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Equilíbrio Químico

Equilíbrio Sistema em equilíbrio

Equilíbrio físico Dinâmico 25ºC H2O(g) H2O(l)

No equilíbrio físico a água líquida evapora na mesma velocidade que a água vapor condensa.

Equilíbrio Químico Conceito de reações reversíveis (200°C) tempo

início

fim

CO(g) + NO2(g)

CO2(g) + NO(g) situação final

Equilíbrio Químico Conceito de reações reversíveis (200°C) tempo

início

fim

CO2(g) + NO(g)

CO(g) + NO2(g) situação final

Equilíbrio Químico Conceito de reações reversíveis (200°C)

instável

CO(g) + NO2(g)

CO2(g) + NO(g)

instável

CO2(g) + NO(g)

CO(g) + NO2(g)

Equilíbrio Químico Conceito de reações reversíveis instável (200°C)

1 2 1 2

instável

CO(g) + NO2(g)

instável

CO2(g) + NO(g)

instável

Reação reversível é aquela que se processa simultaneamente nos dois sentidos. É a reação na qual os reagentes se transformam nos produtos, e estes, à medida que se formam, regeneram os reagentes iniciais.

Equilíbrio Químico Conceito de reações reversíveis Outros exemplos: 2 NO2(g) H2(g) + I2(g) N2(g) + 3H2(g) 2SO2(g) + O2(g) N2O4(g) 2HI(g) 2NH3(g) 2SO3(g) (25°C) (400°C) (500°C) (700°C)

Equilíbrio Químico Conceito de equilíbrio químico Tabela 1

Tempo de reação (min) 0 10 20 30 40 50 60 CO(g) 1,00 0,50 0,32 0,24 0,20 0,20 0,20 + NO2(g) 1,00 0,50 0,32 0,24 0,20 0,20 0,20 CO2(g) + NO(g) 0 0,50 0,68 0,76 0,80 0,80 0,80 0 0,50 0,68 0,76 0,80 0,80 0,80 A reação está caminhando (600°C) A reação vai começar

equilíbrio

A reação chegou ao

Equilíbrio Químico Tabela 2

Tempo de reação (min) 40 41 42 43 44 45 CO(g) 0,20 0,21 0,20 0,21 0,20 0,21 + NO2(g) 0,20 0,21 0,20 0,21 0,20 0,21 CO2(g) + NO(g) 0,80 0,79 0,80 0,79 0,80 0,79 0,80 0, 79 0,80 0,79 0,80 0,79 (600°C)

equilíbrio

A reação chegou ao

60

0,20

0,20

0,80

0,80

Equilíbrio Químico Tabela 3

Tempo de reação (min) 0 10 20 30 CO(g) 1,00 0,50 0,32 0,24 + NO2(g) 1,00 0,50 0,32 0,24 CO2(g) + NO(g) 0 0,50 0,68 0,76 0 0,50 0,68 0,76 A reação está caminhando (600°C) A reação vai começar

Concentração média

40 50 60 0,20 0,20 0,20 0,20 0,20 0,20 0,80 0,80 0,80 0,80 0,80 0,80

equilíbrio

A reação chegou ao

Equilíbrio Químico Conceito de equilíbrio químico

Colocando num gráfico, os valores das concentrações dos produtos da tabela anterior em função do tempo, teremos:

Concentração (mol/L)

0,80

Produtos da reação

0,60

0,40

0,20

0 0 10 20 30 40 50 60

Tempo (min)

Equilíbrio Químico Conceito de equilíbrio químico

Colocando num gráfico, os valores das concentrações dos produtos da tabela anterior em função do tempo, teremos:

Concentração (mol/L) 1,0

0,80

Reagentes da reação

0,60

0,40

0,20

0 0 10 20 30 40 50 60

Tempo (min)

Equilíbrio Químico Conceito de equilíbrio químico

Colocando num mesmo gráfico, os valores das concentrações dos produtos e reagentes da tabela anterior em função do tempo, teremos:

Concentração (mol/L) 1,0

0,80

Produtos da reação

0,60

0,40

Equilíbrio

0,20 reação caminhando 0 estado inicial 0 10 20 30 40

Reagentes da reação

estado de equilíbrio 50 60 Tempo (min)

Equilíbrio Químico Conceito de equilíbrio químico

Colocando num mesmo gráfico, os valores das concentrações dos produtos e reagentes da tabela anterior em função do tempo, teremos:

Concentração (mol/L) 1,00 Produtos (CO2 e NO)

0,80

0,60

0,40

Equilíbrio

Reagentes (CO e NO2)

0,20

00 estado inicial reação caminhando

40 estado de equilíbrio

Tempo (min)

Equilíbrio Químico Determinação da velocidade média

Fazendo o cálculo da variação da concentração por intervalo de tempo do reagente:

1,0 Concentração (mol/L) Reagente da reação (CO e NO ) 2 [ ] = 1,0 - 0,50 = 0,5mol/L t = 10 ­ 0 = 10min 0,80 v1 = 0,5/10 = 0,05 mol.L-1.min-1

0,50

0 0 10

Tempo (min)

Equilíbrio Químico

Fazendo o cálculo da variação da concentração por intervalo de tempo do reagente:

1,0 Concentração (mol/L) Reagente da reação (CO e NO ) 2

0,80

[ ] = 0,50 ­ 0,32 = 0,18mol/L t = 20 ­10 = 10min

v2 = 0,18/10 = 0,018 mol.L-1.min-1

0,50 0,32

0 0 10 20

Tempo (min)

Equilíbrio Químico Conceito de equilíbrio químico

O que acontece com as velocidades das reações direta e inversa no equilíbrio?

velocidade

v1 v2

reação direta

V1 = V2

reação inversa

t

Tempo (min)

Equilíbrio Químico Conceito de equilíbrio químico

Equilíbrio químico é o estado, também chamado de estacionário, no qual as velocidades das reações direta e inversa se igualam. Continua, portanto, havendo reação, tanto direta e inversamente e conseqüentemente o equilíbrio é um equilíbrio dinâmico. Vale a pena lembrar que o equilíbrio químico só pode ser atingido em sistemas fechados (onde não há troca de matéria e energia).

Equilíbrio Químico Conceito de equilíbrio químico Resumindo:

Equilíbrio Químico Equilíbrios homogêneo e heterogêneo

Equilíbrios homogêneos são os que ocorrem em reações nas quais todos os reagentes e produtos formam um sistema homogêneo. Exemplos Sistemas gasosos: H2(g) + I2(g) Soluções: CH3COOH(aq) + C2H5OH(aq) CH3COOC2H5(aq) + H2O(l) 2HI(g)

Equilíbrio Químico Equilíbrios homogêneo e heterogêneo

Equilíbrios heterogêneos são os que ocorrem em reações nas quais os reagentes e produtos formam um sistema heterogêneo. Exemplos Substâncias sólidas e gasosas: 2C(s) + O2(g) 2CO(g)

Solução saturada e o precipitado correspondente: BaSO4(s) Ba2+(aq) + SO42-(aq)

Equilíbrio Químico Grau de equilíbrio

É o quociente entre a quantidade de um reagente (em mols) que realmente reagiu, até o equilíbrio, e a quantidade inicial (em mols) desse reagente.

Quantidade de mols que reagiu = Quantidade inicial de mols

0< <1

e

0 < % < 100

1 (ou 100%): rendimento da reação é grande

Próximo de 0: rendimento da reação é pequeno

Equilíbrio Químico Grau de equilíbrio

Tempo de reação (min) início final CO(g) 1,00 0,20 + NO2(g) 1,00 0,20 CO2(g) + NO(g) 0 0,80 0 0,80 (600°C)

=

Quantidade de mols de CO que reagiu Quantidade inicial de mols

=

1,00 - 0,20 1,00

= 0,80

ou

% = 80%

Equilíbrio Químico Constante de equilíbrio

Na reação, em sistema fechado e à 600°C, temos : CO(g) + NO2(g) CO2(g) + NO(g)

velocidade da reação direta:

V1 = k1 [CO] [NO2]

velocidade da reação inversa: V2 = k2 [CO2] [NO] no equilíbrio as velocidades da reação direta e inversa são iguais: V1 = V2 = k1 [CO] [NO2] = k2 [CO2] [NO] ou [CO2] [NO] k1 = k2 [CO] [NO ]

2

Equilíbrio Químico Constante de equilíbrio

k1 = k2 k1 = k2 [CO2] [NO] [CO] [NO2] Kc = [CO2] [NO] [CO] [NO2]

Kc é chamado de constante de equilíbrio em termos de concentrações em mol/L

Equilíbrio Químico Pressão Parcial revisão

Em uma mistura gasosa, pressão parcial de um gás é a pressão que esse gás exerceria se estivesse sozinho, ocupando o volume total da mistura e na mesma temperatura em que a mistura se encontra. A lei de Dalton para misturas gasosas diz que: A pressão total de uma mistura gasosa é a soma das pressões parciais de todos os gases componentes da mistura.

P = p1 + p2 + p3 + ... + pi

OU

P = p

Equilíbrio Químico Observação: relação entre pressão parcial e pressão total

N2

p N2 V PV = nN2 RT ntRT

O2

V T

P = pN2 + pO2 nt = nN2 + nO2

pN 2 nN 2 = = xN 2 P nt pN 2 = xN 2 P

Equilíbrio Químico Cálculo de Kp Cálculo da pressão parcial

N2

O2

V T

p N 2V = nN 2 RT nN 2 PN 2 = RT PN 2 = [ N 2 ]RT V

Equilíbrio Químico Cálculo de Kp Exemplo CO(g) + NO2(g) CO2(g) + NO(g)

pCO2 .pNO Kp = pCO.pNO 2 [CO2 ][NO] Kc = [CO][NO 2 ]

Equilíbrio Químico Qual a relação entre Kp e Kc

aA(g) + bB(g) dD(g)

cC(g) +

d

(pC) (pD) Kp = (pA) a (pB)b

c

Como vimos

pA = [A ] RT

([C]RT ) C ([D]RT ) d [C]c [D]d (RT ) c+d Kp = a b ([A]RT ) ([B]RT ) [A]a [B]b (RT ) a+b

Equilíbrio Químico Qual a relação entre Kp e Kc

[C]c [D]d (RT ) c+d Kp = [A]a [B]b (RT ) a+b

K p = K c (RT )

n = (c + d) K p = K c (RT ) n

Exemplo

( c+d) ( a+b )

(a + b)

CO(g) + NO2(g)

CO2(g) + NO(g)

n = 0

Portanto

Kc = Kp

Equilíbrio Químico Equilíbrios heterogêneos

Os participantes sólidos não entram na expressão do Kc nem do Kp (se houver)

Por que a concentração de um sólido não é incluída no cálculo do Kc e do Kp?

A concentração de um sólido, em mols por litro, é:

n (I) [sólido]= V

Em que n é a quantidade de matéria desse sólido e V é seu volume.

Equilíbrio Químico Equilíbrios heterogêneos

Essa quantidade de matéria, por sua vez, é dada por:

m n = (II) M

Em que m é a massa do sólido e M é sua massa molar. Substituindo (II) em (I), teremos:

m M = m. 1 = 1 .m [sólido] = V M V M V

Equilíbrio Químico Equilíbrios heterogêneos

Lembrando que m é a densidade (d), podemos escrever: V

1 [sólido ] = .d M

Ou seja:

d [sólido] = T cte. M

Analisando essa expressão, concluímos que a densidade varia com.a temperatura, mas a massa molar não.Assim, se o sólido for mantido sob temperatura constante, o quociente d/M será constante.

Equilíbrio Químico Equilíbrios heterogêneos

CaCO 3( s )

CaO (s) + CO 2( g)

[CaO][CO2 ] K= [CaCO 3 ] K[CaCO3 ] = [CO2 ] [CaO]

Cte

K (incorporado ) = [CO 2 ]

Equilíbrio Químico Constante de equilíbrio - características importantes

- Essa relação matemática é chamada Lei da Ação das Massas ou Lei de Guldberg-Waage - As concentrações dos produtos aparecem no numerador - As concentrações dos reagentes aparecem no denominador - Cada uma das concentrações está elevada a uma potência que é igual ao respectivo coeficiente estequiométrico na equação equilibrada - O valor da constante K depende da reação e da temperatura, e esta constante é adimensional

Equilíbrio Químico Operações matemáticas com as equações de equilíbrio

Multiplicação dos coeficientes da equação por um fator

H2(g) + 1/2O2(g)

H2O(g)

K1 =

[H2 O] [H2 ][O 2 ]

1 2

2H2(g) + O2(g)

K1

2H2O(g)

K1

[H2 O]2 K2 = [H2 ]2 [O 2 ]

K2 =

[H2 O]

1 2

[H2 ][O 2 ] [H2 ][O 2 ]

.

[H2 O]

1 2

K2= K1. K1 => K² 1

Equilíbrio Químico Operações matemáticas com as equações de equilíbrio

Equações inversas

H2(g) + I2(g) 2HI(g)

2HI(g) H2(g) + I2(g)

[HI]2 K1 = [H2 ][I 2 ]

[H2 ][I2 ] K2 = [HI]2

1 K2 = K1

K3 = [N2O4] / [NO]2 [O2]

Equilíbrio Químico

Operações matemáticas com as equações de equilíbrio

Adição de equações

2 NO(g) + O2(g) 2 NO2(g) 2 NO(g) + O2(g)

[NO2]2 [NO]2 [O2] . [N2O4] [NO2]2

2NO2(g) N2O4(g) N2O4(g)

[NO 2 ]2 K1 = [NO 2 ]2 [O 2 ]

[N2 O 4 ] K2 = [NO 2 ]2

[N2 O 4 ] K3 = [NO]2 [O 2 ]

K3 =

= K1 x K2

K3 = K1 x K2

Equilíbrio Químico Verificando se o sistema atingiu o equilíbrio

Expressão da lei da ação das massas (Q)

Tempo de reação (min) CO(g) + NO2(g) CO2(g) + NO(g) (600°C) Q= 0 10 20 30 40 50 60 1,00 0,50 0,32 0,24 0,20 0,20 0,20 1,00 0,50 0,32 0,24 0,20 0,20 0,20 0 0,50 0,68 0,76 0,80 0,80 0,80 0 0,50 0,68 0,76 0,80 0,80 0,80 0 1,00 4,52 10,03 16,00 16,00 16,00 [CO2] [NO] [CO] [NO2]

Equilíbrio Químico Condição de equilíbrio

CO(g) 1º experimento concentrações iniciais (mol/L) concentrações no equilíbrio(mol/L) 2º experimento concentrações iniciais (mol/L) concentrações no equilíbrio (mol/L) 2,00 1,053 1,00 0,053 0 0,947 0 1,00 0,20 1,00 0,20 0 0,80 0 + NO2(g) CO2(g) + NO(g) (600°C) [CO2] [NO] [CO] [NO2]

Q=

0,80 . 0,80 Q= = 16 0,80 0,20 . 0,20

Q= [CO2] [NO] [CO] [NO2]

0,947 . 0,947 0,947 Q= = 16 1,053 . 0,053

Equilíbrio Químico Constante de equilíbrio

O valor de Q é igual em todos os casos. Independentemente da maneira pela qual o equilíbrio foi estabelecido, o valor de Q é uma constante do equilíbrio a 600°C. Essa constante é conhecida como constante de equilíbrio, K, para uma reação àquela temperatura. No equilíbrio: Q = K

Essa igualdade descreve a condição que é obedecida por um sistema em equilíbrio, por isso ela é a condição de equilíbrio.

Deslocamento de Equilíbrio Químico Decidindo se o sistema está ou não em equilíbrio

Considere os seguintes três sistemas:

Em qual (quais) dos sistemas existe equilíbrio químico ? Para responder a esta questão, vamos lembrar que: N2O4(g) 2NO2(g) Kc = [NO2]2 [N2O4] = 0,36 (a 100oC)

Equilíbrio Químico

Esta relação de Kc é válida apenas no equilíbrio. Quando não sabemos se o sistema está no equilíbrio, devemos calcular um quociente (Q), como se fosse o Kc. Assim, temos: Sistema I: Q = [NO2]2 [N2O4] [NO2]2 [N2O4] [NO2]2 [N2O4]

(1,20) 2 = = 0,60 0,36 2,40

não está em equilíbrio

Sistema II: Q =

(0,96) 2 = = 0,36 = 0,36 2,52

(0,80) 2 = = 0,25 0,36 2,60

está em equilíbrio

Sistema III: Q =

não está em equilíbrio

Assim, para verificar se um sistema está em equilíbrio químico, basta substituir os valores das concentrações na expressão da constante de equilíbrio; se o resultado numérico da conta for igual a Kc, o sistema estará em equilíbrio; se for diferente, não estará.

Deslocamento de Equilíbrio Químico Fatores que afetam o equilíbrio químico 1- Efeito da concentração

Imagine que em um balão de 1L de capacidade, mantido a 100oC, coloquemos 1 mol de N2O4. Esse sistema não está em equilíbrio, pois o resultado de [NO2]2/[N2O4] é diferente do valor de Kc, a essa temperatura, que é 0,36. N2O4(g) 1 mol/L 2NO2(g) 0 mol/L não está em equilíbrio [NO2]2 [N2O4] = 02/1 = 0

Esperando algum tempo, o N2O4 vai se transformando em NO2, até o equilíbrio ser atingido, numa situação em que o quociente Q seja igual a Kc.

[NO 2 ]2 (0,52) 2 = = 0,36 [N2 O 4 ] 0,74

N2O4(g) 0,74 mol/L 2NO2(g) 0,52 mol/L

está em equilíbrio

Deslocamento de Equilíbrio Químico

Suponha agora que, nesse sistema em equilíbrio, seja adicionado mais 1 mol de N2O4. Logo após essa adição, as concentrações serão as seguintes:

[NO 2 ]2 (0,52) 2 = = 0,16 [N2 O 4 ] 1,74

N2O4(g) 1,74 mol/L 2NO2(g) 0,52 mol/L

não está em equilíbrio

A adição de N2O4 fez com que o sistema saísse da condição de equilíbrio. Dizemos que o equilíbrio foi perturbado. No entanto, nos instantes seguintes notaremos que haverá consumo de N2O4 e produção de NO2, até que o sistema chegue a uma nova situação, na qual as concentrações serão:

[NO 2 ]2 (0,76) 2 = = 0,36 [N2 O 4 ] 1,62

N2O4(g) 1,62 mol/L 2NO2(g) 0,76 mol/L

está em equilíbrio

Deslocamento de Equilíbrio Químico

Assim, concluímos que, ao aumentar a concentração de N2O4, o equilíbrio se deslocou para a direita, ou seja, a reação "caminhou" um pouco no sentido de consumir N2O4 e formar NO2 até que os valores das concentrações voltassem a obedecer à expressão: [NO2]2 = 0,36 [N2O4] Colocando num gráfico a seqüência de experimentos que acabamos de discutir, temos:

Deslocamento de Equilíbrio Químico

Se, em vez de aumentar a concentração de N2O4, tivéssemos aumentado a concentração de NO2, seguido de um raciocínio análogo, o equilíbrio teria se deslocado para a esquerda. Assim, temos: N2O4(g) 2NO2(g)

A adição de N2O4 desloca o equilíbrio para a direita A adição de NO2 desloca o equilíbrio para a esquerda

N2O4(g)

2NO2(g)

A retirada de N2O4 desloca o equilíbrio para a esquerda A retirada de NO2 desloca o equilíbrio para a direita

Deslocamento de Equilíbrio Químico 2 - Efeito da pressão

Considere o recipiente esquematizado ao lado, mantido à temperatura fixa de 100oC: Vamos supor que a posição do êmbolo seja tal que o volume interno seja de 1L, e que as concentrações de N2O4 e NO2 sejam as seguintes: [N2O4] = 0,74 mol / 1L = 0,74 mol/L [NO2] = 0,52 mol / 1 L = 0,52 mol/L

N2O4(g) 0,74 mol/L

2NO2(g) 0,52 mol/L

[NO 2 ]2 (1,52) 2 = = 0,36 [N2 O 4 ] 0,74

está em equilíbrio

Deslocamento de Equilíbrio Químico

Agora, vamos aumentar a pressão sobre o êmbolo, provocando sua descida até que o volume se reduza à metade do inicial (0,5L). Imediatamente após essa compressão, as concentrações passam a valer o dobro: [N2O4] = 0,74 mol / 0,5 L = 1,48 mol/L [NO2] = 0,52 mol / 0,5 L = 1,04 mol/L

N2O4(g) 1,48 mol/L

2NO2(g) 1,04 mol/L

[NO 2 ]2 (1,04) 2 = = 0,73 [N2 O 4 ] 1,48

não está em equilíbrio

Deslocamento de Equilíbrio Químico

Assim, verificamos que o aumento de pressão (redução de volume) perturbou o equilíbrio, pois os novos valores das concentrações não mais obedecem à expressão: [NO2]2 = 0,36 [N2O4] No entanto, o próprio sistema se encarrega de chegar a uma nova situação de equilíbrio, mediante o deslocamento para a esquerda. N2O4(g) 1,62 mol/L 2NO2(g) 0,76 mol/L

[NO 2 ]2 (0,76) 2 = = 0,36 [N2 O 4 ] 1,62

está em equilíbrio

Deslocamento de Equilíbrio Químico

Vemos então que o aumento da pressão desloca o equilíbrio no sentido da produção do N2O4 e, por meio de um raciocínio análogo, concluímos que a diminuição da pressão o deslocaria no sentido da formação de NO2.

N2O4(g)

2NO2(g)

O aumento da pressão desloca para a esquerda

A diminuição da pressão desloca para a direita

Deslocamento de Equilíbrio Químico

Desta forma, o aumento de pressão desloca sempre para o lado que ocupa menos espaço (isto é, com menor volume gasoso). A diminuição de pressão desloca para o lado que ocupa maior espaço (isto é, com maior volume gasoso).

1 N2O4(g) 1 volume

2 NO2(g) 2 volumes

O aumento da pressão desloca para o lado de menor volume gasoso A diminuição da pressão desloca para o lado de maior volume gasoso

Deslocamento de Equilíbrio Químico

Há equilíbrios que não são afetados pela pressão: aqueles em que o volume gasoso é igual de ambos os lados da equação, como por exemplo:

2HI(g)

2 volumes

H2(g) + I2(g)

2 volumes

Este equilíbrio não é deslocado por variações de pressão

Essas conclusões sobre efeito da pressão são válidas para todos os equilíbrios dos quais participam gases. Sólidos e líquidos não entram nesse tipo de análise.

Deslocamento de Equilíbrio Químico 3 - Efeito da temperatura

A constante de equilíbrio apresenta, para cada reação a uma dada temperatura, um valor invariável. O aquecimento pode aumentar ou diminuir o valor da constante de equilíbrio, dependendo do valor do H da reação. Experimentos demonstraram os seguintes resultados:

Deslocamento de Equilíbrio Químico

Para exemplificar, vamos voltar à reação:

N2O4(g)

2NO2(g)

Na tabela abaixo, temos os valores de Kc para esta reação, em várias temperaturas: H = +58,1 kJ

TABELA. Valores de KC a diferentes temperaturas Temperatura (oC) 0 50 100 150 200 250 KC 3,8.10-4 2,0.10-2 3,6.10-1 3,2 1,9.101 7,8.101

Deslocamento de Equilíbrio Químico

O fato da constante de equilíbrio ser influenciada pela variação de temperatura tem uma importante conseqüência: um equilíbrio pode ser deslocado por meio de aquecimento ou resfriamento. Por exemplo:

[NO 2 ]2 (0,52) 2 = = 0,36 [N2 O 4 ] 0,74

está em equilíbrio

100oC Kc = 0,36

N2 O 4 ( g )

0,74 mol/L

2NO 2(g)

0,52 mol/L

Imagine que provoquemos um aquecimento desse sistema até 150oC, temperatura na qual o KC vale 3,2 (tabela). Logo após o aquecimento, as concentrações de N2O4 e NO2 não obedecem à relação [NO2]2 [N2O4] = 3,2

Ou seja, o aquecimento retirou o sistema da condição de equilíbrio.

Deslocamento de Equilíbrio Químico

Nesta situação,

[NO 2 ]2 (0,52) 2 = = 0,36 [N2 O 4 ] 0,74

150oC Kc = 3,2 N2O4(g) 0,74 mol/L

não está em equilíbrio, pois nessa temperatura o valor de KC = 3,2 2NO2(g) 0,52 mol/L

Em resposta a essa perturbação, o equilíbrio desloca-se para a direita, consumindo N2O4 e produzindo NO2 até atingir uma nova situação, em que as concentrações obedeçam à relação: [NO2]2 Esta nova situação é: = 3,2 [N2O4] 150oC Kc = 3,2 N2O4(g) 0,42 mol/L 2NO2(g) 1,16 mol/L está em equilíbrio

[NO 2 ]2 (1,16) 2 = = 3,2 [N2 O 4 ] 0,42

Deslocamento de Equilíbrio Químico

Assim, concluímos que o aquecimento desloca o equilíbrio em questão para a direita e, por um raciocínio parecido, concluímos que um resfriamento o deslocaria para a esquerda.

sentido endotérmico Calor + N2O4(g) sentido exotérmico 2 NO2(g)

H = +58,1 kJ

aumento da temperatura desloca no sentido endotérmico

diminuição da temperatura desloca no sentido exotérmico

Deslocamento de Equilíbrio Químico Efeito do catalisador

Retomando o experimento do início da aula, temos:

Partimos de 1 mol/L de N2O4 (incolor) a 100oC, chegando ao equilíbrio após um certo tempo.

Deslocamento de Equilíbrio Químico

Se tivéssemos agora um catalisador para essa reação e repetíssemos o ensaio na presença deste, observaríamos o seguinte:

Assim, observa-se que as concentrações de equilíbrio são as mesmas na presença ou na ausência do catalisador. Em outras palavras, pode-se dizer que o catalisador não desloca o equilíbrio. O catalisador faz com que a reação alcance o equilíbrio mais rapidamente.

Deslocamento de Equilíbrio Químico

O catalisador atua abaixando a energia de ativação de uma reação. Acontece que este abaixamento é o mesmo tanto para a reação direta quanto para a reação inversa. Como resultado, o equilíbrio não se deslocará no sentido direto nem no inverso.

Deslocamento de Equilíbrio Químico

Tanto a presença do catalisador quanto o aumento da temperatura provocam aumento da velocidade de uma reação química. Assim, para atingirmos mais rapidamente o equilíbrio, podemos usar ambos os recursos. Quando usamos um catalisador, as concentrações no equilíbrio serão as mesmas de quando ele não é utilizado. Já no caso do aquecimento, alteraremos o valor da constante de equilíbrio, portanto mudam-se essas concentrações. Em outras palavras, o aquecimento faz chegar mais rápido ao equilíbrio, mas o desloca.

100oC Sem catalisador

100oC Com catalisador equilíbrio atingido mais rápido

150oC Sem catalisador equilíbrio atingido mais rápido, porém com diferentes [ ]

Deslocamento de Equilíbrio Químico O Princípio de Le Chatelier

Tudo isso que discutimos sobre deslocamento de equilíbrio é resumido pelo Princípio de Le Chatelier: "Quando um sistema em equilíbrio químico é perturbado por uma ação externa, o próprio sistema tende a contrariar a ação que o perturbou, a fim de se restabelecer a situação de equilíbrio." Por exemplo, no equilíbrio: N2O4(g) 2NO2(g)

A adição de N2O4 deslocaria o equilíbrio para a direita. Ou seja, a resposta do sistema tenta contrariar a ação que perturbou o equilíbrio.

Deslocamento de Equilíbrio Químico

A tabela a seguir ilustra todas as situações possíveis: Perturbação externa Aumento da [substância] Diminuição da [substância] Aumento da pressão Diminuição da pressão Aumento da temperatura Diminuição da temperatura Presença de catalisador Desloca no sentido de Consumo dessa substância Formação dessa substância Menor volume gasoso Maior volume gasoso Absorção de calor (endo) Liberação de calor (exo) Não desloca Altera o valor de KC ? Não Não Não Não Sim Sim Não

Equilíbrio Referências

- Feltre, Ricardo, Química, volume 02 - 5a edição revisada e ampliada São Paulo - Editora Moderna - 2000

- Tito & Canto, Química na Abordagem do Cotidiano, volume 02 - 2a edição - São Paulo - Editora Moderna

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Equilibrio Quimico

66 pages

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