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

Vizinhança

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