O documento aborda os fundamentos do equilíbrio químico, destacando que reações tendem a alcançar um estado de equilíbrio onde as velocidades das reações direta e inversa se igualam. Também explora o conceito de constante de equilíbrio e a relação entre as concentrações de reagentes e produtos, além de descrever como fatores como a pressão e a temperatura afetam o sistema. Exemplos práticos são fornecidos para ilustrar a determinação da constante de equilíbrio em diferentes reações químicas.

1. Profa. Débora Alvim
LOQ4098 - Fundamentos de Química
para Engenharia II-A
Equilíbrio Químico

2. Equilíbrio Químico
❖ Todas as reações tendem alcançar o equilíbrio químico
❖ Quando as velocidades das reações direta e inversa
forem iguais e as concentrações dos reagentes e dos
produtos não variarem com o tempo, atinge-se o equilíbrio
químico.
❖ O equilíbrio químico não é alcançado instantaneamente.
❖ Segundo o Princípio de Le Châtelier, o equilíbrio químico
pode ser perturbado (deslocado).

3. O equilíbrio de uma reação hipotética
❖ Reação lenta, hipotética:
A+B  C+D
reagentes produtos

4. Evolução da reação
A+B  C+D
t0 : reagentes A+B
A+B →
t1: reagentes A+B diminuiram, foram gastos parcialmente e
houve formação de alguns produtos C+D
A+B → C+D
t2: o equilíbrio estabelecido, formação de C+D é
compensada pela formação de A+B
A+B  C+D

5. Equilíbrio e tempo
❖t0 : A+B →
❖ t1: A+B → C+D
❖ t2: A+B  C+D
A
B
C ou D
t
t0 t1 t2

6. Reversibilidade no Equilíbrio Químico
• Tecnicamente, todas as reações
químicas são um equilíbrio, ou seja,
não se completa. Mas quando a
concentração de reagentes ou
produtos é MUITO BAIXA, diz-se que
a reação aconteceu completamente.
Exemplo: H+
(aq) + OH-
(aq) → H2O(l)

7. • Teoria das Colisões: Quando 2 moléculas A e B colidem uma
com a outra numa orientação apropriada e com suficiente
energia, elas podem reagir formando novas moléculas, os
produtos C e D.
• O diagrama de energia potencial para esta colisão,
supostamente exotérmica, pode ser apresentado como:
A + B C + D
→
Reversibilidade no Equilíbrio Químico

8. A + B
C + D
Energia
Potencial
Complexo Ativado
Reagentes
Produtos
A + B C + D
→
,
a f
E
H

9. Reversibilidade no Equilíbrio Químico
• A partir de um momento, quantidades significativas de C e D são
formadas, e sua concentração começa a aumentar.
• Torna-se inevitável que uma molécula de C colida com uma de D.
• Se esta colisão ocorrer com energia e orientação adequadas, elas
podem reagir e formar novamente as moléculas originais A e B.
• Este evento, supostamente endotérmico
A + B  C + D

10. Reversibilidade no Equilíbrio Químico
Qualquer reação que ocorra em extensão significativa tanto
nos sentidos direto como inverso é chamada de reação
reversível:
A + B  C + D

11. Aspectos Quantitativos do Equilíbrio
Químico
• CONSTANTE DE EQUILÍBRIO
Suponha que a reação a seguir ocorra de forma elementar em
ambos os sentidos e que inicialmente apenas A e B estejam
presentes no vaso de reação.
a A + b B  c C + d D

12. A CONSTANTE DE EQUILÍBRIO
A , B
Inicialmente,
Velocidade da Reação: [A][B]
f f
r k
=
Velocidade da
reação direta
Inicialmente C e D não estão presentes, ou seja, não há
reação inversa. Há apenas a reação direta:
A + B C + D
→

13. A CONSTANTE DE EQUILÍBRIO
A , B ,
C , D
Após um certo tempo, a concetração
de C e D cresce e a reação inversa
começa acontecer também:
C + D A + B
→
Velocidade da Reação: [C][D]
b b
r k
=
Velocidade da
Reação Inversa
Conforme a reação prossegue, as concentrações
de A e B caem, ao passo que as de C e D
aumentam. As velocidades das reações direta e
inversa seguem o seguinte comportamento:

14. A CONSTANTE DE EQUILÍBRIO
[A][B]
[C][D]
f f
b b
r k
r k
=
=
f
r
b
r
Quando as velocidades se tornam iguais, as concentrações de A, B, C e
D não mais mudam no tempo. Atingiu-se o equlíbrio químico. No
entanto, lembre-se que ao nível molecular tanto a reação direta quanto a
inversa continuam ocorrendo, pois o equilíbrio é dinâmico, só que
ocorrem continuamente na mesma velocidade.

15. A CONSTANTE DE EQUILÍBRIO
[A][B] [C][D]
[C][D]
a constant
[A][B]
f b
f b
f
b
r r
k k
k
K
k
=
 =
 = = =
   
   
Concentrações de Produtos
Concentrações de Reagentes
C D
K
A B
c d
a b
=
Para o exemplo
realizado na lousa e
para uma formulação
mais completa, levando-
se em conta a lei de
ação das massas:
Se K é conhecida, pode-se prever as
concentrações de reagentes ou produtos.

16. A estequiometria e o equilíbrio
❖ Consideremos a seguinte reação reversível:
aA + bB cC + dD
Onde a, b, c e d são os coeficientes estequiométricos das
espécies A, B, C e D. A constante de equilíbrio da reação a uma
determinada temperatura é:
b
a
d
c
B
A
D
C
K
]
[
]
[
]
[
]
[
=
←
→

17. N2(g) + 3H2(g) 2 NH3(g)
Ex. 1: Determine a constante de equilíbrio para a reação abaixo:
N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g)
Sabendo que:
H2 = 0,324 mol.L-1; N2 = 0,305 mol.L-1; NH3 = 0,796 mol.L-1
[NH3]2
[H2]3 .[N2]
Kc =
[0,796]2
[0,324]3 .[0,305]
Kc = Kc = 61,60

18. Ex. 2: Suponha que em uma mistura em equilíbrio entre H2, Cl2, para formar HCl as
concentrações de H2 e Cl2 sejam 1.10-11 mol.L-1 e 2.10-10, respectivamente.
Determine a concentração molar de HCl sabendo que Kc = 4,8.1018.
H2(g) + Cl2(g) 2HCl(g)
[HCl]2
[H2].[Cl2]
Kc =
[HCl] = [H2].[Cl2]
Kc [HCl] = 0,089 mol.L-1

19. Determinação de K
2 NOCl(g)  2 NO(g) + Cl2(g)
Coloque 2,00 mol de NOCl em um frasco de 1,00 L.
No equilíbrio você encontra 0,66 mol/L de NO.
Calcule K.
Solução
Construa uma tabela de concentrações
[NOCl] [NO] [Cl2]
Inicial 2,00 0 0
Variação
Equilíbrio 0,66

20. Determinação de K
2 NOCl(g)  2 NO(g) + Cl2(g)
Coloque 2,00 mol de NOCl em um frasco de
1,00 L. No equilíbrio você encontra 0,66
mol/L de NO. Calcule K.
Solução
Construa uma tabela de concentrações
[NOCl] [NO] [Cl2]
Inicial 2,00 0 0
Variação -0,66 +0,66 +0,33
Equilíbrio 1,34 0,66 0,33

21. Determinação de K
2 NOCl(g)  2 NO(g) + Cl2(g)
[NOCl] [NO] [Cl2]
Inicial 2,00 0 0
Variação -0,66 +0,66 +0,33
Equilíbrio 1,34 0,66 0,33
K =
[NO]2[Cl2]
[NOCl]2
( ) ( )
( )
080
,
0
34
,
1
33
,
0
66
,
0
K 2
2
=
=

22. 04) Foram colocados em um recipiente fechado, de capacidade 2,0 L, 6,5 mol
de CO e 5 mol de NO2. À 200°C o equilíbrio foi atingido e verificou-se que
haviam sido formados 3,5 mol de CO2.
Podemos dizer que o valor de Kc para o equilíbrio dessa reação é:
a) 4,23.
b) 3,84.
c) 2,72.
d) 1,96.
e) 3,72.
=
KC
[ CO2 ] [ NO ]
[ CO ] [ NO2 ]
x
x
1,75
1,50 0,75
CO + NO2 CO2 + NO
início
reage / produz
equilíbrio 3,5 3,5
3,5 3,5
3,0 1,5
6,5 5,0
3,5 3,5
0,0 0,0
[ NO ] =
3,5
2,0
= 1,75 M
[ CO ] =
3,0
2,0
[ NO2 ] =
1,5
2,0
= 0,75 M
[ CO2 ] =
3,5
2,0
= 1,75 M
= 1,50 M
1,75
=
KC x
x
3,0625
1,125
=
KC KC = 2,72

23. Determinação de K
Exemplos
Escreva as expressões de constante de equilíbrio
para as seguintes reações:
Equações Químicas
balanceadas c
K
2
3
3
2 2
[NH ]
[N ][H ]
c
K =
2 2
2
[H ][I ]
[HI]
c
K =
2
3
2
2 2
[SO ]
[SO ] [O ]
c
K =

24. Variação das concentrações de NO2 e N2O4 ao
longo do tempo
 
 
3
4
2
2
2
10
63
,
4 −

=
=
O
N
NO
K
t0: só está
presente NO2
t0: só está
presente N2O4
t0: está presente
mistura de NO2 e
N2O4
N2O4 (g) → 2 NO2 (g)
incolor Castanho

25. Kc : constante de equilíbrio
Consideremos o seguinte sistema em equilíbrio.
N2O4 (g)  2 NO2 (g)
A constante de equilíbrio é dada por:
Kc –constante de equilíbrio
Concentrações das espécies reagentes são expressas
em mol/L.
]
O
N
[
]
NO
[
4
2
2
2
=
c
K

26. Kp : Constante de equilíbrio gasoso
Nas reações em fase gasosa, as concentrações dos reagentes
e dos produtos também podem ser expressas em termos
das suas pressões parciais
Para seguinte sistema em equilíbrio.
N2O4 (g)  2 NO2 (g)
Podemos escrever
Onde PNO2
e PN2O4
são respectivamente, as pressões parciais
(em atm) de NO2 e N2O4 no equilíbrio.
KP significa que as concentrações de equilíbrio estão
expressas em termos de pressão.
4
2
2
O
N
NO
2
P
P
=
P
K

27. Constante de equilíbrio: K
❖Kc: soluções
O índice em Kc, significa que nesta fórmula da
constante de equilíbrio, as concentrações dos
reagentes e dos produtos são expressas em moles
por litro ou molar.
❖KP: g
Neste caso as concentrações dos reagentes e
dos produtos são expressas em termos das suas
pressões parciais.

28. Embora Kc e Kp representem valores constantes à
mesma temperatura, elas não são necessariamente
iguais.
A relação entre elas é dada considerando-se a
equação de estado dos gases :
P. V = n. R. T
Relação entre Kc e Kp
equação de Clapeyron

29. Considere a reação abaixo:
N2O4 (g) 2NO2 (g)
Observe a relação entre Kc e Kp:
Kc = [NO2]2 / [N2O4] Kp = (PNO2)2 / PN2O4
Aplicando a equação dos gases para NO2 e para N2O4:
PNO2 = n. R.T = [NO2] . R. T
V
PN2O4 = n. R. T = [N2O4] . R. T
V

30. Kp = (PNO2)2 / PN2O4
PNO2 = n. R.T = [NO2] . R. T
V
PN2O4 = n. R. T = [N2O4] . R. T
V
Kp = ([NO2] . R. T)2
([N2O4] . R. T)1
Kp = [NO2]2 . (R . T) 2-1
[N2O4]
Kc
Kp = Kc (R . T)1 → Kp = Kc . (R . T ) Δn
Onde: R = 0,082 atm.L.K-1.mol-1 e T em K 30

31. Resumindo:
Podemos relacionar Kc e Kp pela relação:
Onde:
31

32. Relação entre KC e KP
n
c
P RT
K
K 
= )
(
Em que :
R = 0,0821 L.atm/K. mol
∆n = (moles de produtos no estado gasoso) – (moles
de reagentes no estado gasoso)

33. Gases: A constante de Equilíbrio,
KP
• Misturas de gases são soluções, da mesma forma
que os líquidos.
• Use KP, baseado nas pressões parciais dos gases.
Equações Químicas
balanceadas c
K
2
3
3
2 2
[NH ]
[N ][H ]
c
K =
2 2
2
[H ][I ]
[HI]
c
K =
2
3
2
2 2
[SO ]
[SO ] [O ]
c
K =
p
K
3
2 2
2
NH
3
N H
p
p
K
p p
=
2 2
H I
2
HI
p
p p
K
p
=
3
2 2
2
SO
2
SO O
p
p
K
p p
=

34. Líquidos e Sólidos Puros
• As expressões das constantes de equilíbrio não têm
termos de concentração para fases líquidas ou
sólidas de um determinado componente (isto é,
sólidos ou líquidos puros).
C(s) + H2O(g)  CO(g) + H2(g)
Kc =
[H2O]
[CO][H2]
e Kp =
PH2O
PCOPH2

35. Escrevendo e Manipulando
Expressões de K
Sólidos NUNCA
aparecem em
expressões de
equilíbrio.
S(s) + O2(g)  SO2(g)
K =
[SO2]
[O2]

36. Lei da ação das massas
❖ Considerando a reação hipotética:
A + B → C + D
A quantidade Q é definida como:
em que Q é o coeficiente reacional
❖ Uma vez estabelecido o equilíbrio
em t0 : Q = 0
em t1 : Q > 0
No equilibrio, Q é constante
Q= K (K, a constante de equilíbrio)
  
  
B
A
D
C
Q =
  
  
te
cons
Q
B
A
D
C
tan
=
=

37. Concentração e equilíbrio
Para determinar o sentido a reação até se atingir o
equilíbrio, compara-se os valores de K e Q.
Podem ocorrer três situações:
Q< K
Q= K
Q>K

38. Q< K
A razão entre as concentrações iniciais dos
produtos e dos reagentes é muito pequena.
Reagentes têm de ser convertidos em
produtos.
Para que se atinja o equilíbrio o sistema evolui da
esquerda para a direita até se atingir o equilíbrio.
A + B → C + D

39. Q= K
As concentrações iniciais são as concentrações
de equilíbrio.
O sistema está em equilíbrio.
A + B  C + D

40. Q>K
A razão entre as concentrações iniciais dos
produtos e as concentrações iniciais dos
reagentes é muito grande.
Para que se atinja o equilíbrio, os produtos
têm de se converter nos reagentes.
O sistema evolui da direita para a esquerda
até se atingir o equilíbrio.
A + B  C + D

41. O Significado de K
1.Podemos dizer se a reação é reagente-
ou produto-favorecida.
Para N2(g) + 3 H2(g)  2 NH3(g)
Kc =
[NH3]2
[N2][H2]3
= 3.5 x 108
Conc. de produtos é muito maior que a de reagentes no
equilíbrio.
A reação é fortemente produto-favorecida.

42. Para AgCl(s)  Ag+(aq) + Cl-(aq)
Kc = [Ag+] [Cl-] = 1,8 x 10-5
Conc. de produtos é muito menor que a de
reagentes no equilíbrio.
A reação é fortemente reagente-favorecida.
Significado de K

43. Produto- ou Reagente- Favorecida
Produto-favorecida Reagente-favorecida

46. Fases e equilíbrio
❖ Equilíbrios podem ser:
– homogêneos (só uma fase)
– heterogêneos (várias fases)
» simplifica-se considerando só uma fase

47. Queima de Calcário
CaCO3(s)  CaO(s) + CO2(g)
Kc = [CO2] KP = PCO2
(RT)

48. Equilíbrio heterogêneo
CaCO3 (s) → CaO(s) + CO2(g)
Kc = [CO2]
KP = PCO2
A pressão de CO2 no equilíbrio é a
mesma independentemente das
quantidades da fase sólida (neste
caso, de CaCO3 e CO2) à mesma
temperatura.
Sistemas fechados
←

49. Foi aquecido a 250°C um recipiente de 12 litros
contendo certa quantidade de PCl5. Sabe-se que, no
equilíbrio, o recipiente contém 0,21 mol de PCl5, 0,32
mol de PCl3 e 0,32 mol de Cl2. A constante de
equilíbrio, para a dissociação térmica do PCl5, em
mol/litro, é:
a) 0,41 mol/litro.
b) 0,49 mol/litro.
c) 0,049 mol/litro.
d) 0,041 mol/litro.
e) 0,082 mol/litro.

50. Em um recipiente de 5 L, a uma temperatura T, são
misturados 5 mol de CO(g) e 5 mol de H2O(g). Quando o
equilíbrio é atingido, coexistem 3,325 mol de CO2(g) e
3,325 mol de H2(g). Calcule o valor de Kc, na temperatura
T, para o seguinte equilíbrio:
CO(g) + H2O(g) CO2(g) + H2(g)
a) 3940
b) 394
c) 0,394
d) 39,4
e) 3,94

51. Fatores que afetam o equilíbrio químico
1.Concentração
2. Pressão: só afeta as concentrações dos gases.
3.Volume: afeta os gases uma vez que tanto
líquidos como sólidos o volume é constante.
4.Temperatura: um aumento da temperatura
favorece reações endotérmicas e uma diminuição
de temperatura favorece reações exotérmicas.

52. Princípio de Le Châtelier
Quando uma perturbação exterior é aplicada a um sistema em equilíbrio, o sistema
tende a se ajustar para alcançar um novo equilíbrio.
* Influência da Adição e Remoção de Reagentes no Equilíbrio Químico:
H2(g) + Cl2(g) 2HCl(g)
[HCl]2
[H2].[Cl2]
Kc =
O que acontece com o equilíbrio da reação se:
- Adicionar o mais HCl: Desloca o equilíbrio para reagente;
- Remover H2: Desloca o equilíbrio para reagente;
- Remover HCl: Desloca o equilíbrio para o produto;
- Adicionar o mais Cl2: Desloca o equilíbrio para o produto;

53. - Quando um reagente é adicionado a uma mistura em equilíbrio a
reação tende a se deslocar no sentido de formação do produto;
- Quando um reagente é removido de uma mistura em equilíbrio a
reação tende a se deslocar no sentido de formação do reagente;
- Quando um produto é adicionado a uma mistura em equilíbrio a
reação tende a se deslocar no sentido de formação do reagente;
- Quando um produto é removido de uma mistura em equilíbrio a
reação tende a se deslocar no sentido de formação do produto;

54. Pressão e equilíbrio
• Variações na pressão não afetam as
concentrações das espécies reagentes nas fases
condensadas (por exemplo, numa solução aquosa)
porque os líquidos e os sólidos são
incompressíveis.
• Por outro lado, as concentrações dos gases são
geralmente afetadas por variações de pressão.

55. * Influência da Pressão no Equilíbrio Químico:
H2O (g) + CH4(g) CO(g) + 3H2(g)
O que acontece com o equilíbrio da reação se:
- Aumentarmos a pressão do sistema? O equilíbrio de desloca para o lado dos
reagentes.
- Diminuirmos a pressão do sistema? O equilíbrio de desloca para o lado dos
produtos.
- Quando aumentamos a pressão a reação se desloca para o lado com o menor
número de moléculas;
- Quando diminuirmos a pressão a reação se desloca para o lado com o maior
número de moléculas;
- Quando o número de moléculas do reagente for igual ao número de moléculas do
produto a pressão não interfere no equilíbrio químico da reação;

56. Calor e equilíbrio
❖ A adição ou remoção de calor também
pode deslocar o equilíbrio em reações
endo e exotérmicas

57. Deslocamento do equilíbrio

58. * Influência da Temperatura no Equilíbrio Químico:
N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g) ΔH = - 92,2 kJ
A reação de formação da amônia, a partir de seus elementos, é uma reação
exotérmica.
As reações exotérmicas são aquelas que liberam calor.
O valor do ΔH é negativo.
As reações endotérmicas são aquelas que absorvem calor.
O valor do ΔH é positivo.
Para reação acima, que é uma reação exotérmica, ou seja, libera calor, com o
aumento da temperatura a reação desloca o equilíbrio para o sentido dos reagentes;
Para as reação exotérmica, com a diminuição da temperatura, o equilíbrio da reação
se desloca para o sentido de formação dos produtos;

59. Para as reações endotérmicas, que são as que absorvem calor, com o aumento da
temperatura deslocam o equilíbrio da para o sentido dos produtos;
Para as reações endotérmicas com a diminuição da temperatura deslocam o
equilíbrio da reação para o sentido de formação dos reagentes;

60. Processo Haber: Síntese de NH3
N2 (g) + 3H2 (g) → 2NH3 (g) + energia
Condições ótimas:
- pressão elevada;
- Temperatura baixa. (porém
ocorre a 450 ºC)
Na indústria : Temperatura +
catalisador: velocidade da
produção (cinética).

61. Exercício: Considere o seguinte sistema em equilíbrio:
N2F4 (g) 2NF2 (g) ΔHº = 38,5 KJ
Preveja as alterações no equilíbrio se
(a) A mistura reacional for aquecida a volume constante;
(b) O gás NF2 for removido da mistura reacional a
temperatura e volume constantes;
(c) A pressão da mistura reacional diminuir a temperatura
constante;
(d) Um gás inerte, como o hélio, for adicionado à mistura
reacional a volume e temperatura constante.

63. Energia de Gibbs e Equilíbrio Químico
• As equações que nos dão as variações de energia de
Gibbs e de energia padrão são, respectivamente,
É importante compreender as condições em que estas
equações são aplicáveis e que tipo de informação
podemos obter a partir de ∆G e de ∆Gº
Consideremos a seguinte reação:
Reagentes → Produtos
∆G = ∆H - T∆S
∆Gº = ∆Hº - T∆Sº

64. Energia de Gibbs e Equilíbrio Químico
A variação da Energia de Gibbs padrão para esta reação é
dada por:
∆Gº = Gº (produtos) – Gº(reagentes)
∆Gº - representa a variação da energia de Gibbs quando os
reagentes no seu estado padrão são convertidos em
produtos também no seu estado padrão.
Assim que a reação tiver início, deixa de ser válida a
condição de estado padrão para os reagentes e para
os produtos, pois nenhum deles permanece em
solução com uma concentração padrão.

65. Energia de Gibbs e Equilíbrio Químico
• Quando não estamos sob condições padrão, devemos
usar ∆G em vez de ∆Gº para prever a direção da
reação. A relação entre ∆G e ∆Gº é:
∆G = ∆Gº + RT ln Q
Em que:
R – constante dos gases perfeitos ( 8,314 J/K . mol)
T – temperatura absoluta a que ocorre a reação
Q – quociente reacional
No equilíbrio, G = 0 e Q = K
0 = Gº + RT ln K
G = - RT ln K

66. Reação não espontânea
Gº = Gº(produtos) –
Gº(reagentes) > 0
Gº (produtos)
Gº (reagentes)
∆Gº > 0,
pois Gºprodutos > Gº
reagentes
A reação não é
espontânea. Os
reagentes são
favorecidos em relação
aos produtos.

67. Gº = Gº(produtos) –
Gº(reagentes) < 0
Gº (reagentes)
Gº (produtos)
∆Gº < 0,
pois Gºprodutos < Gº
reagentes
A reação é espontânea.
Os produtos são
favorecidos em relação
aos reagentes.
Reação espontânea

68. Reação em Equilíbrio Químico
∆Gº = 0
Os produtos e os
reagentes são
igualmente favorecidos
no equilíbrio.

69. Energia de Gibbs e Equilíbrio Químico
K ln K ∆Gº Comentários
> 1 Positivo Negativo A reação é espontânea. Os produtos
são favorecidos em relação aos
reagentes.
= 1 0 0 Os produtos e os reagentes são
igualmente favorecidos.
< 1 Negativo Positivo A reação não é espontânea. Os
reagentes são favorecidos em relação
aos produtos.

70. 70

73. 73

74. O dióxido de nitrogênio é um gás de cor castanha que se transforma parcialmente em
tetróxido de dinitrogênio, um gás incolor. O equilíbrio entre essas espécies pode ser
representado pela equação:
2 NO2 (g) ⇔ N2O4 (g) ΔH < 0
Com base nas informações apresentadas e considerando as seguintes condições
reacionais:
I. Aumento da pressão.
II. Aumento da temperatura.
III. Adição de N2O4(g).
IV. Adição de NO2(g).
Marque a alternativa que indica apenas as condições que deslocam o equilíbrio para a
direita.
a) I, II e III.
b) I e IV.
c) III e IV.
d) I e II.
e) II, III e IV.

75. Um mol de H2 e 1 mol de Br2 são colocados em um
recipiente de 10 L de capacidade a 575°C.
Atingindo-se o equilíbrio, a análise do sistema
mostrou que 0,20 mol de HBr estão presentes.
Calcule o valor de Keq, a 575ºC, para a reação:
H2(g) + Br2(g) → 2 HBr(g)

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Procedimento Experimental
Tarefa 1. Efeito do íon Comum
200 mL de
Água destilada
✓ 10 gotas de solução amoniacal
✓ Três gotas de fenolftaleína
Misture e
Observe
Questão 1: Qual a coloração obtida? Justifique sua resposta através
de equações

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Procedimento Experimental
Tarefa 1. Efeito do íon Comum
Adicione uma
espátula
de bicarbonato de
amônio
Misture e
Observe
Questão 2: Houve mudança na coloração obtida? Justifique a
sua resposta através de equações.
Questão 3: Como seu grupo poderia fazer com que a cor da
solução anterior retornasse?

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Tarefa 2. Efeito da Concentração
1. Conecte a mangueira de borracha na saída lateral do kitassato
2. Adicione 100 mL de vinagre dentro do kitassato
3. A ponta da mangueira deve estar embebida em um béquer de 250
mL contendo 100 mL de água, NaHCO3 e gotas de solução de
fenolftaleína
4.
Observe

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Questão 4: Explique a coloração da solução antes e depois do
experimento. Justifique através de equações químicas.
Questão 5: Compare a quantidade de CO2 no sangue de pessoas
que respiram em demasia (hiperventilação) com pessoas que
apresentam insuficiência respiratória.
Questão 6: Tais disfunções respiratórias podem levar a variações
do pH do sangue. Qual disfunção causa acidose (diminuição do pH
sanguíneo) e qual causa alcalose (aumento do pH sanguíneo).

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Tarefa 3. Efeito da Temperatura
200 mL de água
+
10 gotas da solução amoniacal
Adicione gotas de
fenolftaleína
Transfira um
pouco para
um tubo de
ensaio
Coloque o
tubo em
banho de gelo

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Questão 7: baseando-se nas observações da experiência,
determine se a reação é exo ou endotérmica.
Questão 8: O que ocorre com o valor da constante de equilíbrio
quando o tubo é aquecido?