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