Post on 20-Jan-2019
Química Geral e Inorgânica QGI0001
Enga. de Produção e Sistemas
Profa. Dra. Carla Dalmolin
Equilíbrio Químico Constante de Equilíbrio Princípio de Le Chatelier
Energia Livre de Gibbs ¤ Existem três condições importantes:
¤ Se ΔG < 0, então a reação direta é espontânea. ¤ Se ΔG > 0, então a reação direta não é espontânea. ¤ Se ΔG = 0, então a reação está em equilíbrio e não
ocorrerá nenhuma reação liquída.
Estado de Equilíbrio ¤ Formação de amônia a partir de nitrogênio e hidrogênio:
¤ Inicialmente, a amônia será produzida espontaneamente ¤ Q < 1
¤ Quanto mais amônia é formada, o valor de Q varia devido às variações das quantidades de N2, H2 e NH3 presentes no meio.
¤ Após um determinado tempo, a amônia reage de forma espontânea para formar N2 e H2 ; e a quantidade de N2, H2 e NH3 não varia mais. ¤ Q torna-se constante:
N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g)
1]][[][
322
23 <=HN
NHQ
KHN
NHQ == 322
23
]][[][ Equilíbrio dinâmico
Estado de Equilíbrio
¤ Estágio de uma reação química onde não há mais tendência de mudança na composição da mistura de reação
¤ A reação direta e inversa acontecem ao mesmo tempo, com velocidades iguais: Equilíbrio Dinâmico
¤ A situação de equilíbrio ocorre numa composição da mistura reacional bem determinada ¤ Composição da mistura de reação é constante quando o sistema
atinge o equilíbrio:
υ
υ
][][
reagentesprodutosKQ ==
Ex.: 3
22
23
]][[][HN
NHK =
Equilíbrio e Energia Livre
¤ O valor de ΔG° indica que, na condição padrão, a reação é espontânea.
¤ A medida que as concentrações de reagentes e produto se alteram, ΔG também se altera segundo a relação:
¤ Após a formação de alguma amônia, a reação inversa também começa a ocorrer: ¤ Chega um ponto onde as quantidades de produtos e reagentes são tais
que ∆G = 0 ¤ Neste ponto, as duas reações (direta e inversa) ocorrem na mesma
velocidade, e não é observada variação nas concentrações dos reagentes ou produtos
N2(g) + 3 H2(g) → 2 NH3(g) ∆G° = -32,90 kJ/mol
QRTGG ln+°Δ=Δ
Equilíbrio dinâmico
ΔG e K ¤ No equilíbrio, Q = Keq e ΔG = 0, logo:
¤ A partir do descrito acima, podemos concluir: ¤ Se ΔG° < 0, logo Keq > 1 ¤ Se ΔG° = 0, logo Keq = 1 ¤ Se ΔG° > 0, logo Keq < 1
KRTGKRTGQRTGG
lnln0ln
−=°Δ
+°Δ=
+°Δ=Δ
½ H2(g) + ½ I2(g) ↔ HI(g) ∆G° = +1,70 kJ/mol a 25 °C
¤ A constante de equilíbrio da reação pode ser obtida por:
ΔG e K
50,0
686,0/479,2/700,1ln
lnln
686,0
00
==
−=−=
Δ−=⇒−=Δ
−eKmolkJmolkJK
RTGKKRTG
Constante de Equilíbrio (K)
¤ De modo geral:
aA + bB ↔ cC + dD
¤ Para a reação:
HCl(aq) + NaOH(aq) ↔ NaCl(aq) + H2O(l)
2 SO2(g) + O2(g) ↔ 2 SO3(g)
ba
dc
BADCK][][][][
=
]][[][
NaOHHClNaClK =
P/líquidos e sólidos: [ ] = 1
)(2
)(
2)(
22
3
. OSO
SO
ppp
K =
Propriedades de K
¤ Quando combinamos equações químicas, a constante de equilíbrio da equação química final é o produto das constantes das semi-reações
aA + bB ⇔ cC + dD K1 cC + dD ⇔ aA + bB K2 = K1
-1
naA + nbB ⇔ ncC + ndD K3 = K1
n
(1) 2 P(g) + 3 Cl2(g) ⇔ 2 PCl3(g)
(2) 2 PCl3(g) + 2 Cl2(g) ⇔ 2 PCl5(g)
(3) 2 P(g) + 5 Cl2(g) ⇔ 2 PCl5(g)
3)(
2)(
2)(
12
3
ClP
PCl
ppp
K =
2)(
2)(
2)(
223
5
ClPCl
PCl
ppp
K =
2135)(
2)(
2)(
32
5 KKKpp
pK
ClP
PCl =⇒=
Extensão da Reação
¤ Genericamente, podemos escrever que:
¤ K > 1 : concentração de produtos > concentração de reagentes ¤ o equilíbrio favorece os produtos
¤ K < 1 : concentração de produtos < concentração de reagentes ¤ o equilíbrio favorece os reagentes
][][
reagentesprodutosK ∝
Extensão da Reação
Ø valor pequeno de K: equilíbrio é atingido em altas concentrações de reagentes e baixas concentrações de produto Ø valor alto de K A reação atinge o equilíbrio a altas concentrações de produtos
Princípio de Le Chatelier
Quando um sistema em equilíbrio “dinâmico” é perturbado, o equilíbrio tende a se ajustar para diminuir o efeito da perturbação
N2(g) + 3H2(g) ⇔ 2 NH3(g)
Mudanças na Composição Azul ⇔ Amarelo K = 1
Q < K Favorece formação de produtos
Q > K Favorece formação de reagentes
Alteração na Pressão ¤ Quando uma reação em fase gasosa (inicialmente em equilíbrio) é
comprimida, o número de moléculas na fase gasosa tende a diminuir de forma a minimizar o aumento na pressão
Alteração na Pressão
¤ Se a mistura ocupa um recipiente com volume V:
2 NO2(g) ⇔ N2O4(g) 22
42
][][
NOONK =
Vn
ON
Vn
NO
ON
NO
42
2
][
][
42
2
=
=
Vnn
Vn
Vn
KNO
ON
NO
ON
.2
42
2
42
2 =
⎟⎠
⎞⎜⎝
⎛
⎟⎠
⎞⎜⎝
⎛
=
↑P ↓V
)()( 2
42
NOnONnV ↑↓
[NO] diminui e [N2O4] aumenta para diminuir o número de moléculas no recipiente
Alteração na Temperatura
¤ Se a reação é exotérmica: ¤ A + B ↔ C + D + q ΔH < 0
¤ ↑T: O equilíbrio é deslocado no sentido em que consome q (formação de reagentes)
¤ ↓T: O equilíbrio é deslocado no sentido para formar q (formação de produtos)
¤ Se a reação é endotérmica: ¤ A + B + q ↔ C + D ΔH > 0
¤ ↑T: O equilíbrio é deslocado no sentido em que consome q (formação de produtos)
¤ ↓T: O equilíbrio é deslocado no sentido para formar q (formação de reagentes)
A + B ⇔ C + D