
posição de equilíbrio.

N2(g)  3H2(g) 2NH3(g)