1. Química
AULA TEÓRICA: CINÉTICA E EQUILÍBRIO
QUÍMICO
PROF: MSC. DAVID MAIKEL

2. A cinética química estuda a velocidade a que as
reações químicas ocorrem.
Existem 4 fatores que afetam a velocidade das reações químicas:
 Concentração dos reagentes
 Temperatura
 Área superficial (estado de divisão) dos reagentes
 Presença de catalisadores

3. VELOCIDADE DE UMA REAÇÃO
 A velocidade de uma reação é definida como a variação da
concentração de produtos ou de reagentes que ocorrem por unidade
de tempo.
 Determina-se medindo a diminuição da concentração dos
reagentes ou o aumento da concentração dos produtos.
Para a reação:
AB ΔA ΔB
Velocidademédia   
Δt Δt

4. VELOCIDADE MÉDIA DE UMA REAÇÃO
Consideremos a reação:
Br2(aq) + HCOOH (aq) → 2Br-(aq) + 2H+(aq) + CO2 (g)
velocidade média  
Br2 final  Br 2 inicial 
ΔBr 2 
t final  t inicial Δt
A diminuição da concentração de bromo à medida que o tempo passa
manifesta-se por uma perda de cor da solução 4

5. VELOCIDADE DE UMA REACÇÃO
AB
tempo

6. CÁLCULO DA VELOCIDADE MÉDIA DE UMA REAÇÃO
Supondo que:
o Para t = 0 (início da reacção) há 1,00 mol A (100 esferas pretas) e B
não está presente. Para t = 20 min, existem 0,54 mol A e 0,46 mol B
Para t = 40 min, existem 0,20 mol A e 0,80 mol B
A velocidade média da reacção depois de 40 min será
ΔA ΔB
Velocidademédia   
Δt Δt
(0,20 - 1,00) (0,80 - 0)
Velocidade média     0,20 M/min
40 40
A velocidade média diminui com o tempo

7. VELOCIDADE INSTANTÂNEA
C4H9Cl(aq) + H2O(l)  C4H9OH(aq) + HCl(aq)
A velocidade da reação
num determinado instante
(velocidade instantânea) é o
declive da tangente à curva
do gráfico concentração vs.
tempo nesse instante.
A velocidade instantânea
é diferente da velocidade
média.

8. ESTEQUIOMETRIA E VELOCIDADE DE REAÇÃO
Consideremos a seguinte reacção:
2AB
Consomem-se duas moles de A por cada mole de B que se forma, ou seja,
a velocidade com que A se consome é o dobro da velocidade de formação
de B. Escrevemos a velocidade da reação como:
1 [ A] [ B]
velocidade   ou velocidade 
2 t t
No caso geral, para a reacção:
aA + bB → cC + dD
A velocidade é dada por:
1 [ A] 1 [ B] 1 [C ] 1 [ D]
velocidade     
a t b t c t d t

9. EQUAÇÃO DE VELOCIDADE OU
LEI CINÉTICA DE UMA REAÇÃO
Consideremos a reação
NH4+ (aq) + NO2- (aq)  N2 (g) + 2 H2O (ℓ)
para a qual

10. EQUAÇÃO DE VELOCIDADE OU
LEI CINÉTICA DE UMA REAÇÃO
Verifica-se que
o quando a [NH4+] duplica, mantendo a [NO2-] constante, a velocidade
duplica;
o quando a [NO2-] duplica mantendo a [NH4+] constante, a velocidade
também duplica;
Logo, v  [NH4+][NO2-]
Equação de velocidade ou Lei cinética da reacção:
Rate  k[ NH  ][ NO ]
v 4 2
onde k é a constante de velocidade da reacção.

11. UTILIDADE DAS EQUAÇÕES CINÉTICAS
1- Calcular a velocidade de uma reação a partir do
conhecimento da constante de velocidade e das
concentrações de reagentes;
2- Calcular a concentração de reagentes em
qualquer instante durante o decorrer de uma reação.

12. ORDEM DE REAÇÃO
Consideremos a reação geral:
aA + bB → cC + dD
A equação da velocidade assume a forma:
Velocidade = k[A]x[B]y
x,y,k – determinados experimentalmente
x e y – ordem de uma reação; x é a ordem de A e y é a ordem de B.
A reação tem ordem global x+y
Chama-se ordem de uma reação (ordem global) à soma dos valores das potências
a que as concentrações de reagentes se encontram elevadas a equação cinética da
reação
Uma reação pode ser de ordem zero, 1 (1.ª ordem), 2 (2.ª ordem), etc.

13. ORDEM DE REAÇÃO e
CONCENTRAÇÃO
Uma reação é de:
o ordem zero em relação a um reagente se a alteração da concentração desse
reagente não causa alteração à sua velocidade.
o primeira ordem em relação a um reagente se, duplicar a concentração,
duplica a velocidade da reação também.
o é de ordem n em relação a um reagente se, duplicar a concentração
aumenta de 2n a velocidade da reação.

14. REAÇÕES DE ORDEM ZERO
 Reações de ordem zero são raras. As reações de primeira e de
segunda ordem são os tipos mais comuns de reações.
 A equação cinética é: velocidade = k[A]0=k
A equação concentração tempo é: [A] = [A]0 – k t
d A
 k
dt
 A velocidade de uma reação de ordem zero é constante e
independente das concentrações de reagentes.

15. REACÇÕES DE ORDEM ZERO
Gráfico da concentração
[A] em função do tempo
para uma reação de ordem
zero
Tempo de de meia-vida
(t1/2): é o tempo necessário
para que a concentração de
uma reagente diminua para
metade do seu valor inicial.
[A]0
t½ =
2k

16. REAÇÕES DE 1ª ORDEM
Uma reação de primeira ordem é uma reação
cuja velocidade depende da concentração de
reagente elevada à potência unitária. A 
produto
16

17. COMPORTAMENTOS CARACTERÍSTICOS DE
UMA REAÇÃO DE PRIMEIRA ORDEM
a) Diminuição da concentração do b) Utilização da representação gráfica
reagente com o tempo. da relação linear de ln[A] em função17 do
tempo para calcular a constante de
velocidade.

18. REAÇÕES DE 1ª ORDEM
A  produto
 A
velocidade  
t
velocidade  k  A
 A  A 1
  k  A  k    1
(s )
t A t
 ln
A0  kt  ln A  ln A  kt
A 0
 ln  A   kt  ln  A0 18

19. TEMPO DE MEIA-VIDA Tempo de meia-vida (t1/2):
1 [ A]0
t  ln
k [ A]
Por definição de
tempo de meia-vida,
quando t=t1/2,
[A] = [A]0/2
Variação da concentração de
um reagente com o número de 1
t1/ 2  ln
A0  t  1 ln 2  t  0,693
k A0 / 2
tempos de semi-transformação 1/ 2 1/ 2
k k
para uma reação de primeira
ordem

20. REAÇÕES DE 2ª ORDEM
É a reação cuja velocidade depende da
concentração de reagente elevada ao quadrado
ou de concentrações de dois reagentes
diferentes, cada um deles elevada à unidade.
1º Caso: A → produto
2º Caso: A + B → produto
20

21. TEMPO DE MEIA-VIDA (t1/2) NA REACÇÃO
DE 2ª ORDEM
Podemos obter uma
equação para o tempo de
meia-vida da reacção de
2ª ordem, se fizermos
[A] = [A]0/2 na equação:
1 1
  kt
[ A] [ A]0
Obtém-se
1 1 1
  kt1/ 2  t1/ 2 
A0 / 2 A0 k A0

22. REAÇÕES DE 2ª ORDEM
1º Caso: A → produto
A 
velocidade  
t
velocidade  k A 
2
A 
  k A 
2
t
A  1  1 
k     
A 2
t  Ms  22

23. REAÇÕES DE 2ª ORDEM
2º Caso: A + B → produto
 A B 
velocidade   
t t
velocidade  k  AB 
 A B 
   k  AB 
t t
1 1
  kt
 A  A0 
23

24. RESUMO DA CINÉTICA DE REAÇÕES DE ORDEM
ZERO, 1ª ORDEM E 2ª ORDEM
Equação Tempo de
Ordem Equação cinética concentração-tempo meia-vida
[A]0
0 Velocidade =k [A] = [A]0 - kt t½ =
2k
ln2
1 Velocidade = k [A] ln[A] = ln[A]0 - kt t½ =
k
1 1 1
2 Velocidade = k [A]2 = + kt t½ =
[A] [A]0 k[A]0

25. Mecanismos de reação
Leis de velocidade para mecanismos
de várias etapas

26. TEORIA DAS COLISÕES DE ARRHENIUS
Modelo que explica o aumento da velocidade das reações com o
aumento da temperatura, considerando que as moléculas, para
reagirem, têm que colidir umas com as outras.
Contudo, nem todas as colisões resultam na formação de
produtos; só uma pequena parte delas vai resultar na ocorrência
de reação, dependendo de dois fatores:
1. Fator de orientação
2. Energia cinética

27. FATOR DE ORIENTAÇÃO
Para que uma reação aconteça, é necessário que as moléculas dos
reagentes colidam com a orientação correta.
Colisão Eficaz
Colisão eficaz
Colisão Ineficaz

28. ENERGIA DE ATIVAÇÃO
Energia de ativação:
Tal como uma bola não consegue alcançar o topo de uma colina se
não rolar com energia suficiente até à colina, uma reação não ocorre se
as moléculas não possuírem energia suficiente para ultrapassar a
barreira de energia de ativação.

29. ENERGIA DE ATIVAÇÃO
Energia de ativação: segundo a teoria das colisões postula-se
que, para que possam reagir, as moléculas que colidem têm de
possuir uma energia cinética total maior ou igual do que a energia
de ativação (Ea). É a energia necessária para que se inicie uma
dada reação.

30. COMPLEXO ATIVADO
 Complexo ativado: é a espécie formada transitoriamente pelas
moléculas de reagentes, como resultado da colisão, antes da
formação do (s) produto (s)
A+ B  C + D
Complexo
ativado
Complexo
ativado
Reacção exotérmica Reacção endotérmica

31. FRAÇÃO DE MOLÉCULAS COM Ea
A fração de moléculas, f, com energia igual ou superior Ea é:

32. EQUAÇÃO DE ARRHENIUS
 A maior parte dos dados da velocidade das reações obedece à
 Ea
seguinte relação
k  Ae RT
Em que:
k- constante de velocidade
A – fator de frequência (medida da probabilidade de uma colisão eficaz)
Ea – energia de ativação (kJ/ mol)
R – constante dos gases ideais ( em unidades S.I. 8,314 J/K . mol)
T – temperatura absoluta
Quanto menor Ea e maior T , maior k.

33. DETERMINAÇÃO DA ENERGIA DE ATIVAÇÃO
Rearranjando a Equação de Arrhenius, obtém-se:
 E  1 
k  Ae  Ea / RT  ln k    a    ln A
 R  T 
E a kJ/mol 
R  8,314 J/K.mol
Para duas temperaturas, a relação entre as constantes de velocidade é:
Ea  1 1 
ln k1  ln k 2    
R  T2 T1 
 

34. ANÁLISE GRÁFICA DA EA
 Reações endotérmicas (absorvem calor)
b = EA
c = ∆H

35. ANÁLISE GRÁFICA DA EA
 Reações exotérmicas (liberam calor)
b = EA
c = ∆H

37. Fatores que influem na velocidade das
reações
a ) Área de contato entre os reagentes;
b ) Concentração dos reagentes;
c) Temperatura e Energia de Ativação;
d) Ação de catalisadores;
e) Pressão.

38. FATORES QUE ALTERAM A VELOCIDADE DAS
REAÇÕES
 Superfície de Contato
Quanto maior a superfície de
contato entre os reagentes,
mais rápida a reação.

39. Quanto mais fragmentado o reagente,
maior a velocidade da reação, pois maior
é a superfície de contato.

40. FATORES QUE ALTERAM A VELOCIDADE DAS
REAÇÕES
 Natureza dos reagentes
Substâncias inorgânicas Substâncias orgânicas
Reações mais rápidas Reações mais lentas
Ag+ + Cl- → AgCl↓

41. FATORES QUE ALTERAM A VELOCIDADE DAS
REAÇÕES
 Luz
Reações fotoquímicas = aceleradas pela luz.
Exemplo:
Decomposição da água oxigenada
2 H2O2(l) → 2 H2O(l) + O2(g)
luz

42. FATORES QUE ALTERAM A VELOCIDADE DAS
REAÇÕES
 Pressão (reações gasosas)
- aumento de pressão
- maior choque entre as partículas
- maior velocidade na reação

43. FATORES QUE ALTERAM A VELOCIDADE DAS
REAÇÕES
 Temperatura
- aumento de temperatura.
- maior energia cinética das partículas
- velocidade da reação aumenta
<T >T

44. Regra de Vant Hoff
Um aumento de 10ºC faz com que a
velocidade da reação dobre.
Temperatura 5ºC 15ºC 25ºC
Velocidade V 2V 4V

45. FATORES QUE ALTERAM A VELOCIDADE DAS
REAÇÕES
 Concentração dos Reagentes
Geralmente:
maior concentração dos reagentes
maior velocidade da reação

46. FATORES QUE ALTERAM A VELOCIDADE DAS
REAÇÕES
 Catalisadores
Substâncias com a propriedade de aumentar a rapidez das
reações químicas, permanecendo inalteradas após o término
da reação.
EA1
EA2

47. EFEITO DA TEMPERATURA NA VELOCIDADE
DE REAÇÃO
Para a maioria das reações, a
velocidade aumenta com um
aumento da temperatura.

48. CATÁLISE
Um catalisador é uma substância que aumenta a velocidade de uma
reação química, sem ser consumida durante essa reação.
Um catalisador aumenta a velocidade de uma reação por diminuir a sua
energia de ativação.
k = A . exp( -Ea/RT ) Ea k
uncatalyzed catalyzed
Velocidadereação catalisada > Velocidadereação não catalisada

49. CATÁLISE
 Existem dois tipos de catalisadores: Homogêneos e heterogêneos.
Catálise homogênea: o catalisador encontra-se na mesma fase dos
reagentes e produtos
• Catálise ácida
• Catálise básica
Catálise heterogênea: o catalisador encontra-se numa fase diferente dos
reagentes e produtos
• A síntese de Haber do amoníaco
• A síntese do ácido nítrico
• Conversores catalíticos

50. CATÁLISE HETEROGÊNEA
Processo Haber (produz NH3)
A síntese de Haber do
amoníaco
Fe/Al2O3/K2O
N2 (g) + 3H2 (g) 2NH3 (g)
catalisador

51. PROCESSO DE OSTWALD (produz HNO3)
Pt-Rh catalysts used
in Ostwald process
Catalisador de platina-ródio
4NH3 (g) + 5O2 (g) 4NO (g) + 6H2O (g)
2NO (g) + O2 (g) 2NO2 (g)
2NO2 (g) + H2O (l) HNO2 (aq) + HNO3 (aq)

52. Conversores Catalíticos
Recolha de gases
de escape
Tubo de escape
Extremidade do
tubo de escape
Compressor de ar: fonte
de ar secundário
Conversores
Catalíticos
Conversor
CO + Hidrocarbonetos que não sofreram combustão + O2 CO2 + H2O
catalítico
2NO + 2NO2
Conversor
2N2 + 3O2
catalítico

53. CATÁLISE ENZIMÁTICA
 As enzimas são catalisadores biológicos.
 As enzimas actuam apenas sobre moléculas especificas, chamadas
substratos (ou seja, reagentes), deixando inalterado o resto do sistema.
 Uma enzima é tipicamente uma proteína de dimensões elevadas que
contém um ou mais centros activos. É nesses centros que ocorrem as
interacções com as moléculas de substrato. Estes centros activos têm
estruturas compatíveis apenas com certas moléculas com uma relação
topológica semelhante à que existe entre uma chave e a respectiva
fechadura.
E+S ES
k
ES P+E

54. CATÁLISE ENZIMÁTICA

55. EFEITO DE UM CATALISADOR ENZIMÁTICO NUMA
REAÇÃO QUÍMICA
Reacção catalisada por uma
Reacção não catalisada
enzima
A reacção catalisada ocorre num mecanismo em duas etapas. A
segunda etapa (ES  E + P) é a etapa que controla a velocidade da
reação.

57. Reações completas ou irreversíveis
São reações nas quais os reagentes são totalmente
convertidos em produtos, não havendo “sobra” de
EQUILÍBRIO QUÍMICO
reagente, ao final da reação !
Exemplo:
HCl(aq) + NaOH(aq)  NaCl(aq) + H2O(l)
Essas reações tem rendimento 100 % !

58. Reações incompletas ou reversíveis
São reações nas quais os reagentes não são totalmente
convertidos em produtos, havendo “sobra” de reagente,
EQUILÍBRIO QUÍMICO
ao final da reação !
Exemplo:
- reações de esterificação
CH3COOH + C2H5OH CH3COOC2H5 + H2O
Essas reações tem rendimento < 100 % !

59. A reversibilidade de uma reação pode
ser relacionada com o seu rendimento !
Para a reação gasosa (com baixo rendimento) :
CO + H2O CO2 + H2
EQUILÍBRIO QUÍMICO
Concentração
(mol/L)
Reação com baixo rendimento
CO = H2O
CO2 = H2
tempo

60. A mesma reação, com alto rendimento
CO + H2O CO2 + H2
EQUILÍBRIO QUÍMICO
Concentração
(mol/L)
Reação com alto rendimento
CO2 = H2
CO = H2O
tempo

61. Sob o ponto de vista da cinética
química, as reações reversíveis
podem ocorrer em dois sentidos
EQUILÍBRIO QUÍMICO
(direto e inverso) representados
por
R P
com uma velocidade direta (vdireta
ou v1) e uma velocidade inversa
(vinversa ou v2).

62. Considerando-se uma reação química
genérica:
aA + bB xX + yY
EQUILÍBRIO QUÍMICO
A velocidade direta será:
v1 = k1 [A]a[B]b
a qual diminui com o passar do tempo.
A velocidade inversa será:
v2 = k2 [X]x[Y]y
que no início é nula e vai aumentanto !

63. A medida que a reação avança a
velocidade direta vai diminuindo e
a inversa aumentando, até o
momento em que as duas tornam-
EQUILÍBRIO QUÍMICO
se iguais e a velocidade global
nula !
vdireta = vinversa
v1 = k1 [A]a[B]b e v2 = k2 [X]x[Y]y
Esse momento é chamado de
Equilíbrio Químico.

64. As variações de velocidade direta e inversa, até
alcançar o equilíbrio, podem ser representadas pelo
diagrama abaixo.
velocidades e equilíbrio
EQUILÍBRIO QUÍMICO
10 equilíbrio químico
8
6
velocidade
4 velocidade direta
2 velocidade inversa
0
1
4
7
10
13
16
tempo

65. Se as duas velocidades (direta e inversa) são iguais ao atingir
o equilíbrio, então:
v1 = v2
k1[A]a[B]b = k2[X]x[Y]y
EQUILÍBRIO QUÍMICO
isolando os termos semelhantes resulta:
x y
k 1C .C  X Y CAa = [A]a , ...
K a b c
k C .C
2 A B
CAa , CBb ,... = concentrações molares de A, B,...
Kc = constante de equilíbrio (concentrações)

66. Algumas reações e as constantes Kc
(em função de concentrações)
EQUILÍBRIO QUÍMICO
Reação Constantes
N2 + 3H2 2NH3 Kc = [NH3]2 / [N2].[H2]3
PCl5 PCl3 + Cl2 Kc = [PCl3].[Cl2] / [PCl5]
SO3 + 1/2 O2 SO3 Kc = [SO3] / [SO2].[O2]1/2
2H2 + S2 2H2S Kc = [H2S]2 / [H2]2.[S2]
Generalizando
Kc = [Produtos]p / [Reagentes]r

67. Equilíbrio químico em reações gasosas
Considere a formação da amônia, que ocorre em fase gasosa,
num balão de volume V, em certa temperatura T sendo que
cada gás exerce uma pressão parcial Px
EQUILÍBRIO QUÍMICO
N2(g) + 3H2(g) 2 NH3(g)
A pressão de cada gás pode ser
calculada a partir da expressão:
P = nx R T / V
onde: nx / V = [X]
logo: P = [X] R T
[X] = molaridade ; R = constante dos gases
e T = temperatura absoluta (K)

68. Se a reação ocorrer em fase gasosa a constante de
equilíbrio pode ser expressa em função das pressões
parciais exercidas pelos componentes gasosos:
EQUILÍBRIO QUÍMICO
lembre que:
x y
K  PX . PY
a b
p
PA . PB nRT
P
V
P = pressão ; V = volume ; n = número de mols ; T = temperatura (K)
R = constante universal dos gases = 0,082 atm.L/mol.K

69. Cálculo da constante Kc - exemplo
O PCl5 se decompõe, segundo a equação:
PCl5 PCl3 + Cl2
Ao iniciar havia 3,0 mols/L de PCl5 e ao ser
EQUILÍBRIO QUÍMICO
alcançado o equilíbrio restou 0,5 mol/L do reagente não
transformado. Calcular Kc.
PCl5 PCl3 Cl2
Inicio 3,0 - -
Equilíbrio 0,5 2,5 2,5
Reage 2,5 - -
A constante de equilíbrio será:
Kc = [PCl3].[Cl2] / [PCl5] = [2,5].[2,5] / [0,5]
Kc = 12,5 mol/L

70. Equilíbrios em reações heterogêneas
Há certas reações, nas quais se estabelece equilíbrio,
em que reagentes e/ou produtos encontram-se em
estados físicos distintos, como por exemplo:
EQUILÍBRIO QUÍMICO
I - CaCO3(s) CaO(s) + CO2(g)
II - NH4Cl(s) NH3(g) + HCl(g)
Nesses casos, como a concentração dos componentes
sólidos não variam, as constantes não incluem tais
componentes.
I - Kc = [CO2] e Kp = PCO2
II - Kc = [NH3].[HCl] e Kp = PHCl . PNH3

71. Deslocamento do equilíbrio químico
(Princípio de Le Chatelier ou equilíbrio móvel)
“Quando um agente externo atua sobre uma reação em
equilíbrio, o mesmo se deslocará no sentido de diminuir os
EQUILÍBRIO QUÍMICO
efeitos causados pelo agente externo”.
Os agentes externos que podem deslocar o
estado de equilíbrio são:
1. variações nas concentrações de reagentes ou
produtos;
2. variações na temperatura;
3. variações na pressão total.

72. 1 - Influência das variações nas concentrações
* A adição de um componente (reagente ou produto) irá
deslocar o equilíbrio no sentido de consumí-lo.
EQUILÍBRIO QUÍMICO
* A remoção de um componente (reagente ou produto)
irá deslocar o equilíbrio no sentido de regenerá-lo.
As variações nas concentrações de reagentes
e/ou produtos não modificam a constante Kc
ou Kp.

73. 1 - Influência das variações nas concentrações
Exemplo
Na reação de síntese da amônia
EQUILÍBRIO QUÍMICO
N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g)
I - adicionando N2 ou H2 o equilíbrio desloca-se no sentido de
formar NH3 ( );
II - removendo-se NH3 o equilíbrio desloca-se no sentido de
regenerá-la ( ).

74. 2 - Influência das variações na temperatura
Um aumento na temperatura (incremento de energia)
favorece a reação no sentido endotérmico.
EQUILÍBRIO QUÍMICO
Uma diminuição na temperatura (remoção de energia)
favorece a reação no sentido exotérmico.
A mudança na temperatura é o único fator que altera
o valor da constante de equilíbrio (Kc ou Kp).
- para reações exotérmicas: T  Kc 
- para reações endotérmicas: T  Kc 

75. 2 - Influência das variações na temperatura
Exemplo
A síntese da amônia é exotérmica:
N2 + 3 H2 2 NH3
EQUILÍBRIO QUÍMICO
H = - 17 kcal/mol
I - um aumento na temperatura favorece o sentido endotérmico
( );
II - um resfriamento (diminuição na temperatura favorece a
síntese da amônia, ou seja, o sentido direto ( ).
Portanto, na produção de amônia o reator deve
estar permanentemente resfriado !

76. Regra de Vant Hoff
Um aumento de 10ºC faz com que a
velocidade da reação dobre.
Temperatura 5ºC 15ºC 25ºC
Velocidade V 2V 4V

77. 3 - Influência das variações na pressão total
As variações de pressão somente afetarão os
equilíbrios que apresentam componentes gasosos, nos
quais a diferença de mols gasosos entre reagentes e
EQUILÍBRIO QUÍMICO
produtos seja diferente de zero (ngases  0).
Um aumento na pressão total (redução de volume)
desloca o equilíbrio no sentido do menor número de mols
gasosos.
Uma diminuição na pressão total (aumento de volume)
desloca o equilíbrio no sentido do maior número de mols
gasosos.

78. 3 - Influência das variações na pressão total
Exemplo
Na síntese da amônia ocorre diminuição no número de mols
gasosos (ngases = - 2)
EQUILÍBRIO QUÍMICO
N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g)
I - um aumento na pressão desloca o equilíbrio no sentido direto,
menor no de mols( );
II - uma redução de pressão desloca o equilíbrio no sentido
inverso, maior no de mols ( ).
Se a diferença de mols gasosos for nula as variações
de pressão não deslocam o equilíbrio.

79. Síntese da amônia
- efeito da pressão total
EQUILÍBRIO QUÍMICO